Première manipulation : introduction visuelle de l équilibre chimique

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1 Activités expérimentales autour de l équilibre chimique en solution aqueuse Première manipulation : introduction visuelle de l équilibre chimique Une transformation chimique peut s arrêter parce qu un réactif a totalement disparu, mais certaines transformations chimiques s arrêtent aussi alors qu il reste des quantités appréciables de tous les réactifs dans le système. Illustrons de façon qualitative cette notion d équilibre chimique, en utilisant un système chimique qui exploite directement les propriétés colorées de certaines solutions (nous parlerons bientôt des propriétés spectrophotométriques des solutions). En solution aqueuse, la réaction entre les ions Fer(III) Fe 3+ (aq) et les ions thiocyanate SCN - (aq) conduit à la formation d un complexe thiocyanatofer(iii) [Fe(SCN)] 2+ (aq) coloré en rouge, selon la réaction : Fe 3+ (aq) + SCN - (aq) = [Fe(SCN)] 2+ (aq) constante d équilibre K notée β. Première préparation Munis de 2 petits béchers et d une éprouvette graduée, rendez-vous à l endroit de la salle de TP qui vous sera indiqué : venez avec une éprouvette graduée et un petit bécher, prélever 20 ml de la solution de la solution de thiocyanate de potassium 2, mol.l -1. Rincez «sur place» votre éprouvette et prélevez de la même façon 30 ml de la solution de chlorure de fer(iii) de concentration 2, mol.l -1, acidifiée par l acide perchlorique (HClO4 acide fort). De retour à votre paillasse, mélangez les deux solutions dans un petit bécher de 250 ml. Versez environ 10 cm 3 de la solution dans 3 tubes à essais. 1

2 Première observation dans le tube à essais central 1) Quelle est la couleur de la solution obtenue après le mélange? 2) D après vous, quelle(s) espèce(s) chimique(s) contient ce tube central? Dans le tube à essais de gauche 3) Qu observez-vous lorsque vous ajoutez quelques cristaux de thiocyanate de potassium? Dans quel sens a donc évolué le système chimique initial? Qu en concluez-vous? Que répondez-vous si l on vous repose la même question 2) : D après vous, quelle(s) espèce(s) chimique(s) contenait le tube central? Dans le tube à essais de droite : 4) Qu observez-vous lorsque vous ajoutez quelques cristaux de sulfate de fer contenant des ions Fe 3+? Dans quel sens a donc évolué le système chimique initial? Qu en concluez-vous? Que répondez-vous si l on vous repose la même question 2) : D après vous, quelle(s) espèce(s) chimique(s) contenait le tube central? 5) Ces deux dernières observations sont-elles en accord avec votre première réponse à la question 2? Désormais : Tracer le spectre de la solution du tube du milieu. Rechercher à quelle longueur d onde l absorbance est maximale. 6) Faites une dilution par 2. Commenter là aussi vos observations. 2

3 Seconde manipulation : détermination d une constante d équilibre K, notée K s. Présentation Cette fiole contient une solution saturée d iodure de plomb PbI2(s) : le précipité est en équilibre avec ses ions constitutifs Pb 2+ (aq) et I - (aq) dans l eau. Objectifs o Déterminer le produit de solubilité noté Ks de l iodure de plomb. o Se demander ce que l on doit faire de l eau contenue dans la fiole : la stocker dans la poubelle à métaux lourds ou bien la mettre à l évier? Données En France, la teneur en plomb de l'eau potable est réglementée (directive européenne). Le seuil maximal, fixé à 25 microgrammes par litre d'eau, a été abaissé le 25 décembre 2013 à 10 microgrammes par litre. En savoir un peu plus On s intéresse désormais à la dissolution (partielle) de l iodure de plomb de formule PbI2(s) dans l eau en ses ions constitutifs Pb 2+ (aq) et I - (aq). Cette transformation peut être modélisée par l équation chimique ci-dessous, à laquelle est associée une constante d équilibre, notée K dans le cas général, et notée Ks ici, appelée produit de solubilité (tout cela sera repris en deuxième partie d année lors de l étude plus détaillée des équilibres en solution aqueuse). 3

4 PbI2(s) = Pb2+ (aq) + 2 I - (aq) K = Ks L idée est de déterminer les concentrations des ions à l équilibre et donc d en déduire la valeur de Ks. 1) En utilisant la relation de Gulberg et Waage, exprimez Ks à l aide des activités des espèces impliquées, puis, le milieu étant supposé dilué, à l aide des concentrations des ions. Manipulation Vous disposez de la solution saturée d iodure de plomb PbI2(s), qui a une belle couleur jaune. La méthode attendue est une méthode conductimétrique. Proposez un protocole qui permette de déterminer Ks. Vous réaliserez ce protocole après avoir obtenu mon accord et vous inscrirez au tableau vos deux noms ainsi que la valeur de Ks déterminée (en vue d une étude statistique des différents résultats). La conductimétrie? Lire la feuille «conductimétrie» du polycopié et utiliser les résultats synthétiques énoncés ci-dessous. Le conductimètre permet de mesurer la conductivité σ d une solution à partir de la mesure de la conductance G de l élément de solution compris entre les deux petites plaques de platine (la conductance G est l inverse de la résistance R : G = 1/R). ü G est la conductance de la solution, elle s exprime en Siemens (S) ü σ est la conductivité de la solution, elle s exprime en Siemens par mètre (S.m -1 ou bien ms.cm -1 par exemple). ü G et sont liées par la relation : σ = K.G ; K est la constante de cellule. Là aussi, il faut étalonner le conductimètre car la conductance de l élément de volume compris entre les plaques dépend de l état de ces plaques, donc de l histoire de la cellule. D autre part, la loi de Kholrausch relie la conductivité de la solution à la nature et à la quantité des ions présents dans la solution. Soit : o Le plus souvent, on utilise : Si une solution contient des ions «i» à la concentration ci, alors la relation de Kolhrausch permet de calculer la conductivité de la solution : 4

5 σ = i λ i. c i λ i est la conductivité ionique molaire à concentration nulle de l ion. Elle s exprime en S.m 2.mol -1. o Parfois, on utilise aussi (et c est le cas avec le Handbook) : Si une solution contient des ions «i» à la concentration ci, alors la relation de Kolhrausch permet de calculer la conductivité de la solution : σ = i z i λ éq,i. c i λ éq,i est la conductivité ionique molaire équivalente à concentration nulle de l ion. Elle s exprime en S.m 2.mol -1. z i est la charge portée par l ion en valeur absolue (ex : +2 pour Pb 2+, + 1 pour Na +, et +2 pour SO4 2- ou +1 pour Cl - ). Ainsi, si on ouvre le Handbook, on lit : 93 ème édition/section 5-77 : EQUIVALENT CONDUCTIVITY OF ELECTROLYTES IN AQUEOUS SOLUTION λ éq,i en 10-4 m 2.S.mol -1 Pb 2+ : 71 I - : 76,8 Il est à noter les valeurs très élevées de λ (H + ) et λ (OH - ) par rapport à celle des autres ions. Cette particularité sera exploitée lors des dosages acidobasiques. Comment utilise-t-on le conductimètre? 1. Retirer le capuchon rempli d eau distillée de la cellule de conductimétrie (l eau sert à maintenir l hydratation du platine platiné quand la cellule n est pas utilisée). 2. Rincer à l eau distillée et sécher délicatement l extérieur de la cellule, sans passer le papier entre les plaques pour ne pas frotter le platine platiné (à renouveler à chaque fois que l on passe la cellule d une solution à une autre). 3. Si une mesure absolue de conductivité est nécessaire, étalonner le conductimètre : se reporter à la notice des conductimètres CDM 210. Rincer et sécher la cellule. 4. Introduire la cellule dans le bécher de mesure forme haute en faisant attention à ce que le barreau aimanté ne la heurte pas. 5. Après utilisation, rincer et sécher la cellule et replacer délicatement le capuchon. 5