Ministère de l’enseignement supérieur.Université d’Oran.

FACULTÉ DE MÉDECINE D’ORAN. 1ère Année de Médecine & de Chirurgie Dentaire .

Laboratoire Commun d’Exploration / Unité de chimie./2008-2009.

TRAVAUX PRATIQUES DE CHIMIE.

SOMMAIRE. Préface. P.02 Organisation des travaux pratiques. P.03 Consignes de sécurité. P.05Rappels de quelques notions générales. P.111) Verrerie, matériel et réactifs usuels de laboratoire. P.162) Acidimétrie / Alcalimétrie. P.293)Oxydo-Réduction. P.514) Complexométrie. P.715) Polarimétrie. P.80 Tableau périodique. P.88Bibliographie. P. 90

Brochure finalisée le 10AOUT 2007. Auteurs de cette brochure : M.MEKKAOUI-O. en collaboration de TAB-N.

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Á l’étudiant, Les différents travaux pratiques de cette brochure sont étroitement liés au contenu de laCHIMIE ANALYTIQUE : expériences et principes. Un bon nombre d’expériences servent à procurer les Connaissances fondamentales et les données expérimentales préalables à l’étude de la matière de cette brochure.Á mesure que vous apprendrez à reconnaître et à appliquer certains principes et concepts importants de la chimie , vous serez plus apte à discerner et à comprendre les théories qui vous sont proposées pour expliquer les similitudes illustrées par ces T.P. Celles-ci 1) Vous aideront à découvrir par vous même les similitudes et les principes qui créent l’unité de l’étude de la chimie et qui rendent cette dernière plus facile à comprendre ; 2) Mettre en valeur l’action d’observer avec une attention suivie et la prise des mesures quantitatives dans des conditions expérimentales contrôlées ; 3) Insistent sur la préparation de tableaux de données pour que vous puissiez aboutir rapidement aux déductions et reconnaître les similitudes existantes ; 4) Comportent des défis, des questions créatrices d’idées susceptibles d’aider l’application des principes appris aux situations nouvelles. Etudiez bien chaque T.P avant de venir au laboratoire ; préparer les tableaux de données dans vos cahiers.5) En toute circonstance, l’étudiant devrait connaître parfaitement les raisons de chacune des manipulations qu’il effectue. Cette brochure s’adresse aux étudiants de 1ère année de la faculté de Médecine &Chirurgie Dentaire, très utile pour les étudiants de 1ère année de la faculté de Pharmacie et Deug Sciences(SCVT).

Á l’enseignant des travaux pratiques,Cette brochure contient beaucoup plus que notre propre expérience de l’enseignement.Il tient compte de plusieurs suggestions faites par des professeurs qui ont enseigné le cours deChimie. D’autre part, nous nous sommes attachés à remanier les anciennes expériences, plus particulièrement les préambules théoriques qui souvent péchaient par excès de sobriété.Nous voudrions profiter de l’occasion pour rendre hommage au regretté enseignant B-TABOUCHE, son amitié, ses conseils et son inspiration sont des dons dont nous avons tiré grand avantage.

M.O.

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I - Répartition des points du module :

→Travaux Pratiques :

♦Q.C.M sur 4 points, manipulation 6 points et compte rendu sur 10 points. ♦Module (sur 20 points) = (Moyenne des 8 T.P + contrôle de fin de TP) / 2. ♦Le contrôle de fin de TP portera sur tous les TP sous forme de Q.C.M.

.

II - Modalités du contrôle des connaissances  et règlement intérieur :

♦Trois absences consécutives non justifiées en T.P entraînent l’exclusion de l’étudiant du module de chimie.

♦Un zéro au Q.C.M équivaut à un zéro en T.P avec exclusion de l’étudiant du laboratoire. ♦Aucun retard n’est toléré pour les T.P. ♦Les comptes-rendus sont rédigés à l’issue des séances de T.P. Ils sont rendus à la fin de la séance. ♦Une fois l’affectation faite, aucun changement de groupe n’est toléré. ♦Dés son premier T.P, l’étudiant selon son choix s’intègre soit en monôme ou binôme dans les salles A ou B à un poste numéroté, qu’il conservera pour l’année universitaire. ♦ Les comptes-rendus corrigés vous seront remis par l’enseignant pour consultation, à défaut vous pourrez également les trouver dans les casiers au secrétariat du laboratoire. ♦A chaque T.P, l’étudiant doit être muni : 1-De sa blouse blanche longue en coton. 2-De sa calculatrice scientifique, une gomme, un crayon bien taillé, un stylo, un double décimètre, une équerre, papier millimétré, d’un bloc note, lunette et gants de protection. 3-De sa carte d’étudiant avec photo. ♦Tout étudiant est responsable du matériel, de la verrerie et des réactifs qui sont mis à sa disposition.

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La sécuritéau laboratoire de chimie.

Le bon déroulement des expériences de Chimie nécessite le respect de certaines règles afin d’assurer votre sécurité et celle de vos camarades.1.Premières règles de sécurité . :♦ Porter une blouse boutonnée et des lunettes de protection pour toute manipulation ; maintenir les cheveux lorsqu’ils sont longs.♦ Porter des gants pour la manipulation de produits corrosifs.♦ Toujours observer les pictogrammes figurant sur les étiquettes des flacons utilisés et respecter les consignes correspondantes.♦ Veiller à garder le plan de travail propre et bien rangé. En fin de manipulation, se laver les mains.2. Réalisation de manipulations au laboratoire. :♦ Ne jamais pipeter un réactif avec la bouche : utiliser des pipettes «Pasteur» avec embout, des pro pipettes ou des pipeteurs.♦ Ne jamais prendre de produits solides avec les doigts, utiliser des spatules.Reboucher tout flacon après usage.♦ Pour chauffer un liquide dans un tube à essais, placer le haut du liquide dans la flamme et déplacer latéralement et régulièrement le tube.♦ Lors de l’ajout d’un réactif et lors du chauffage d’un tube à essais, ne pas diriger l’extrémité du tube vers soi ou vers ses voisins (risque de projections ), mais vers un mur.♦ Lors de l’ajout de réactifs concentrés (acides ou bases) et lors du chauffage d’un tube à essais, tenir le tube à l’aide d’une pince en bois. ♦ Ne jamais verser de l’eau dans un acide concentré, mais toujours de l’acide dans de l’eau.♦ Ne pas refroidir brutalement un récipient en verre chaud.3. Manipulation de liquides inflammables. :Avant d’allumer une flamme :♦ Veiller à ce qu’aucun ne liquide inflammable ne se trouve à proximité.♦ Bien refermer tous les flacons contenant des liquides volatils.♦ En cas d’inflammation accidentelle, étouffer les flammes à l’aide d’un chiffon humide.4. Élimination des solutions après manipulation. :♦ Verser les solutions dans des bacs de récupération lorsque ceux-ci existent.♦ Toujours diluer les solutions rejetées à l’évier en laissant couler l’eau quelques instants.La manipulation de solutions corrosives nécessite des précautions.

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1. Produits chimiques incompatibles . :Substances Incompatibilité avec :

HF NH3  , verre.HNO3 (conc.) aniline , HCN , H2S , liq.inflam.H2C2O4 Ag , sel de mercure.HCLO4 Bi , alcool ,papier , bois .H2SO4 (conc.) clorate , perclorate , KMnO4  ,papier , bois.NH3 Mercure ,CL2 , CLO - ,I2 , Br2 , HF.NH4NO3 acides, liq.inflam., clorate, nitrate, soufre.Aniline HNO3 conc. , H2O2 .Argent. H2C2O4, acide tartrique, sels d’ammonium.CL2 NH3 ,C2H2 ,alcanes ,benzène, métaux.Clorates. Sels d’ammonium, acides, soufre, matière organique.CrO3 Benzène, alcools, liq.inflam.Cyanures Acides.Hydrocarbures. F2 , CL2 ,Br2 , CrO3 , Na2O2

H2O2 Cu ,Cr ,Fe , alcool , acétone, aniline, liq.infl.H2S C2H2 , NH3 .Phosphore. Oxydants.KMnO4 . Glycérine, HCL.Na2O2 . Alcools, CS2 ,glycérol , esters .Eau de javel. HCL.2. Classification des substances dangereuses . :Explosives E explosent sous l’effet d’un choc ou d’une flamme.Comburantes(ou oxydantes)

O substances qui présentent une réaction exothermique vis-à -vis d’autres substances.

FacilemtInfl. F + s’enflamment à la température ambiante.Inflam. F s’enflamment à une t ° comprise entre 21 et 55 °C.Toxiques. T Substances qui présentent une toxicité par inhalation, ingestion

ou pénétration cutanée.Très toxiques T + même définition que la précédente mais avec des dommages plus

graves.Corrosives C Substances qui présentent une action nocive sur les tissus vivants.Nocives Xn Substances présentant des risques limités pour la santé lorsqu’ils

sont assimilés par inhalation, ingestion ou pénétration cutanée.Irritantes. X substances qui présentt 1 action inflam. sur les tissus+muquse.

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3. Sigles et numérotations caractérisant les dangers que présentent les différents produits chimiques . :Chaque substance est caractérisée par un sigle : E ,O , F + , F , T ,T + , C , Xn , Xi et par une numérotation portant , d’une part, sur les risques ( R1 à R48 ) et d’autre part sur les conseils de prudence ( S1 à S52 ). :a) Nature des risques particuliers. :

R1 Explosif à sec.R2 Risque d’explosion par le choc, la friction, le feu ou autres sources d’ignition.R3 Grand risque d’explosion par le choc, la friction, le feu ou autre sources

d’ignition.R4 Forment des composés métalliques explosifs très sensibles.R5 Danger d’explosion sous l’action de la chaleur.R6 Danger d’explosion au contact ou sous contact avec l’air.R7 Peut provoquer un incendie.R8 Peut provoquer un incendie au contact de matières combustibles. R9 Explosent au contact des matières combustibles.R10 Inflammable.R11 Très inflammable. R12 Extrêmement inflammable.R13 Gaz liquéfié extrêmement inflammable.R14 Réagit violemment au contact avec l’air.R15 Au contact avec l’eau, libère des gaz très inflammables.R16 Peut exploser en mélange avec les substances comburants.R17 Spontanément inflammable à l’air.R18 Lors de l’utilisation, formation possible de mélange vapeur-air

inflammable/explosif.R19 Peut former des peroxydes explosifs.R20 Nocif par inhalation.R21 Nocif par contact avec la peau.R22 Nocif en cas d’ingestion.R23 Toxique par inhalation.R24 Toxique par contact avec la peau.R25 Toxique en cas d’ingestion.R26 Très toxique par inhalation.R27 Très toxique par contact avec la peau.R28 Très toxique en cas d’ingestion.R29 Au contact de l’eau, dégage des gaz toxiques.R30 Peut devenir très inflammable pendant l’utilisation.R31 Au contact d’un acide, dégage un gaz toxique.R32 Au contact d’un acide, dégage un gaz très toxique.R33 Danger d’effets cumulatifs.R34 Provoque des brulures.R35 Provoque de graves brulures.R36 Irritant pour les yeux.R37 Irritant pour les voies respiratoires.R38 Irritant pour la peau.R39 Danger d’effets irréversibles très graves.R40 Possibilités d’effets irréversibles.

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R41 Risque de sérieux dommages aux yeux.R42 Peut entrainer une sensibilisation par inhalation.R43 Peut entrainer une sensibilisation par contact avec la peau.R44 Risque d’explosion si on chauffe en milieu clos.R45 Cancérigène.R46 Peut provoquer des dommages héréditaires.R47 Peut provoquer des dommages au fœtus.R48 Peut provoquer des dommages à la santé par exposition prolongée.

b) Conseils de prudence concernant les substances dangereuses. :S1 Conserver sous clé.S2 Conserver hors de portée des enfants.S3 Conserver dans un endroit frais.S4 Conserver à l’écart de tout local d’habitation.S5 Conserver sous un liquide approprié spécifié par le fabricant.S6 Conserver sous un gaz inerte spécifié par le fabricant.S7 Conserver le récipient bien fermé.S8 Conserver dans un récipient à l’abri de l’humidité.S9 Conserver le récipient dans un endroit bien ventilé.S10 Maintenir le produit humide.S11 Éviter le contact avec l’air.S12 Ne pas fermer hermétiquement le récipient.S13 Conserver à l’écart des aliments et boissons y compris ceux pour animaux.S14 Conserver à l’écart des substances incompatibles (indiquées par le fabricant).S15 Conserver à l’écart de la chaleur.S16 Conserver à l’écart de toute source d’ignition. Ne pas fumer.S17 Tenir à l’écart des matières combustibles.S18 Manipuler et ouvrir le récipient avec prudence.S20 Ne pas manger et ne pas boire pendant l’utilisation.S21 Ne pas fumer et ne pas boire pendant l’utilisation.S22 Ne pas respirer les poussières.S23 Ne pas respirer les gaz / vapeurs / fumées / aérosols.S24 Éviter le contact avec la peau.S25 Éviter le contact avec les yeux.S26 En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de

l’eau et consulter un spécialiste.

« Tout produit chimique peut présenter des risques. »♦Il faut connaître ces risques, se protéger et protéger les autres.♦Les bases (potasse, ammoniac, etc.) sont corrosives pour les muqueuses elles peuvent gravement endommager les yeux, même en solution aqueuse. É

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♦Les acides sont corrosifs et irritants. En cas d’accident : ♦Rincer immédiatement à grande eau et prévenez immédiatement l’enseignant.Dans un laboratoire de chimie :- Il est interdit de fumer, boire et manger.♦Il est obligatoire de porter une blouse de coton fermée (non fournie par le service) et des lunettes de protection(en cas de nécessité).♦Les cheveux longs doivent être attachés.♦Le port des lentilles de contact est déconseillé.♦Il est indispensable de repérer dans les salles, l’emplacement des issues, des extincteurs et des couvertures anti- feu.♦Ne pas laisser de substances inflammables prés d’une source de chaleur.♦Toute manipulation susceptible de provoquer un dégagement de gaz toxique doit se faire sous hotte.♦ Aucune solution ne doit être pipetée directement à la bouche.♦Ne jamais ajouter d’eau dans un acide (ou une base) concentré(e).♦ Pour diluer ajouter progressivement, sous agitation, l’acide (ou la base) dans un excès d’eau. ♦ Ne pas diriger l’ouverture d’un récipient contenant des substances chimiques vers son visage ou vers une autre personne.♦ Respecter l’environnement: certains réactifs toxiques seront jetés dans des récipients prévus pour leur évacuation. (grande cuvette en plastique).♦ Les consignes de sécurité spécifiques à chaque séance sont précisées lors de la présentation de T.P. Lisez les attentivement.♦ Jeter tous les solides et le papier de rebut dans la corbeille à papier.Ne jamais jeter d’allumettes, de papier filtre ou tout solide peu soluble dans l’évier.♦ Vérifier soigneusement l’étiquetage d’une bouteille de réactif avant d’en retirer une partie. ♦ Lire l’étiquette deux fois pour bien identifier la bouteille.♦ Rapporter à l’enseignant tout accident, même s’il est mineur.♦ Ne pas toucher aux produits chimiques sans consentement de l’enseignant.♦ Avant de quitter le laboratoire, se laver les mains avec du savon de Marseille.♦ Ne jamais goutter à la bouche un produit chimique ou une solution.♦Si un acide ou autre produit chimique est renversé sur une quelconque surface, arroser avec beaucoup d’eau du robinet. L’élimination ultérieure du produit diluée est assurée par le personnel du laboratoire que vous devez avertir.♦ Conserver la propreté des équipements, y compris l’aire de travail (paillasse).Le non-respect de ces consignes, et notamment l’absence de blouse, entraîne l’exclusion de la salle de TP.

♦Les pictogrammes de sécurité sont les différents symboles que l'on peut rencontrer dans un laboratoire ou même chez soi, et qui donnent des informations sur le danger éventuel du

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produit. Je ne donne ici que les pictogrammes les plus fréquents et qui doivent être connus de tous...Ou presque tous !

         

EXPLOSIF   COMBURANT   INFLAMMABLE   TOXIQUE   IRRITANT OU NOCIF   CORROSIF

♦EXPLOSIF : substance explosive. Eviter les chocs et les étincelles !♦COMBURANT : substance comburante. C'est le cas de nombreux oxydants comme le dioxygène, ils réagissent avec les matières combustibles.♦INFLAMMABLE : substance inflammable. C'est le cas de nombreux composés organiques (alcanes, alcools...). Il faut les écarter de sources de chaleur (flamme, étincelle).♦TOXIQUE : substance toxique. Il faut éviter tout contact avec la peau et les yeux, il ne faut pas respirer les vapeurs (travailler obligatoirement sous hotte aspirante).♦IRRITANT ou NOCIF : substance irritante ou nocive. Mêmes remarques que toxique, travailler dans un lieu bien aéré.♦CORROSIF : substance corrosive. C'est le cas des acides ou bases concentrées. Eviter tout contact avec la peau et les yeux. Porter une blouse et utiliser des gants.

1. Conseils très utiles d’ordre de sécurité à connaître .:1.1 Brûlures .:La gravité d’une brûlure est davantage liée à son étendue qu’à sa profondeur.1.1.1 Brûlure par un objet chaud : a) Premier degré : La peau est rouge . Recouvrir de Vaseline puis de gaze. Bander sans serrer. b) Deuxième degré : L’épiderme est soulevé et forme des ampoules remplies de liquide. NE PAS PERCER.. Traiter comme les brûlures du premier degré. Pour les ampoules Percées, désinfecter les plaies (solutions aqueuse de mercurochrome).Recouvrir de vaseline, gaze,. Bander sans serrer. c) Troisième degré : Les tissus sont partiellement détruits par carbonisation. Découper les vêtements autour la plaie. Protéger celle-ci par un pansement sec et stérile. Transporter d’urgence le blessé vers l’hôpital .1.1.2 Brûlures dues à des substances caustiques .: a) Brûlures par les acides :Laver immédiatement avec beaucoup d’eau puis avec une solution à 5 % en NaHCO3.Dans le cas de brûlures avec HF, terminer en sou poudrant avec de l’acide borique et placer des compresses de solution saturée en acide borique.Pour tous les autres cas acides , terminer le pansement comme une brûlure au premier degré. b) Brulures par les bases :Laver immédiatement avec beaucoup d’eau puis avec une solution à 5 % en acide acétique.Terminer par un pansement comme dans le cas des acides. c) Brulures par le brome .:Dans le cas de brulures légères, traiter comme une brûlure par un acide.Dans le cas de brûlures plus graves, traiter d’abord par une solution concentrée de Na2S2O3.Terminer comme vu précédemment. d) Brulures par le phosphore . :

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Traiter la brûlure par une solution à 1 % en sulfate de cuivre. Terminer comme vu précédemment . S’il y a risque de voir des particules de phosphore rester dans la plaie , imbiber celle-ci de solution de sulfate de cuivre et conduire la victime à l’hôpital. 1.1.3 Brulures au niveau des yeux .: - Baigner les yeux avec beaucoup d’eau ( double oculaire )puis avec une solution d’acide borique à 5 % ( brûlure par une base ) ou avec une solution à 5 % en NaHCO3 ( brulure par un acide) .- Si l’œil est enflammé, consulter un spécialiste. 1.2 Coupures .:- Si la coupure est superficielle, laver celle-ci à l’eau tiède ; appliquer un antiseptique et panser.- Si la coupure est profonde ( plus de 3 à 4 mm ) , conduire le blessé à l’hôpital.- Si l’hémorragie est importante , comprimer la plaie avec la main recouverte de gaze stérile.- Si cette technique se révèle inefficace, utiliser un garrot ( sans trop serrer ).- Si une veine sectionnée (sang rouge foncé coulant en nappe ), il faut comprimer la veine entre la blessure et la périphérie du corps.- Si une artère est sanctionnée ( sang rouge vif giclant par saccades ), il faut comprimer l’artère entre la blessure et le cœur (10 cm au-dessous de l’aisselle ou de l’aine selon le cas ).Desserrer le garrot toutes les 15 mn pendant 15 secondes. Transporter le blessé à l’hôpital.1.3 Électrocution.: - Couper le contact entre le blessé et la source électrique. Pratiquer la respiration artificielle en gardant la victime au chaud (couverture). - Transporter le blessé à l’hôpital.1.4 Empoisonnement . :1.4.1 Par ingestion :- Dans le cas d’acides concentrés, faire boire une suspension de magnésie dans de l’eau .Administrer ensuite un verre de lait ou de blanc d’œuf cru .Combattre l’état de choc.- Dans le cas de bases concentrées, faire boire une solution d’acide acétique à 5 %,Combattre l’état de choc.- Dans le cas d’ingestion d’acide oxalique, faire vomir l’intoxiqué en lui administrant degrandes quantités d’eau tiède salée ; ensuite faire boire un verre de lait ou un blanc d’œuf .Combattre l’état de choc.- Dans le cas d’ingestion de KMnO4 , réagir comme dans le cas de l’acide oxalique ; ensuite,Administrer un verre d’eau dans lequel on a ajouté 5 cm3d’eau oxygénée à 3 % ( per hydrol dilué 10 fois ) avec un peu d’acide acétique.Combattre l’état de choc.1.4.1 Par inhalation :- Couper la source de gaz toxique, si possible. Ventiler. Faire évacuer le local.Transporter la victime à l’air frais. Éviter le refroidissement.- Dans le cas de gaz non corrosifs ( CO, hydrocarbures , H2S ,…) , attendre, dans les bénins, la ré oxygénation naturelle.- Dans le cas graves ( perte de conscience ), pratiquer la respiration artificielle et demander une ambulance.- Dans le cas de gaz corrosifs ( Br2 , vapeurs d’acides, CL2 , NH3 ….), faire respirer des vapeurs diluées d’acide acétique ou d’ammoniac selon que la vapeur est basique ou acide ( cas bénins ).- Dans les cas graves ( perte de conscience ) pratiquer la respiration artificielle et demander une ambulance.

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1. Unités utilisées :Grandeur Symbole Pratique

masse m gVolume V L, mL , cm3 , dm3

Quantité matière n molNormalité N Eq.g / L

Molarité M mol / LMolalité m mol / Kg

Titre massique T.mass, ou P g / LMasse volumique

Ou densité relativeρ Kg / dm3, g / cm3

Kg /L, g / mL

Angle de rotation α degrésPouvoir rotatoire spécifique [α]i

t degrés.cm3 .dm-1.g-1

Nombre d’Avogadro η 6,02.1023.mol-1

Masse molaire Mm g.mol-1

Volume molaire.(c.n.t.p.) Vm 22,4 L. mol-1

2.Relations utiles :♦ Relation entre masse (m) et volume (V) : m = ρ.V avec ρ la masse volumique en g.L -1 , m en g et V en L.

♦Relation entre masse (m) et quantité de matière (n) :m

n = avec M la masse molaire en g.mol-1

M m en g ; n en mol.

3. Définitions : ♦ Concentration molaire, c(A) en mol.l -1 : quantité de composé A , n(A) en mol, dissoute dans un volume V de solution en ml.

♦ Concentration massique, P(A) en g. L-1 : masse de composé A, m(A) en g, dissoute dans un volume V de solution (en L).

Commercialisation, on trouve aussi une composition en % (massique) accompagnée généralement de la densité de la solution par rapport à l’eau (4°C), ce qui revient à indiquer la masse volumique. ♦ Partie par million, ppm ; 1 ppm = 1 partie / 106 parties ; 1 ppm = 10-3 g.L -1.

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3. Détermination de la concentration par dosage volumétrique : ♦ Principe :On utilise une réaction quantitative (ou totale) et rapide entre la substance à doser et un réactif approprié. La manipulation consiste à mesurer la quantité nécessaire de ce réactif pour réagir selon la stœchiométrie sur la substance à doser contenue dans un volume donné.

♦ Mise en évidence de la fin de la réaction :La fin de la réaction, appelée équivalence, correspond presque toujours à une importante variation d’une propriété de la solution : couleur, potentiel, pH …On peut aussi introduire dans le mélange réactionnel une petite quantité (1 à 3 gouttes) d’une substance appelée indicateur coloré, dont la couleur varie brusquement à l’équivalence.C’est la méthode employée pour mettre en évidence l’équivalence qui conditionne le mode opératoire.Exemple : dosage acido-basique en présence de l’indicateur coloré, la phénolphtaléine. Dans ce cas, la base sera toujours dans la burette et l’acide dans l’erlenmeyer, quelle que soit la concentration inconnue. En effet, la phénolphtaléine est incolore en milieu acide, et rose en milieu basique. Donc le virage sera : incolore → rose (dans le cas contraire, il serait rose → incolore).Ce mode opératoire permet de déterminer précisément le volume à l’équivalence car l’œil décèle mieux les colorations que les décolorations.

♦ Calcul de la concentration :On fait réagir une solution X, de concentration Cx à déterminer, avec une solution Y, de concentration CY connue selon la réaction quantitative (ou totale) :

X X + y Y → Produits.

Ou les quantités de substances de X et de Y exprimées en mole, nX et nY sont dans le même rapport que les coefficients stœchiométriques de la réaction :

, VX étant le volume de la prise d’essai et VY le volume mesuré à la burette,

la concentration cherchée en mol.L-1 est :

Remarque :Pour plus d’information, consulter les 3 logiciels ( S_curit__lectrique, secuchim, La sécurité dans les laboratoires de chimie, 543_secourisme_en_images ).

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♦ Précision des résultats :Toute mesure physique est entachée d’incertitude : erreurs de mesure et précision de l’appareillage.On ne tiendra compte ici que des erreurs de mesure de l’expérimentateur, car elles sont supérieures aux imprécisions dues à l’appareillage utilisé.L’erreur relative sur la concentration inconnue, Cx par exemple, s’exprime par :

Les erreurs absolues et peuvent être évaluées :a) La concentration de la solution de référence, Cy est donnée lors du dosage avec sa précisionb) VY est déterminée par différence entre 2 lectures de burette et l’incertitude sur chaque lecture est d’une demi-division (une goutte), soit généralement 5.10-2 mL, donc : 1.10-1mL.c) VX est mesuré avec une pipette à 1 ou 2 traits. L’erreur due à la lecture du ménisque est d’environ 5.10-3 mL.

# 1 / 10. ; ce qui explique que l’erreur relative sur la pipette est 10

fois plus petite que celle de la burette. On la négligera donc : - Ne conserver qu’un seul chiffre significatif pour l’erreur absolue en majorant la valeur calculée. - Exprimer le résultat expérimental sous la forme [ ± ] mol.L-1. doit comporter un nombre de chiffres significatifs cohérent avec l’erreur absolue qui l’entache.

♦Exemples :

= 10,00 mL mesuré avec une pipette (erreur négligeable) le calcul conduit à :

; .

Soit mol.L-1 # 5.10-3 mol.L-1. On ne gardera donc que 3 chiffres

après la virgule pour : . 2) Soit = 20,2 mL mesuré à la burette, = [1,350 ± 0,005].10-1 mol.L-1 ,

= 10,00 mL mesuré avec une pipette (erreur négligeable) le calcul conduit à :

Cx = 2,727 mol.L-1 ; avec 8,7.10-3 et = 2,37.10-3 # 3.10-3 mol.L-1 ,

Donc CX = [2,73 ± 0,03].10-1 mol.L-1.

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Précision d’un résultatchiffres significatifs.

Les applications numériques que nous sommes conduits à faire en Chimie font intervenir des données qui résultent le plus souvent de mesures. Ces mesures étant entachées d’erreurs, la valeur calculée est donc une valeur approchée. Avec combien de chiffres, alors appelés chiffres significatifs, convient-il d’exprimer un résultat ?

1. Nombre de chiffres significatifs. :

♦ Dans un nombre, les chiffres autres que zéro sont toujours significatifs. Les zéros sont significatifs lorsqu’ils se trouvent entre d’autres chiffres ou à leur droite ; ils ne le font pas lorsqu’ils se trouvent à leur gauche.Exemples :317,0 : tous les chiffres sont significatifs et la valeur exacte est entre 316,9 et 317,1.0,00326 ; seuls les trois derniers chiffres sont significatifs et la valeur exacte est comprise entre 0,00325 et 0,00327. Ce nombre peut aussi s’écrire, tout aussi précisément, 3,26 .10 -3.

2. Chiffres significatifs et opérations. :

Le résultat d’un calcul ne doit pas être exprimé avec la précision supérieure à celle de la donnée utilisée la moins précise. ♦ Ainsi, après une addition ou une soustraction, le résultat ne doit avoir plus de décimales que le nombre qui en comporte le moins :Exemple :220,2 + 968,114 - 12,51 = 1175,804, mais le résultat doit être arrondi à 1175,8 puisque le premier nombre ne possède qu’une seule décimale. ♦ De même, après une multiplication ou une division, le résultat ne doit avoir plus de chiffres significatifs que la valeur la moins précise.Exemples :36,54 × 58,4 =2133,936 doit être arrondi à 2,13. 10 3.235,45 : 42,2 = 5,56619 doit être arrondi à 5,57.♦ Un nombre entier naturel est considéré comme possédant un nombre illimité de chiffres significatifs ; il en est de même de son inverse.Exemple :La masse molaire de l’iode I2 vaut : M = 2 × M(I) = 2 × 126,9 = 253,8 g.mol -1.2 étant ici un entier naturel, la valeur trouvée est correcte puisqu’elle a le même nombre de chiffres significatifs que la masse molaire de I.♦ Lorsqu’un calcul nécessite une suite d’opérations, celles-ci sont faites en utilisant les données avec tous leurs chiffres significatifs. La détermination du nombre de chiffres significatifs du résultat final s’effectue à la fin de toutes les opérations, en respectant les règles ci-dessus. Si la valeur ainsi trouvée est réutilisée dans un calcul, elle ne doit pas être arrondie.

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Exemple :On prépare V = 250,0 mL de solution en dissolvant m = 8,15 g de thiosulfate de sodium penta hydraté, Na2S2O3 . 5 H2O. Quelle est la concentration C de la solution obtenue (M =248,17g.mol -1) ?C = n / V = m / (M ×V ) = 8,15 / ( 250,0.10 -3 × 248,17 ) = 0,131,36 . Soit C = 0,131 mol . L -1 ,. m n’ayant que trois chiffres significatifs.

3. Application à l’expression d’une concentration. :L’expression de la concentration C d’une solution indique la précision de sa détermination .Exemple. :Si l’on écritC (en mol.L-1 )

Valeur réelle Créel est telle que :Cécrit - Cécrit - ∆C ≤ Créel≤ Cécrit + ∆C

Incertitudeabsolue.

∆C

Incertitude relative∆C / C.

2,00 .10 -2 1,99 .10 -2 ≤ Créel≤ 2,01 .10 -2. 0,01.10 -2 0,5 %2,0 .10 -2 1,9.10 -2 ≤ Créel≤ 2, 1 .10 -2. 0, 1.10 -2 5 %2.10 -2 1 .10 -2 ≤ Créel≤ 3 .10 -2. 1.10 -2 50 %

4.Volume molaire :Le volume molaire d’un gaz est le volume qu’occupe toujours une mole de gaz dans les conditions définies de température et de pression.- Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP), Vm = 22,4 L . mol -1.- Dans les conditions normales standard de température et de pression, Vm = 24,79 L .mol -1.

5 . Conditions de température et de pression définies :a - Les conditions normales de température et de pression (CNTP) : T = 0 ° C ; P = 1 atm . avec Vm = 22,4 L .mol -1 .b - Les conditions standard de température et de pression ( CSTP) : T = 25 ° C ; P = 1 bar . avec Vm = 24,79 L .mol -1

6 . Á retenir : - Lors d’une dilution, c’est le nombre de moles qui reste constant. - Lors d’un prélèvement ( sans dilution ultérieure ), la concentration ne change pas, mais le nombre de moles change. - Lors du dosage d’une quantité donnée d’acide de concentration inconnue, si l’on dilue l’acide par de l’eau pure avant de le doser, on ne change pas le nombre de moles d’acide à doser.

Matériel de verrerie Incertitude absolue

Burette de 25 ml ∆V = 0.05 mlFiole jaugée de 250 ml ∆V = 0.15 mlFiole jaugée de 200 ml ∆V = 0.15 mlFiole jaugée de 100 ml ∆V = 0.10 mlPipette jaugée de 5 ml ∆V = 0.02 mlPipette jaugée de 10 ml ∆V = 0.05 mlPipette jaugée de 20 ml ∆V = 0.10 ml

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« Un bon menuisier connaît à fond ses outils et sait comment tirer le meilleurparti de chacun d’eux. Il peut ainsi travailler avec efficacité et satisfaction ».

♦De la même manière, si vous voulez profiter , pleinement d’un cours de chimie, vous avez avantage à vous familiariser le plutôt possible avec les instruments et accessoires que vous aurez à utiliser dans vos expériences de laboratoire.

1ère SÉANCE/ T.P N°1.

Verrerie, matériel , réactifs usuels de laboratoire ettechniques sur l’utilisation de la verrerie de laboratoire.

I. Objectifs :

Apprendre à :- Identifier tous les instruments et accessoires illustrés. - Utiliser correctement la verrerie usuelle de laboratoire.

II. Précautions :

-Les réactifs sont agressifs pour les muqueuses. -Les solutions d’acides sont corrosives pour les tissus. -Le port de la blouse en coton réglementaire et des lunettes est obligatoire. -Eviter la casse de la verrerie.

- Toujours pipeter avec une pro pipette.

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Le compte-rendu correspondant sera fait sur un questionnaire distribué  en T.P.

III. Déroulement du T.P :

1) Avant le lancement du T.P N° 1,répondre aux Q.C.M (3 mn).  2)Pour chacune des illustrations observées donner le nom de l’instrument ou de l’accessoire qu’elle représente. ; y compris pour certains cas ,le volume correspondant.

IV. Matériel et produits :

Produits. Matériel.-Solvant (Eau distillée. etc.)-Sels(Na CL, Na2CO3 ,etc.)-Acides(HCL,HNO3 , CH3COOH ,etc.)-Bases(NH3 , NaOH, etc.)

-Matériel disponible au sein du laboratoire :Burette, erlenmeyerr,bécher,pipette,etc.

V. Protocole expérimental :

1) Appellation correcte de tout le matériel usuel existant dans un laboratoire.2) Tout en observant le matériel de laboratoire disponible et à l’aide des descriptions fournies, identifier tous les instruments et accessoires illustrées.

a- Définition de certains objets utilisés dans un laboratoire. :

-Brûleur à gaz (bec Bunsen),instrument servant à chauffer, composé d’une base surmontée d’un tuyau cylindrique ,nommée cheminée. ;-Toile métallique, petit treillis métallique en forme de carré dont le centre est fait d’un cercle d’amiante. Il sert à supporter les récipients que l’on veut chauffer; - Tubes à essai, cylindres en verre fermés à un bout. Ils sont employés pour réaliser des réactions quantitatives ou qualitatives. - Ballons jaugés, ballons de verre terminés par un long tube portant un trait gradué. Ils servent à mesurer avec précision unvolume déterminé de liquide et, plus généralement ,à préparer des solutions. ;- Les verres de montre ,instruments qui servent à mélanger, à combiner des petites quantités de produits ou à évaporer quelques gouttes de liquide. ; -Entonnoir, instrument en forme de cône terminé par un tube plus ou moins long .Il sert à verser un liquide dans un récipient ou à effectuer une filtration. -Pissette ,petit flacon en polyéthylène flexible, fermé hermétiquement et muni d’un bec verseur latéral d’où sort un jet d’eau lorsqu’on le comprime. Il sert à laver les produits et les pièces de matériel. -Pince pour tubes à essai, pince qui s’ouvre en la pressant entre les doigts. Elle sert à retenir un tube à essai. - Ampoule à décantation, récipient de verre en forme de poire ,fermé à l’extrémité supérieure par un bouchon de verre et, à la partie inférieure par un robinet prolongé par un tube de verre. Il sert à séparer des

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liquides non miscibles, Trépied ,Support métallique à trois pieds. Il est surtout utilisé pour soutenir les récipients que l’on veut chauffer.- Support universel, assemblage composé d’une plaque de métal servant de base et dans laquelle vient s’insérer une longue tige métallique.-goupillon, petite brosse servant à laver les éprouvettes.

.-creuset avec couvercle, petit récipient en porcelaine muni d’un couvercle. Il sert à fondre des solides à haute température. -Mortier et pilon, appareil en porcelaine épaisse composé d’un instrument de forme arrondi à une extrémité. Il sert à broyer des substances en fine poudre .Eprouvettes graduées ,petits cylindres à bec verseur, il servent à mesurer le volume des liquides.-Capsule en porcelaine, petit récipient muni d’un bec verseur, il sert à chauffer des substances à haute température. -Erlenmeyer, récipient en verre de forme conique, utilisé en dosage volumétrique. -Fiole jaugée, ballon de verre terminé par un long tube portant un tari gradué, sert à mesurer avec précision un volume déterminé de solution.-Bec bunsen, instrument servant à chauffer. –Pipettes graduées , pour prélever des volumes précis qui ne peuvent l’être avec des pipettes jaugées ( 10 mL ; 20 ml etc.).-Spatule, cuillère en acier servant à prélever des produits solides .-Dessiccateur, sert dessécher les produits solides.-pH mètre, appareil servant à mesurer le pH d’une solution.- Burette, petit récipient muni d’un bec verseur, gradué en ml, servant à mesurer le volume d’un liquide d’une façon précise.-Pro pipette ,poire en caoutchouc destinée à aspirer du liquide (toxique ou corrosif). Cristallisoir, grand bécher utilisé comme cuve à eau. Verre à pied , récipient en verre utilisé pour les réactions à froid, . ils ne doivent - Jamais être chauffés - Ballon tri col, utilisé comme réacteur lieu où se déroule la réaction chimique.- Capsule métallique, petit récipient servant à chauffer à haute température un échantillon liquide.-Bécher, vase cylindrique en verre muni d’un bec verseur.-Essoreuse, erlenmeyer pourvu d’un petit tube latéral que l’on relie à une pompe pour créer le vide.- Ballon, récipient en verre de forme conique.-Polarimètre, Appareil optique servant à mesurer l’angle de rotation α d’une substance optiquement active.-Balance analytique ,appareil à haute précision donnant le poids d’un échantillon avec 4 chiffres après la virgule. -Lime ou tiers- point, pièce métallique triangulaire garnie de saillies .Elle sert à marquer le verre pour le couper.-Support à anneau, anneau métallique qui se Fixe au support universel et sur lequel repose le treillis métallique ;il est utilisé lors du chauffage des récipients. –Réfractomètre, Appareil optique servant à mesurer l’indice de réfraction d’un liquide.-Filtre Buchner ,entonnoir cylindro-conique, en porcelaine, partie cylindrique est fermée par un disque percé supportant un rond de papier- filtre.-Hotte, équipement se trouvant sur une paillasse, a pour but d’aspirer et de refouler les gaz toxique à l’extérieur du labo. -Bec papillon, petite pièce métallique en forme de cône écrasé qui se fixe au brûleur. Il sert à élargir la flamme du brûleur pour chauffer une plus grande surface.

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c. Quelques techniques sur l’utilisation de la verrerie de laboratoire. :

- Les burettes de 25 mL ou 50 mL sont graduées en 10ème de ml (2 gouttes),on doit lire en face du bas du ménisque (exemple 4,40 mL pour une solution incolore, fig. a ) perpendiculairement à la burette qui devra être fixée verticalement ; on éliminera les bulles éventuelles.- Lorsque le liquide de la burette est trop foncé ( permanganate ,diiode….) on lira le haut duménisque ( exemple 5 mL , fig. b )

- Ligne de visée trop haute ,cela conduit à une lecture incorrecte. (fig.c/1),- Ligne de visée horizontale, cela conduit à une lecture correcte. (fig.c/2),-Ligne de visée trop basse , cela conduit à une lecture incorrecte.(fig.c/3).- Pour les burettes portant une bande émaillée bleue au dos font apparaître une petite « flèche »au milieu du ménisque : on lira la pointe de la flèche .- Pour diminuer l’erreur relative, on aura intérêt à travailler sur des volumes assez grands ( le plus souvent 20 mL environ pour une burette de 25 mL ).- Veiller au graissage des robinets des burettes ou des ampoules à décanter ; ne pas mettre trop de graisse : risque de bouchage de la voie ; attention à l’arrachage de la clé .

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- Pour les pipettes , à un ou deux traits ont couramment des contenances ( à 25°C sauf indication contraire) de 1 à 100 mL .Certaines sont graduées. On doit la tenir verticalement ,la pointe effilée appuyée sur le bécher incliné à 45°( fig. d) et de façon à ce que le liquide s’écoule lentement.

- Ne pas souffler la dernière goutte retenue par capillarité ,elle n’est pas comprise dans le volume limité au trait de jauge.

- Les fioles jaugées (fig.e) portent un trait sur le col ; on les remplit de telles façon que le bas du ménisque affleure ce trait de jauge (fig.f) ,elles servent à préparer des solutions étalons.

Notamment, on les utilise le plus souvent pour diluer une solution ; on verse par exemple 10 mL de solution-mère à la pipette ( précautions habituelles), puis on complète au trait .Ne pas oublier de bien mélanger.Pour le cas des solides ,ils sont pesés avec soin et sont mis à dissoudre dans la moitié du volume total. Boucher et retourner plusieurs fois. Compléter au trait après dissolutioncomplète. Si le solide se dissout mal , compléter au trait de jauge avant de placer le barreauaimanté , puis utiliser l’agitateur magnétique le temps nécessaire.Si on doit chauffer ,ou si la dissolution est très exothermique , opérer dans un bécher, puis laisser refroidir avant de verser dans la fiole jaugée ( pour ne pas la chauffer ).Rincer 2 fois le bécher, et ajouter les eaux de rinçage à la solution. Compléter au trait de jauge.

d - Remarque : - Il est à souligner que toutes les dilutions ou dissolutions doivent être faites avec de l’eau dés ionisée ( ou distillée), jamais avec l’eau du robinet .

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- Les tubes à essais sont utiles pour des réactions sur de petites quantités de substance. Les tubes en verre ordinaire supportent un chauffage modéré s’il est progressif , mais ne supportent pas de grands écarts de température. S’assurer que le tube est en Pyrex ( ou verre borosilicaté), si le chauffage doit être énergique. - Les cristallisoirs, sont des sortes de bécher , souvent de grande taille .Ils sont employés comme « cuves à eau » (pour manipuler des gaz ), pour faire des solutions en grande quantité, etc.S’ils sont en verre ordinaire ( épais et moulés) il ne faut évidemment pas les chauffer.Les très petits cristallisoirs, en général en Pyrex , non évasés peuvent être assemblés en boîtes de Pétri (fig.i) , ils peuvent servir à faire des cristallisations , à peser des solides ou des liquides …

- Les pro pipettes ou poires , sont destinées à aspirer du liquide ( toxique ou corrosif )dans une pipette, puis à le délivrer. Quant à la pro pipette ,c’est une poire ovoïde ( fig.j ) en caoutchouc , portant trois tubulures ( T ) fermées par des billes (B).En pinçant la tubulure autour de la bille , entre le pouce et l’index, on libère un passage permettant le passage de l’air.

Mise en œuvre des pro pipettes et Précautions : . On introduit l’extrémité supérieure de la pipette dans la tubulure du bas. . On tiens la poire dans la paume de la main , on pince T1 tout en appuyant sur la poire : L’air s’échappe de la poire qui reste en dépression quand relâche T1( naturellement Avant de relâcher la poire ). . On plonge l’extrémité effilée de la pipette dans le liquide à pipeter . . On pince modérément T3 : le liquide est aspiré . . Au trait de jauge , on relâche T3 : le liquide s’arrête de monter dans la pipette. . Si on dépasse le trait , on pince T2 pour laisser écouler l’excès .

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S’exercer plusieurs fois pour bien maîtriser cette petite manipulation.  . Porter la pipette , toujours fixée à la poire , au dessus du récipient receveur. . Pincer doucement T2 : l’air entre dans la poire , le liquide s’écoule . . Arrêter au 2ème trait de jauge , ou à la pointe de la pipette selon le cas. . Séparer la poire de la pipette . . Rétablir la pression atmosphérique dans la poire après usage ( risque de déformation permanente).

e - Précautions : . Ne jamais laisser le liquide pénétrer dans la poire . . Ne pas pipeter directement dans le flacon : verser un peu de la solution dans un bécher, puis pipeter dans le bécher . Ne pas remettre le reste dans le flacon d’origine ( risque de souillure ).

f - Nettoyage de la verrerie : - La verrerie livrée sèche est réputée propre. Son mouillage doit se révéler homologue . - La verrerie n’ayant contenu que des solutions courantes peu salissantes pourra être lavée simplement à l’eau du robinet , puis à l’eau du robinet , puis à l’eau dés ionisée et enfin séchée , à l’air chaud si l’on est pressé. La verrerie jaugée ou graduée ne doit jamais être chauffée au dessus de 40 °C : il y a un risque de résidu de dilatation. Dans le cas , où l’on ne peut atteindre qu’elle sèche , et / ou lors de la première utilisation, la rincer 2 ou 3 fois avec la solution de travail. - Pour la verrerie plus souillée, on pourra utiliser de l’éthanol à 95 % vol. Certains détergents donnent de très bons résultats ( comme le Deacon….). Le mélange sulfochromique (caustique, polluant…) est à peu prés abandonné.

i - Á Retenir :- Vocabulaire de la verrerie ;utiliser le nom des appareils . - N’utiliser que de la verrerie propre et convenant le mieux à l’usage envisagé. - Ne pas trop chauffer la verrerie en verre ordinaire. - Dans les réfrigérants, faire arriver l’eau froide à contre-courant ders vapeurs. - Lecture correcte des volumes à l’aide d’une pipette, d’une burette graduée…. - Précision relative de la verrerie graduée de 1 à 6 /1000. -Faire toutes les dilutions à l’eau distillée.

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1. Concentration approximative des acides et bases concentrés.:

Acide ou base % m / m Densité Nbre ° Be Concentration.( M )HCLfumant 37 1,19 23 12,5HCL 36 1,18 22 12HCL 32 1,16 20 10HNO3(fumant) 100 1,52 50 21HNO3 65 1,42 43 16HNO3 62,7 1,38 40 14H2SO4 (fumant) / 1,99 72 /H2SO4 concent. 95 à 97 1,84 66 18HCLO4 60 1,615 55 10H3PO4 89 1,75 62 16H3PO4 85 1,71 60 15HF 33 1,15 19 20CH3COOH 99 à 100 1,06 8 18CH3COOH 96 1,06 8 17NH3 34,3 0,88 29 15NH3 20,9 0,92 22 11

2. Relation degré Beaumé-densité :

Liquides plus lourds que l’eau. Liquides moins lourds que l’eau .

°Be = 145 - (145 / d ) °Be = (140 / d ) - 130

d = 145 / (145 - °Be ) d = 140 / (130 - °Be )

3. Précision du matériel jaugé.:3.1 Qualité de la verrerie jaugée .:

Classe A Classe AS Classe BTolérance < 0,2 % sur le volume indiqué.

Tolérance identique à la classe A , écoulemt rapide.

Tolérance < 0,5% sur le volume indiqué.

3.2 Tolérance sur la verrerie jaugée .: 3.2.1 Pipettes jaugées.:

Capacité (mL) Tolérance(mL)Classes A et AS

Tolérance(mL)Classe B

1 0,005 0,0122 0,006 0,0125 0,01 0,0210 0,015 0,0320 0,02 0,04

-23- L.C.E

3.2.2 Pipettes graduées.:

Capacité

(mL )

Subdivisions

(mL )

Tolérance sur le volumeTotal (mL) Partiel (a) (mL)

Classes Aet AS Classes B

Classes Aet AS Classes B

1 0,01 0,01 0,02 0,007 0,022 0,02 0,01 0,02 0,007 0,025 0,05 0,025 0,08 0,013 0,0510 0,1 0,04 0,08 0,015 0,00825 0,2 0,07 0,14 0,03 0,14

(a) : inférieur à la moitié du volume.

3.2.3 Ballons jaugés.:

Capacité (mL ) Tolérance (mL )Classe A Classe B

50 0,06 0,1100 0,1 0,15200 0,16 0,3250 0,22 0,3500 0,28 0,51000 0,36 0,82000 0,7 1,2

3.2.4 Burettes graduées .:Capacité (mL ) Subdivisions (mL) Tolérance (mL)

Classes A et AS Classe B5 0,01 0,01 0,0210 0,02 0,02 0,0410 0,05 0,02 0,0410 0,1 0,02 0,0425 0,005 0,03 0,0625 0,1 0,03 0,0650 0,1 0,05 0,1100 0,2 0,08 0,16

3.3 Vitesse d’écoulement à respecter .:Pipettes jaugées Burettes graduées

Capacité (mL ) Temps ( s ) Capacité (mL ) Temps ( s )5 > 15 15 3010 > 20 20 3550 > 30 30 40

40 7050 90

-24- L.C.E

♦Techniques sur la préparation de solutions.

1 . Par dissolution d’un composé solide :

1.1. Objectif :Préparer un volume V de solution de concentration C par dissolution d’un composé de masse molaire M. La masse m à dissoudre vaut m = M . C. V où m en g ; V en L  et C en mol . L -1 .

1.2. Réalisation pratique :Soit à préparer, par exemple 100,0 mL de solution de sulfate de cuivre (II) de concentration

0,100 mol. L -1 à partir de CuSO4 .5 H2O de masse molaire M = 249,7 g.mol -1 ; m = 249,7 × 0,100 × 0,100 = 2,50 g .Les étapes de cette préparation sont les suivantes :

1. Pesons précisément m en prélevant le solide avec une spatule propre et sèche , et en le plaçant dans une capsule, ou un verre de montre, préalablement pesé. :

2.Introduisons le solide dans une fiole jaugée de 100 mL avec un entonnoir à solide.Rinçons la capsule, ou le verre de montre, et l’entonnoir avec de l’eau distillée.

-25- L.C.E

3. Remplissons la fiole jaugée aux trois quarts avec de l’eau distillée (fig.1 / l’). Après l’avoir bouchée, agitons cette fiole jaugée pour dissoudre le solide (fig.1/m’) . :

;

4. Une fois la dissolution terminée, ajoutons de l’eau distillée, à la pissette au début (fig.1/n’), puis à la pipette simple pour terminer au niveau du trait de jauge (fig.1 / o’) :

;

5.Rebouchons la fiole jaugée et retournons-la plusieurs fois pour bien homogénéiser la solution. La solution ainsi préparée est stockée dans un flacon étiqueté

-26- L.C.E

2. Par dilution d’une solution de concentration connue. :2.1. Objectif :Préparer un volume V de solution de concentration C par dilution d’une solution de concentration C0 connue précisément.Le volume V0 à prélever vaut : V0 = V . C / C0 où C et C0 en mol . L-1 , V et V0 en mL .

2.2.Réalisation pratique :Soit à préparer, par exemple 50,0 mL de solution de permanganate de potassium de concentration 2,00.10 -2 mol. L-1 par dilution d’une solution mère à 0,100 mol .L-1 ;

V0 = V.C / C0 = 50,0 × 2,00.10 -2 / 0,100 = 10,0 mL.

1. Versons la solution à diluer dans un bécher. Prélevons 10,0 mL de solution à l’aide d’une pipette jaugée à un trait ou à deux traits munie d’une pro pipette ou d’un pipeteur( fig.1./ p’ ).2. La solution prélevée est introduite dans une fiole de 50,0 mL. ( fig.1./ p’ ).

La fin de la préparation s’effectue comme pour la dissolution d’un composé solide.

3.Par dilution d’une solution commerciale. :3.1. Objectif :Préparer un volume V de solution de concentration C par dilution d’une solution de

densité d, contenant en masse P % de produit de masse molaire M. Le volume V0 à prélever est tel que V . C = V0 . C0 avec :C0 = P . d .μeau / 100.M , soit V0 = 100. M. V .C / P . d . μeau.Ou V0 et V en mL , M en g.mol -1 ,C en mol .L-1 et μeau en g.L -1.

3.2.Réalisation pratique. :Soit à préparer, par exemple, 200,0 mL de solution d’acide chlorhydrique à 0,50 mol. L -1

par dilution d’une solution commerciale de densité d = 1,16 contenant 37 % de HCL.V0 = (100 × 36,5 × 200,0 × 0,5) / (37 × 1,16 × 1000) = 8,50 mL .(fig. 1 / k’)

-27- L.C.E

3.La solution étant corrosive et très concentrée, mettons des lunettes et des gants de protection : Versons la solution à diluer dans un bécher ; à l’aide d’une pipette

graduée de 10 mL munie d’une pro pipette, prélevons 8,50 mL de solution.

4.La solution prélevée est introduite dans une fiole jaugée de 200 Ml contenant déjà environ 100 Ml d’eau distillée, afin de modérer l’élévation de température accompagnant la dilution et de limiter les éventuelles projections.

La fin de la préparation est analogue à celle de la dissolution d’un composé solide, c'est-à-dire on complète par l’eau distillée.

-28- L.C.E

a) pH. Autoprotolyse de l’eau : On se limite à des solutions diluées .

pH d’une solution aqueuse : pH = - log [ H3O+] équivalente à [ H3O+] = 10 pH.

Produit ionique de l’eau ; comportement acido-basique de l’eau :

L’eau pure est très faiblement dissociée selon la réaction (autoprotolyse) suivante :

Qui conduit à un équilibre chimique dont la constante de réaction est :

Avec Á 25°C :

pKe = - log Ke = 14 ; relation valable pour toute solution aqueuse. b) pH de l’eau pure :Á 25°C, d’après la réaction d’autoprotolyse de l’eau , on aboutit à : 

et

Le pH de l’eau pure est 7 à 25°C.

c) pH des solutions aqueuses à 25°C :

SolutionAcide , pH < 7

NeutralitéAcido-basique , pH = 7

SolutionBasique , pH > 7

d) Acides Forts :- un acide est dit « Fort » lorsqu’ il est complètement dissocié dans l’ eau. Il donne alors, par mole d’ acide HA, une mole d’ ions hydronium, H3O+.

HA + H2O H3O+ + A-.On met une flèche, de la gauche vers la droite, et non pas une double flèche, de façon à montrer que la réaction est totale.

-29- L.C.E

Exemples :

- Monoacides Forts. :Acide chlorhydrique, HCl. Dans l’ eau il donne les ions hydronium et chlorure. :

HCl + H2O H3O+ + Cl-.Acide bromhydrique, HBr. Dans l’ eau il donne les ions hydronium et bromure. :

HBr + H2O H3O+ + Br -.Acide iodhydrique, HI. Dans l’ eau, il donne les ions hydronium et iodure. :

HI + H2O H3O+ + I -.Acide nitrique, HNO3. Dans l’ eau, il donne les ions hydronium et nitrate . :

HNO3 + H2O H3O+ + NO3 -.Acide perchlorique, HCLO4. Dans l’ eau, il donne les ions hydronium et chlorate . :

HCLO4 + H2O H3O+ + CLO4-.

Une mole d’un monoacide Fort correspond à une solution une fois Normale.Remarque : lorsque un acide possède un anion qui ne contient pas d’ atome d’ oxygène on dit que c’ est un « hydracide ». Les acides chlorhydrique, bromhydrique , iodhydrique, nitrique et perchlorique sont des hydracides. - Diacide Fort . :Acide sulfurique, H2SO4. Dans l’ eau il donne des ions hydronium et sulfate. :

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+ + SO42-.

Une mole d’un diacide Fort correspond à une solution deux fois Normale.

Remarque : lorsqu’ un acide possède un anion contenant un ou plusieurs atomes d’ oxygène on dit qu’ il s’ agit d’ un oxacide. L’ acide sulfurique est un « oxacide » car l’ anion sulfate contient quatre atomes d’ oxygène.

pH des solutions d’acides Forts : .Cas d’un monoacide Fort pH = - log Ca où Ca(concentration molaire)=[H3O+]

de l’acide.

.Cas d’un diacide Fort pH = - log 2 Ca où Ca(concentration molaire)=[H3O+] de l’acide.

e) Bases Fortes :- une base est dite « Forte » lorsque la dissolution de celle-ci dans l’ eau est totale.On obtient alors, par mole de base forte MOH, une mole d’ ions hydroxyde, OH-.

MOH M + + OH -.On met, là aussi, une flèche, de la gauche vers la droite, et non pas une double flèche, qui signifierait qu’ il y a un équilibre.

-30- L.C.E

Exemples :- Monobases Fortes. :

Soude , NaOH. Dans l’ eau elle donne les ions hydroxyles et sodium. :

Hydroxyde de potassium, KOH. Dans l’ eau il donne les ions hydroxyles et potassium. :

Ions amidures, NH2 -. Dans l’ eau il donne de l’ammoniac et ion hydroxyle. :

Ions alcoolates, RO - , Dans l’ eau ils donnent de l’alcool et ion hydroxyle. :

RO - + H2O ROH + OH -

♦Une mole d’une monobase Forte correspond à une solution une fois Normale.- Dibases Fortes. :Chaux hydratée, Ca(OH)2. Dans l’ eau elle donne des ions hydroxyles et calcium. :

Eau de baryte, Ba(OH)2. Dans l’ eau elle donne des ions hydroxyles et baryum. :

Une mole d’une dibase Forte correspond à une solution deux fois Normale.

pH des solutions basiques Forts :.Cas d’une monobase Forte pH = pKe + logCb .

avec Cb(concentration molaire) = [OH -] de la base.

.Cas d’une dibase Forte pH = pKe + log2Cb .

f) Courbe de variation de pH. Application au dosage, avec utilisation d’un pH mètre.

-31- L.C.E

Courbe pH = f (Vb ) où Vb est le volume d’1 base Forte verse dans un volume Va d’acide Fort.

( à l’équivalence).

( avant addition de NaOH). VbE ( à l’équivalence).

.Après addition de la base forte ,

- cas où na(nbre mole d’acide Fort) est supérieur à nb(nbre mole de base Forte) , pHmélange = - log ća avec

- cas où na est inférieur à nb,

pHmélange = pKe + log ćb avec

- cas où na est égal à nb, ; pHmélange = pHE = 7

.Reste à vous de justifier ces pH pour les différents points de la courbe de neutralisation.

L’équivalence se détermine :

- Soit par l’emploi d’un indicateur coloré, de préférence le bleu de bromothymol dont la zone de virage : 6,0 à 7,6 encadre le pH du point d’équivalence E.- Soit par suivi pH -métrique et application de la méthode des tangentes parallèles.

♦Quelques conseils pour effectuer un dosage précis.

-32- L.C.E

Pour effectuer un dosage précis, il convient non seulement d’utiliser la verrerie adaptée, mais aussi de suivre quelques conseils simples rappelés ci-dessous.

1.Préparation de solutions de concentration précise. :

♦ Pour peser et dissoudre une masse déterminée de solide : - ne jamais peser sur un papier filtre , utiliser une capsule ou un verre de montre suivant la quantité à peser ; - utiliser une spatule pour saisir le solide ; - ne jamais chauffer de la verrerie jaugée . ♦ Pour prélever un volume précis de liquide pour une dilution ou un dosage : - utiliser une pipette jaugée munie d’une pro pipette ; - ne jamais pipeter dans un flacon, verser le liquide à prélever dans un bécher ; - pipeter le volume souhaité, en tenant le bécher incliné ; - ne pas retourner une pipette lorsqu’elle est fixée à une pro pipette.

2. Réalisation d’un dosage . :

♦ Pour effectuer un dosage : - rincer la burette avec le réactif utilisé pour le dosage, la remplir en réalisant le zéro et en veillant à ce qu’il n’y ait pas d’air dans la partie inférieure ; - prélever un volume précis ; - lors d’un dosage pH-métrique, ajouter de l’eau distillée afin d’assurer une bonne immersion des électrodes et de faciliter l’agitation de la solution ; - effectuer un dosage rapide avant de réaliser un dosage précis.

♦ En fin de dosage :- Lors d’un dosage pH-métrique ; retirer, dés la fin de la manipulation, les électrodes de la solution, les rincer à l’eau distillée et les replacer dans leur solution de conservation.- bien rincer la burette avec de l’eau distillée afin d’éviter qu’elle ne se bouche par dépôt de Solide lors de l’évaporation de l’eau des solutions.

2ème SÉANCE / T.P N°2.

-33- L.C.E

Acidimétrie/Alcalimétrie.Préparation et dosage d’une solution de concentration donnée.

Acide Fort / Base Forte. ( 2 variantes).

I. Objectifs :

Apprendre à :- diluer.- doser.- calculer une concentration.

II. Précautions :

-Les solutions de base et d’acide bien que diluées sont agressives pour les muqueuses. -Les solutions d’acides sont corrosives pour les tissus. -Le port de la blouse en coton réglementaire et des lunettes est obligatoire. - Toujours pipeter avec une pro pipette. - Les solutions ne sont pas versées dans les éviers, mais récupérées dans des bidons réservés à cet usage. -Eviter la casse de la verrerie.

Le compte-rendu correspondant sera fait sur un questionnaire distribué  en T.P.

III. Déroulement du T.P : 1) Avant le lancement du T.P N° 2,répondre aux Q.C.M ( 3 mn).

2) Détermination précise de la concentration c1 de la solution-mère de HCL.

-34- L.C.E

3) Préparation de la solution diluée d’HCL à une concentration donnée. 4) Vérification de la concentration de la solution préparée.

5) Utilisation de cette solution pour doser une solution de KOH de concentration Inconnue.

IV. Matériel et produits :Produits. Matériel.

Solutions aqueuses :-Acide chlorhydrique (HCL) à C1.- Hydroxyde de sodium (NaOH) à 1 M.- Hydroxyde de sodium (NaOH) à 10-1 M.- Hydroxyde de potassium (KOH) de concentration inconnue.- Phénolphtaléine.-Eau permutée.

- Béchers.- Pipette de 10 mL.-Burette.- Erlenmeyer .-Fiole jaugée de 100 mL. .(Verrerie courante de laboratoire).

V. Protocole expérimental :2) Détermination précise de la concentration c1 de la solution-mère de HCL.

a- Principe :- L’acide chlorhydrique est un acide fort.- On dose la solution mère d’acide chlorhydrique environ 1M avec une solution d’hydroxyde de sodium de concentration donnée . La réaction quantitative et rapide est représentée par l’équation-bilan : H3O+(aq.) + OH¯(aq.) 2 H2O( l ).

Les deux solutions étant incolores, la fin de la réaction ou équivalence, nécessite l’utilisation d’un indicateur coloré, le bleu de bromothymol , qui est jaune en milieu acide ,vert en milieu neutre et bleu en milieu basique ; à défaut on peut utiliser la phénolphtaléine qui vire à l’incolore en milieu acide et au rose en milieu basique.De ce fait, la solution de NaOH sera dans la burette.- On peut également doser cette acide avec l’hydrogénocarbonate de potassium(KHCO3) en présence d’hélianthine, selon la réaction suivante :

H3O+ ,CL- + KHCO3 KCL + CO2 + 2 H2O Soit avec du carbonate de sodium en présence d’hélianthine, selon la réaction suivante :

2 H3O+ ,CL- + Na2CO3 2 NaCL + CO2 + 3 H2O. Soit avec une solution de borax qui agit par sa soude libérée, c'est-à-dire :

Na2B4O7 + 7 H2O 4 H3BO3 + 2 NaOH.- Un litre de solution normale d’acide chlorhydrique contient une mole soit 36 ,46 g d’acide pur.

Précautions :

- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».

-35- L.C.E

- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.

b - Dosage :

- Prélever la solution d’acide avec une pipette de 10 mL, en utilisant la pro pipette. - verser le contenu de la pipette dans un erlenmeyer. - Ajouter une goutte de phénolphtaléine . - Remplir la burette avec la solution de soude.Vous disposez de 2 solutions de NaOH ; laquelle utilisez-vous pour ce dosage ?justifier .- Agiter manuellement et soigneusement au fur et à mesure de l’addition de la solution de NaOH.- Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la Burette mL par mL. On trouve par exemple 16 mL<V< 17 mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.

Schéma du dosage :

Rinçage :- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.

c - Calcul de la concentration de la solution-mère.

-36- L.C.E

Revoir la méthode de calcul page 09 et 10.

3) Préparation de la solution diluée d’HCL à une concentration donnée. :

Afin de déterminer le volume V’1 à prélever, on doit opérer ainsi :- Il faut savoir que lors d’une dilution, c’est le nombre de moles qui reste constant ; la concentration change .

Solution mère Solution filleC1 ( mol / L) Cexp. ( mol / L)n1 ( mol ) n2 ( mol )V’1 ( ? ) Vexp.

Or d’où

avec

Préparer la solution fille.

Questions d’ordre pratique :1) Quel matériel utilisez-vous pour mesurer précisément ce volume ?2) Dans quel récipient versez-vous ce volume ?3) Comment complétez-vous à 100 mL ?

4) Vérification de la concentration de la solution diluée préparée.( Cexp. ).Effectuer le dosage de la solution préparée en suivant le protocole décrit précédemment.

Prise d’essai : 10 ml..

Questions d’ordre pratique :

-37- L.C.E

1) Quelle solution de soude, utilisez-vous ?2) Quelle solution est mise : a – dans la burette ? b – dans l’erlenmeyer ?

5) Utilisation de cette solution pour doser une solution de KOH de concentration Inconnue.La solution de KOH est dosée par la solution d’HCL diluée préparée précédemment.

Prise d’essai : 10 ml..

Questions d’ordre pratique :1) Quelle solution est mise : a – dans la burette ? b – dans l’erlenmeyer ?

N.b : - Pour plus d’information ,consulter les sites :1) http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/commentaires.htm2) Microsoft Word - Acidimétrie_alcalimétrie.doc3) ) http://otmane-m.e-monsite.com/

a) Acides faibles :

-38- L.C.E

un acide est dit « faible » lorsque la dissolution de celui-ci dans l’ eau est une réaction partielle, ou « équilibrée ».

Exemples :

- Cas des monoacides organiques faibles :

RCOOH + H2O RCOO - + H3O +

Comme acides méthanoïque, éthanoïque………(etc.). Avec la constante réduite , appelée constante d’acidité Ka :

Cette constante a une valeur qui caractérise le couple acide-base, dans l’eau, à une donnée. A titre indicatif, pour : acide méthanoïque / ion méthanoate : Ka = 10 -3,8 ou pKa= 3,8 à 25°C ; acide éthanoïque / ion éthanoate :

Ka = 10 -4,8 ou pKa= 4,8 à 25°C .

- Cas des monoacides minéraux faibles :

HA + H2O A - + H3O +

Avec la constante réduite , appelée constante d’acidité Ka :

Comme acides fluorhydrique (HF) , nitreux (HNO2) ,cyanhydrique(HCN) etc. Une mole d’un monoacide correspond à une solution une fois Normale. pH des solutions monoacides faibles : pH = ½ ( pKa - log Ca )

- Cas des diacides faibles :H2A + H2O H3O + + HA - ; 1ère acidité , Ka1ac.1 bas.conj.1

HA - + H2O H3O + + A 2 - ; 2ème acidité , Ka2.ac.2 bas.conj.2

HA - amphotère avec Ka1 > Ka2. ; 1ère acidité > 2ème acidité.

-39- L.C.E

Une mole d’un diacide correspond à une solution deux fois Normale. . diacides organiques faibles ; Comme acides oxalique (H2C2O4),tartrique (HOOC-(CHOH)2-COOH ),etc.

. diacides minéraux faibles ; Comme acides sulfureux(H2SO3 ), carbonique(H2CO3),hydrogène sulfuré (H2S) ,etc.

- Cas des triacides faibles :H3A + H2O H3O + + H2 A - ; 1ère acidité , Ka1ac.1 bas.conj.1

H2 A -  + H2O H3O + + HA 2 - ; 2ème acidité , Ka2ac.2 bas.conj.2

HA 2 -  + H2O H3O + + A 3-  ; 3ème acidité , Ka3ac.3 bas.conj.3

HA - , H2 A -  sont amphotères ; avec Ka1 > Ka2 »Ka3 . ; 1ère acidité > 2ème aciditè »3ème acidité. On peut négliger la 3ème acidité.

Une mole d’un triacide correspond à une solution trois fois Normale. .Triacides organiques faibles, comme acide citrique (HOCO-CH2)2C(OH)-COOH) ,etc. . Triacides minéraux faibles, comme acides o.phosphorique (H3PO4), borique (H3BO3) etc.

b) Bases faibles : une base est dite « faible » lorsque sa dissolution dans l’ eau donne lieu à une réaction partielle, ou équilibrée.

B + H2O BH + + OH -

bas.1 ac.conj.1

Avec la constante réduite , appelée constante de basicité Kb tel que :

On constate que , à 25°C , Ke étant constant , Kf ne dépend que de Ka .Ainsi Kb ou Ka caractérise aussi le couple [BH + ] / [ B ] et la réaction de sa base B sur l’eau..Comme bases faibles, on peut avoir l’ammoniac (NH3), les amines (RNH2), les amines aromatiques (C6H5NH2) etc.♦ Une mole d’une monobase correspond à une solution une fois Normale. pH d’une solution basique faible : pH = 7 + ½ ( pKa + log Cb)

Cas de l’eau  H2O + H2O H3O + + OH -

Acide base

Eau «acide» Eau «base»

H2O / OH -H3O+ / H2O

-40- L.C.E

pKa = pKe pKa = 0

Conséquences :♦ Domaines de prédominance :Á partir d’une solution donnée d’un acide et de la base conjuguée en équililibre dans l’eau Dans l’eau, en versant un acide fort ( des ions H3O+ ) ou une base forte ( des ions OH -),Faire évoluer l’équilibre en modifiant le pH.On distingue trois cas :

pH pH < pKa pH = pKa pH > pKa

Log[Base]/[Acide] < 0 0 > 0Domaine

deprédominance.

♦ Force d’un acide faible ; force d’une base faible :. De deux acides faibles : le plus fort est celui dont le pKa du couple est le plus petit.. De deux bases faibles : la plus forte est celle dont le pKa du couple est le plus grand.Á l’acide le plus fort correspond la base la plus faible.Exemple : couple acide salicylique / ion salicylate ; pKa = 3,0 ; couple acide benzoïque / ion benzoate ; pKa = 4,2. L’acide salicylique est plus fort que l’acide benzoïque. L’ion salicylate est une base plus faible que l’ion benzoate .

♦ Relation entre l’acide du couple A1H / A1 - et la base du couple A2H / A2

- : (1)

A1H  + A2 - A1

- + A2H ; constante de réaction (2)

Elle s’écrit :

Si pKa1 < pKa2 , K > 1 : la réaction est avancée dans le sens (1),on dit aussi favorisée dans le sens (1).C’est la réaction de l’acide le plus fort, A1H, sur la base la plus forte, A2

-,qui seproduit. L’acide le plus fort réagit sur la base la plus forte.Si K >10 4, la réaction est pratiquement totale ( quantitative).

♦ Prévision d’une réaction acide-base :- Réaction prépondérante :On considère le système obtenu en mettant en présence, dans une solution aqueuse, plusieurs couples acide-base (état initial).Parmi toutes les réactions possibles entre les diverses espèces chimiques, on en retient une : celle qui a le plus d’influence sur l’évolution du système : la réaction prépondérante. Elle permettra de prévoir l’état final du système. - Méthode : 1.On représente sur un axe des pKa ,en les classant, tous les couples acide-base présents

-41- L.C.E

Dans la solution, y compris ceux de l’eau.2. Parmi ces couples, repérer les espèces prépondérantes(parfois les deux espèces d’un couple) dans l’état initial.Ce sont les espèces majoritaires apportées par les réactifs.3.La réaction prépondérante fait réagir, parmi les espèces prépondérantes, l’acide le plus fort avec la base la plus forte.4.On calcul la constante K (ou Kr ) de la réaction prépondérante. Si K » 1 (en pratique K > 10 4) la réaction prépondérante est quantitative (totale) : Elle va modifier l’état du système en consommant, de façon appréciable, des réactifs. Si K « 1 , la réaction prépondérante est défavorisée : elle ne va pas modifier sensiblement l’état du système, son rôle sera uniquement de contrôler le pH de la solution.

Exemple (1) :♦Prenons le cas du dosage de l’acide benzoïque par l’hydroxyde de sodium .. Les couples acide-base sont ceux de l’eau et celui de l’acide benzoïque.

♦ Espèces prépondérantes dans l’état initial :C6H5COOH apportée par l’acide faible, peu

dissociée ;H2O : solution aqueuse ;OH - apportée par la base forte.L’acide le plus fort C6H5COOH réagit sur la base

la plus forte OH - : (1)

C6H5COOH + OH - C6H5COO -+ H2O.(2)

Kr = 10 14 - 4,2 = 10 9,8, à 25°C.Kr > 10 4 : la réaction prépondérante est quantitative ; la réaction dans le sens 1 sera totale et modifiera l’état du système : C6H5COOH + OH - (1 ) C6H5COO -+ H2O.Cette réaction peut servir de réaction de dosage.L’acide faible HA réagit de façon totale avec les ions OH - de la base forte en cédant tous ses protons H + : HA + OH - A - + H2O.- Si l’acide est situé en dessous de la base, il s’agit d’une réaction avancée et considéréecomme totale si ∆pKa >4. - Si l’acide est situé en dessus de la base, la réaction est peu avancée .

♦ L’état du mélange à l’équivalence, l’acide est situé en dessous de la base, la réaction est avancée et considérée quasi-totale dans le sens 1 pour tout acide d’un couple de pKa< 10 ou bien ( Kr > 10 4 ). Et c’est ainsi, pour le dosage de l’acide benzoïque les ions OH - font que la solution est basique de pH > 7 à 25°C.

Exemple (2) :

-42- L.C.E

♦ de l’ammoniac par Prenons le cas du dosage l’acide chlorhydrique.. Les couples acide-base sont ceux de l’eau et celui de ammoniac.

c) Courbe de variation de pH. Application au dosage, avec utilisation d’un pH mètre. ♦ Courbe pH = f (Vb ) où Vb est le volume d’une base Forte versé dans un volume Va d’acide faible .

-43- L.C.E

-44- L.C.E

L’équivalence se détermine :

- Soit par l’emploi d’un indicateur coloré, de préférence la phénolphtaléine dont la zone de virage : 8,0 à 10,0 encadre le pH du point d’équivalence E.- Soit par suivi pH -métrique et application de la méthode des tangentes parallèles.

3ème SÉANCE/ T.P N°3.-45- L.C.E

Acidimétrie/Alcalimétrie.Préparation et dosage d’une solution de concentration donnée.

Acide faible / Base Forte. ( 2 variantes).

I. Objectifs :

Apprendre à :- diluer.- doser.- calculer une concentration.

II. Précautions :

-Les solutions de base et d’acide bien que diluées sont agressives pour les muqueuses. -Les solutions d’acides sont corrosives pour les tissus. -Le port de la blouse en coton réglementaire et des lunettes est obligatoire. - Toujours pipeter avec une pro pipette. - Les solutions ne sont pas versées dans les éviers, mais récupérées dans des bidons réservés à cet usage. -Eviter la casse de la verrerie.

Le compte-rendu correspondant sera fait sur un questionnaire distribué  en T.P.

III. Déroulement du T.P :

-46- L.C.E

1) Avant le lancement du T.P N° 3,répondre aux Q.C.M ( 3 mn).2) Détermination précise de la concentration c1 de la solution-mère de CH3COOH.3) Préparation de la solution diluée CH3COOH à une concentration donnée.4) Vérification de la concentration de la solution préparée.5) Utilisation de cette solution pour doser une solution de KOH de concentration Inconnue.

IV. Matériel et produits :

Produits. Matériel.Solutions aqueuses :-Acide chlorhydrique (CH3COOH) à C1.- Hydroxyde de sodium (NaOH) à 1 M.- Hydroxyde de sodium (NaOH) à 10-1 M.- Hydroxyde de potassium (KOH) de concentration inconnue.- Phénolphtaléine.-Eau permutée.

- Béchers.- Pipette de 10 mL.-Burette.- Erlenmeyer .-Fiole jaugée de 100 mL. .(Verrerie courante de laboratoire).

V. Protocole expérimental :2) Détermination précise de la concentration c1 de la solution-mère de CH3COOH.

a - Principe :

On dose la solution mère CH3COOH environ 1M avec une solution d’hydroxyde de sodium de concentration donnée . La réaction quantitative et rapide est représentée par l’équation-bilan : (1) CH3COOH + OH - CH3COO - + H2O.

(2)Les deux solutions étant incolores, la fin de la réaction ou équivalence, nécessite l’utilisation d’un indicateur coloré, la phénolphtaléine qui vire à l’incolore en milieu acide et au rose en milieu basique.De ce fait, la solution de NaOH sera dans la burette.

-47- L.C.E

Précautions :

- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.

b - Dosage :

- Prélever la solution d’acide avec une pipette de 10 mL, en utilisant la pro pipette. - verser le contenu de la pipette dans un erlenmeyer. - Ajouter une goutte de phénolphtaléine . - Remplir la burette avec la solution de soude.Vous disposez de 2 solutions de NaOH ; laquelle utilisez-vous pour ce dosage ?justifier .- Agiter manuellement et soigneusement au fur et à mesure de l’addition de la solution de NaOH.- Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la Burette mL par mL. On trouve par exemple 16 mL<V< 17 mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.

-48- L.C.E

Schéma du dosage :

Rinçage :- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.

c - Calcul de la concentration de la solution-mère.Revoir la méthode de calcul page 09 et 10.

3) Préparation de la solution diluée d’acide acétique à une concentration donnée. :

-49- L.C.E

♦ Afin de déterminer le volume V’1 à prélever, on doit opérer ainsi :- Il faut savoir que lors d’une dilution, c’est le nombre de moles qui reste constant ; la concentration change .

Solution mère Solution filleC1 ( mol / L) Cexp. ( mol / L)n1 ( mol ) n2 ( mol )V’1 ( ? ) Vexp.

Or d’où

avec

♦ Préparer la solution fille. Questions d’ordre pratique :1) Quel matériel utilisez-vous pour mesurer précisément ce volume ?2) Dans quel récipient versez-vous ce volume ?3) Comment complétez-vous à 100 mL ?

4) Vérification de la concentration de la solution diluée préparée.( Cexp. ). :- Effectuer le dosage de la solution préparée en suivant le protocole décrit précédemment.

Prise d’essai : 10 ml.. Questions d’ordre pratique :1) Quelle solution de soude, utilisez-vous ?2) Quelle solution est mise : a – dans la burette ? b – dans l’erlenmeyer ?

5) Utilisation de cette solution pour doser une solution de KOH de concentration Inconnue. :

- La solution de KOH est dosée par la solution CH3COOH diluée préparée précédemment.

Prise d’essai : 10 ml.. Questions d’ordre pratique :1) Quelle solution est mise : a – dans la burette ? b – dans l’erlenmeyer ?

N.b : - Pour plus d’information ,consulter les sites :1) http://chimie.scola.ac-paris.fr/sitedechimie/commentaires.htm2) Microsoft Word - Acidimétrie_alcalimétrie.doc

-50- L.C.E

Rappels sur l’oxydo-réduction :

1 ) Définitions : Un réducteur est un composé donneur d’électrons. Un oxydant est un composé accepteur d’électrons. La demi-réaction électronique :

Elle fait intervenir l’oxydant (ox), le réducteur (red) du couple considéré et le nombred’électrons (n) échangés. Elle s’écrit par convention : (1)

ox + n . ē red où (1) : réduction. (-1) (-1): oxydation.

L’oxydo-réduction est une réaction chimique au cours de laquelle un corps, dit réducteur est oxydé au profit d’un autre corps ,dit oxydant qui est réduit.C’est une réaction d’échange d’électrons entre 2 couples (ox1, red1) et ( ox2,red2).

L’équation-bilan est une combinaison linéaire des deux demi-réactions électroniques :

( ox 1 + n1 . ē red1 ) × n2 . ; réduction.

( red 2 ox2 + n2 . ē ) × n1 . ; oxydation.Au cours d’une réaction d’oxydo-réduction :

- L’oxydant d’un couple réagit avec le réducteur de l’autre couple. - Le nombre d’électrons captés doit être au nombre d’électrons cédés.

Par conséquent , l’équation-bilan ne contient pas d’électrons. Elle s’écrit : (1)

n2 . ox 1 + n1 . red 2 n2 . red1 + n1. ox 2 ( I )(-1)

2) Nombre d’oxydation :- Pour des ions, le nombre d’oxydation ( N.O.) traduit la perte ou le gain d’électrons d’un élément par rapport à l’atome neutre. Il est noté en chiffre romains à droite du symbole. - Pour un élément donné, son N.O. augment lors de l’oxydation et diminue lors de la réduction.3) Prévision du sens des réactions :- Un couple redox est caractérisé par une grandeur thermodynamique standard appelée potentiel standard E° (ox, red ).- Dans les conditions standard, l’oxydant du couple ayant le potentiel standard le plus élevé réagit avec le réducteur du couple ayant le potentiel standard le plus faible.Si E°( ox1, red1 ) > E° ( ox2, red2 ) le sens d’évolution naturelle de la réaction ( I ) est dans le sens ( 1 ). E°( ox, red ) est repéré par rapport à E°( H3O+, H2 ) pris arbitrairement comme origine : E°(H3O+,H2

)= 0 Volt.

-51- L.C.E

4) Expression du potentiel-relation de Nernst :Soit la demi-réaction électronique suivante :

(1)ox + n . ē red

(-1) Ce système est associé à l’électrode standard à hydrogène (ESH) pour constituer une cellule électrochimique dont le pôle positif est représenté par le couple ox / red et le pôle négatif par L’ESH.L’expression du potentiel relatif au couple ox / red par rapport à l’ESH noté E est donnée par la relation de Nerst. : E = E° ( ox, red ) - R.T / n.F [ln a(red) / a(ox)] ( II ) AvecE° ( ox, red ) : potentiel standard du couple (ox,red).R : constante des gaz parfaits.n : nombre d’électrons échangés.T : température.F : constante de Faraday ( 96500 C )a(red) et a(ox) : activités respectives du réducteur et de l’oxydant par rapport au modèle du soluté infiniment dilué.5) Méthodes de dosage en oxydo-réduction. : Il est facile de doser quantitativement une solution oxydante ou réductrice, par addition d’une solution antagoniste connue. Les dosages peuvent se faire soit : - Par une méthode purement chimique(c’est bien le T.P n°4) ; la fin de la réaction étant indiquée par changement de coloration du milieu ; - Par des méthodes physico-chimiques telles que a) la potentiométrie ; pour cela on constitue une cellule électrochimique par association d’électrode de mesure et de référence. La différence de potentiel ( ou force électromotrice), notée Efem , entre les deux électrodes est mesurée avec un millivoltmètre. Efem = E - Eref

L’analyse de la courbe Efem = f (volume de réactif versé ) permet de déterminer : La concentration inconnue. Les potentiels standard des couples mis en jeu.Soit b) par dosage colorimétrique ; pour ce type de dosage , l’indicateur coloré d’oxydo-réduction est l’ortho-phénantroline ferreuse. Elle présente une forme réduite rouge et une forme oxydée bleu pâle . Le potentiel standard du couple est égal à 1,1 V. Cette valeur est très voisine de la valeur du potentiel à l’équivalence du dosage.Soit c) par polarographie , qui consiste à soumettre la solution à étudier à une électrolyse en Appliquant une différence de potentiel uniformément croissante entre deux électrodes dont une est impolarisable ( électrode de référence) et dont l’autre, polarisable, adopte le potentiel qu’on lui impose ( électrode indicatrice).On mesure le courant passant dans la solution en fonction de la différence de potentiel appliquée. La courbe obtenue est nommée polarogramme. Et en dernier soit d) par l’électro gravimétrie , qui constitue un domaine très important de l’analyse électrochimique. Elle est appliquée presque exclusivement aux dosages des métaux. Son principe consiste à soumettre la solution à étudier à une électrolyse ;au cours de celle-ci, les cations se déplacent vers la cathode et s’y déposent comme métaux à l’état libre. L’accroissement de poids de la cathode donne la quantité de métal déposée. Il y a donc réduction à la cathode et oxydation à l’anode.E (tension appliquée) = Eanode - Ecathode .

-52- L.C.E

4ème SÉANCE/ T.P N°4.

Oxydo-réduction. ( 4 variantes).Dosage d’un oxydant par un réducteur

1 - Dosage de l’iode par le thiosulfate de sodium. 2 - Dosage du permanganate de potassium par l’acide oxalique.3 - Dosage en retour de l’acide ascorbique .

I .Objectifs :

- Savoir déterminer avec précision la concentration d’un oxydant ou d’un réducteur selon la méthode purement chimique.

II. Précautions :

-Les solutions d’oxydant et de réducteur bien que diluées sont agressives pour les muqueuses. -Les solutions oxydants sont corrosives pour les tissus. -Le port de la blouse en coton réglementaire et des lunettes est obligatoire. - Toujours pipeter avec une pro pipette. - Les solutions ne sont pas versées dans les éviers, mais récupérées dans des bidons réservés à cet usage. -Eviter la casse de la verrerie.

Le compte-rendu correspondant sera fait sur un questionnaire distribué  en T.P.

-53- L.C.E

III. Déroulement du T.P :

1) Avant le lancement du T.P N° 4,répondre aux Q.C.M ( 3 mn).2) Détermination précise de la concentration de l’iode.3) Détermination précise de la concentration du permanganate de potassium.4) Détermination précise de la concentration de l’acide ascorbique.

IV. Matériel et produits :

Produits. Matériel.♦ I2 à C1 mole.L -1.♦ KMnO4 à C2 mole.L -1 .♦ H2SO4 au 1/10 .et à 0,3 M.♦ H2C 2O4 à 10 -2 M. ♦ Na2S2O3 à 2.10 -2 M .♦ Solution d’empois d’amidon.♦ KI à 25 g.L-1.♦ Laroscorbine (Aspégic 500 mg.).♦KIO3 à 10 -2M.♦ H3PO4 à 5 % .♦ I2 à 5.10 -3 M .( solution titrée).♦Eau permutée.

- Béchers.- Pipette de 10 mL.-Burette.- Erlenmeyer .-Fiole jaugée de 100 mL. .- Bain marie .- Propipette .- Pissette.(Verrerie courante de laboratoire).

V. Protocole expérimental :

2) Détermination précise de la concentration de l’iode C1.

a- Principe :

L’iode I2 de poids moléculaire 253,84 g.mole -1, est un oxydant .Il existe deux méthodes de dosage, soit par l’arsenite de sodium soit par le thiosulfate de sodium. Limitons nous à la deuxième méthode :Á froid et en milieu neutre, le thiosulfate de sodium est oxydé par l’iode et transformé en tétra thionate de sodium selon les réactions suivantes : Tout en s’inspirant de la règle γ , c'est-à-dire l’oxydant le plus Fort réagit avec le réducteur le Fort., on aboutira au schéma suivant :

-54- L.C.E

I2 + 2. ē réduction 2 I - et 2 S2O32- oxydation S4O6

2- + 2. ē ox.1 red.1 red.2 ox.2

comme réaction globale électronique , on aura :

I2 + 2 S2O32- ( 1 ) S4O6

2- + 2 I -

iode thiosulfate ( - 1 ) tétrathionate iodure

ox.1 red.2 ox.2 red.1

d’où la réaction globale moléculaire : I2 + 2 Na2 S2O3

( 1 ) Na2S4O6 + 2 NaI

iode thiosulfate ( -1 ) tétrathionate iodure

ox.1 red.2 ox.2 red.1

La réaction globale est considérée comme totale dans le sens ( 1 ) car à l’équilibre on a égalité des deux couples, E du couple est égal à E du couple et c’est ainsi on a pu déduire que la constante d’équilibre K tel que :∆E O = 0,06 / 1 . log K ; K = 10 1. ∆E 0 / 0,06 = 10 0,45/0,06 = 10 7,5, on constate que la valeur de K est très élevée (K =31622776,60) , la réaction étudiée est presque totale dans le sens (+1).En mettant la solution d’iode dans la burette on reconnaît la fin du dosage soit à l’apparition de la coloration jaune pâle soit, si on utilise l’empois d’amidon, ce qui est préférable, à l’apparition de la coloration bleue.Un litre de solution normale contient un atome d’iode, soit 126,92 g.Une mole d’iode correspond à une solution deux fois Normale.

Précautions :- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.

-55- L.C.E

b - Dosage :

- Prélever la solution de Na2 S2O3 avec une pipette de 10 mL, en utilisant la pro pipette. - verser le contenu de la pipette dans un erlenmeyer. - Remplir la burette avec la solution d’iode. - Ajouter une à deux gouttes d’empois d’amidon, notamment à la fin du dosage ( dés apparition de la coloration jaune pâle.♦ Dites pourquoi ? on utilise cet indicateur à la fin du dosage.♦ Quelle est la couleur de la solution à l’équivalence ? ceci en absence ou en présence d’empois d’amidon. Justifier votre réponse.♦ Donner la relation d’une molarité d’un oxydant vis-à-vis de sa normalité.♦ Pour quelle raison , avons-nous mis l’iode dans la burette et le Na2 S2O3 dans l’erlenmeyer ? justifier votre réponse ?♦Vous disposez de 2 solutions de Na2 S2O3  , l’une à 2.10 -2 M et l’autre à 2.10 -2N; laquelle utilisez-vous pour ce dosage ?justifier .- Agiter manuellement et soigneusement au fur et à mesure de l’addition de la solution d’iode.- Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la Burette mL par mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.

Schéma du dosage :

Rinçage :

- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.

-56- L.C.E

c - Calcul de la concentration de la solution d’iode :

♦Détermination de la molarité d’iode Cox ( mole.L -1.) :

I2 + 2 S2O32- ( 1 ) S4O6

2- + 2 I -

iode thiosulfate ( - 1 ) tétrathionate iodure

ox.1 red.2 ox.2 red.1

On fait réagir une solution d’iode, de concentration C1 = Cox à déterminer, avec une solution de Na2S2O3 à C2 = Cred = 2.10 -2 M. selon la réaction quantitative (ou totale) :

1 . I2 + 2 . Na2 S2O3 (1)→ Na2S4O6 + 2 NaI .Notamment à l’équivalence où les quantités de substances d’iode et de thiosulfate de sodium exprimées en mole, nox et nred sont dans le même rapport que les coefficients stœchiométriques de la réaction :

, Vred étant le volume de la prise d’essai et Vox le volume mesuré à la burette, la concentration cherchée en mol.L-1 

est : 

♦Détermination du titre massique d’iode Tox ( g.L -1.) :

1 mole d’iode correspond à Pm (g) d’iode nox d’iode correspond à Tox d’iode. Tox = nox . Pm

donc

avec Pm ( poids moléculaire de l’iode.)

♦ Exemple d’évaluation :

- Quelle est la masse d’iode à prélever pour préparer 500 mL d’une solution déci normale. ? Citer la verrerie nécessaire pour cette préparation. ?

-57- L.C.E

3) Détermination de la concentration du permanganate de potassium (C2 ) :

a - Principe :Le permanganate de potassium de poids moléculaire 158,03 g.mole -1, est un oxydant .Il existe deux méthodes de dosage, soit par l’acide oxalique soit par l’oxalate de sodium Limitons nous à la première méthode :Le KMnO4 est réduit en milieu sulfurique selon la demi réaction électronique suivante :MnO4

- + 5 ē + 8 H3O + réduction Mn2+ + 12 H2Oox.1 red.1

On titre le KMnO4 avec l’acide oxalique H2C2O4  de tel sorte que ce dernier subit une oxydation selon la demi réaction électronique suivante :C2O4

2- oxydation 2 CO2 + 2 ēred.2(oxalate) ox.2

Tout en s’inspirant de la règle γ , c'est-à-dire l’oxydant le plus Fort réagit avec le réducteurle Fort : , on aboutira à la réaction électronique globale suivante :(MnO4

- + 5 ē + 8 H3O + réduction Mn2+ + 12 H2O) × 2(C2O4

2- oxydation 2 CO2 + 2 ē) × 5D’où la réaction globale électronique : 2 MnO4

- + 5 C2O42- + 16 H3O+ ( 1 ) 2 Mn2+ + 10 CO2 + 24 H2O.

Ou encore, avec l’acide oxalique :2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 ( 1 ) K2SO4 + 2 MnSO4 + 10 CO2 + 8 H2O.

L’acide sulfurique doit être en quantité suffisante, sinon la réduction du permanganate ne sera pas totale et le dosage sera faux. Cela sera visible par le fait que la solution se troublera et prendra une coloration brune.La réaction démarre très lentement à froid. On a intérêt à chauffer très lentement au départ afin de l’activer. Toutefois il faut veiller à ne pas dépasser 50 ÷ 70 °C car l’acide sulfurique décomposerait l’acide oxalique en CO,CO2 et H2O.Á froid , la décoloration, donc la réduction du permanganate, est beaucoup plus rapide en présence de sels de manganèse. Toutefois, il est inutile d’en ajouter à la solution car il s’en forme au cours du dosage et plus on avance dans le dosage plus la réduction du permanganate est rapide. Après avoir versé un cm3 environ, la décoloration est instantanée tant que l’acide oxalique est en excés. Enfin pour réussir le dosage , il faut travailler en milieu assez dilué. Une mole de KMnO4 correspond à une solution 5 fois Normale.

Précautions :- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.- Par négligence, le KMnO4 peut provoquer des lésions de corrosion par ingestion, brûlures, nausées, nécrose possible du larynx.

- Dosage :

-58- L.C.E

- Prélever la solution d’acide oxalique H2C2O4 avec une pipette de 10 mL, en utilisant la pro pipette. Verser ensuite le contenu de la pipette dans un erlenmeyer. - Ajouter 50 mL d’eau distillée , chauffée préalablement à 70°C. - Ajouter 20 cm3 H2SO4 au 1/10. - Remplir la burette avec le KMnO4.. - Verser en agitant constamment, au début la solution reste rouge après la première goutte , Il faut attendre la décoloration avant de continuer à verser le KMnO4 . Puis les gouttes Suivantes provoquent à nouveau une coloration qui persiste quelques minutes. Il faut de nouveau attendre la décoloration avant de continuer le dosage. Si jamais la décoloration était trop longue à venir, on peut chauffer la solution jusqu’à 40°C ; veiller à ne pas dépasser cette température .Puis la décoloration se fait de plus en plus rapidemment et l’on peut continuer le dosage normalement.- Arrêter de verser le KMnO4 lorsqu’il y a apparition de la coloration rose qui persiste aprèsAgitation. - Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la Burette mL par mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.♦ Dites pourquoi , on utilise l’acide sulfurique. ? justifier.♦ Donner la relation d’une molarité d’un réducteur vis-à-vis de sa normalité.♦ Pour quelle raison , avons-nous mis le KMnO4 dans la burette H2C2O4 et dans l’erlenmeyer ? justifier votre réponse ?♦Vous disposez de 2 solutions de KMnO4, l’une à 4.10 -3 M et l’autre à 2.10 -2N; laquelle utilisez-vous pour ce dosage ?justifier .

Schéma du dosage :

Rinçage :

-59- L.C.E

- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.c - Calcul de la concentration de la solution du permanganate de potassium :

♦Détermination de la molarité KMnO4 , Cox ( mole.L -1.) :

2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 ( 1 ) K2SO4 + 2 MnSO4 + 10 CO2 + 8 H2O.ox.2 red.1 red.2 ox.1

On fait réagir une solution KMnO4, de concentration C2= Cox à déterminer, avec une solution de H2C 2O 4 à C1 = Cred = 10 -2 M. selon la réaction quantitative (ou totale) :2 MnO4

- + 5 C2O42- + 16 H3O+ ( 1 ) 2 Mn2+ + 10 CO2 + 24 H2O.

Notamment à l’équivalence où les quantités de substances de KMnO4 et d’acide oxalique exprimées en mole, nox et nred sont dans le même rapport que les coefficients stœchiométriques de la réaction :

♦Détermination du titre massique de KMnO4  ; Tox ( g.L -1.) :1 mole KMnO4  correspond à Pm (g) de KMnO4 

nox KMnO4  correspond à Tox de KMnO4 . Tox = nox . Pm

donc

avec Pm ( poids moléculaire de KMnO4.).

♦ Exemple d’évaluation : - Quelle est la masse de KMnO4  à prélever pour préparer 500 mL d’une solution centi normale. ? Citer la verrerie nécessaire pour cette préparation. ?

4) Détermination précise de la concentration de l’acide ascorbique ,C3(mole.L-1) a - Principe : - L’acide ascorbique C6H8O6 de poids moléculaire 176 g.mole -1, est un réducteur .- On se propose de doser la vitamine C ou acide ascorbique existant dans un comprimé, comme par exemple Aspégic 500 mg .La méthode choisie utilise la réaction d’oxydation de la vitamine C par une solution aqueuse titrée de diiode.- En fait, à un pH aussi bas, la réaction d’oxydation de l’acide ascorbique est assez lente et un limitée . Elle peut arriver plus vite à son terme si l’on augmente la concentration de diiode. On est donc amené à verser un excès de diiode dans l’échantillon à doser, de telle sorte que toutes les molécules d’acide ascorbique soient oxydées.- Le diiode en excès reste en solution ; on le dose à l’aide d’une solution de thiosulfate de sodium, Na2 S2O3 .

-60- L.C.E

Connaissant la quantité de matière totale, ntotale , de diiode versé au départ, on trouve par différence celle utilisée par l’acide ascorbique. ♦ Indicateur de fin de réaction. :- Le diiode est peu soluble dans l’eau ( la concentration maximale serait de l’ordre de 10 -3M.On le dissout bien dans une solution d’iodure de potassium, KI, où il se forme avec l’ion I -

Un ion complexe [ I3 ] - , soluble , et intensément coloré en brun.- La fin de la réaction de dosage se traduit par la disparition du diiode de la solution. Elle se voit très bien en ajoutant dans le prélèvement deux gouttes d’empois d’amidon, un peu avant l’équivalence. La solution prend alors une teinte bleu-gris intense.L’équivalence est repérée par la disparition de cette teinte.♦ Autres méthodes mises en œuvre en biochimie . :a) Méthode rapide :On utilise un oxydant spécifique ( le 2,6 dichlorophénol indophénol ) de couleur bleue qui est réduit en leucodérivé (incolore) par la vitamine C. Le dosage est effectué par comparaison avec une solution titrée en vitamine C.b) Dosage précis :On réalise un dosage spectrophtométrique du composé coloré obtenu par action de la DNPH sur l’acide deshydroascorbique résultant de l’oxydation de l’acide ascorbique.Remarque : La vitamine C n’est constituée que d’un seul des isomères optiques de l’acide ascorbique ( isomère L).Prévision qualitative des réactions mettant en jeu plusieurs couples. :♦ 1ère étape, cas où l’iode ayant oxydé l’acide ascorbique : les demi-équations électroniques des couples mis en jeu sont : I2 + 2 ē réduction 2 I - et C6H8O6 + 2 H2O

oxydation C6H6O6 + 2 ē + 2 H3O +

ox.1 red.1 red.2 (vit.C) ox. 2et la réaction rédox est :C6H8O6 + I2 ( 1 ) C6H6O6 + 2 I -

( II )

red.2(vit.C) ox.1( - 1 ) ox.2 red.1

- Tout en appliquant la règle γ , l’oxydant le plus Fort réagit avec le réducteur le Fort ; et c’est ainsi on aboutit à la réaction globale moléculaire suivante :C6H8O6 + I2 ( 1 ) C6H6O6 + 2 HI .red.2(vit.C) ox.1

( - 1 ) ox.2 red.1

Cette réaction est considérée presque totale ( dans le sens 1 ), car à l’équilibre on a égalité des deux couples, E du couple I2 / I - avec E du couple C6H6O6 / C6H8O6 ; d’où on déduit la constante d’équilibre K tel que : ∆E0= (0,06 / 1) . log K ; donc K = 10 ∆E0 / 0,06 = 10 2,5 = 316,23.Puisque K est élevée , la réaction étudiée est pratiquement totale dans le sens ( 1 ).♦ 2ème étape, cas du dosage de l’excés d’iode par le thiosulfate de sodium :

-61- L.C.E

I2 + 2. ē réduction 2 I - et 2 S2O32- oxydation S4O6

2- + 2. ē ox.1 red.1 red.2 ox.2

comme réaction globale électronique , on aura :

I2 + 2 S2O32- ( 1 ) S4O6

2- + 2 I -

iode thiosulfate ( - 1 ) tétrathionate iodure ( III ) ox.1 red.2 ox.2 red.1

d’où la réaction globale moléculaire :

I2 + 2 Na2 S2O3 ( 1 ) Na2S4O6 + 2 NaI

iode thiosulfate ( -1 ) tétrathionate iodure

ox.1 red.2 ox.2 red.1

La réaction globale est considérée comme totale dans le sens ( 1 ) car à l’équilibre on a égalité des deux couples, E du couple est égal à E du couple et c’est ainsi on a pu déduire que la constante d’équilibre K tel que :∆E O = 0,06 / 1 . log K ; K = 10 1. ∆E 0 / 0,06 = 10 0,45/0,06 = 10 7,5, on constate que la valeur de K est très élevée (K =31622776,60) , la réaction étudiée est presque totale dans le sens (+1).En mettant la solution d’iode dans la burette on reconnaît la fin du dosage soit à l’apparition de la coloration jaune pâle soit, si on utilise l’empois d’amidon, ce qui est préférable, à l’apparition de la coloration bleue.Un litre de solution normale contient un atome d’iode, soit 126,92 g.Une mole d’iode correspond à une solution deux fois Normale.

Précautions :- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.- Par négligence, le diiode peut être irritant et caustique.

- Dosage :

-62- L.C.E

Il existe trois étapes :♦ Cas d’un comprimé :1)Préparation d’un l’échantillon :- Peser précisément un comprimé de vitamine C (au mg prés ou mieux),le broyer dans un mortier et en introduire dans un bécher environ 75 mg, que l’on pèse exactement ( au mg prés ou mieux).- Dissoudre la poudre dans 30 mL d’acide sulfurique 0,3 M ,éventuellement en l’écrasant avec une spatule ; une partie reste insoluble. Filtrer cette suspension à travers un papier filtre déposé dans un entonnoir directement introduit dans une fiole jaugée de 100 mL .- Rincer le bécher avec plusieurs petites portions d’eau distillée, puis diluer le filtrat jusqu’à 100 mL d’eau exactement avec de l’acide sulfurique 0,3M ; bien agiter.

2) Oxydation de la vitamine C : Selon la disponibilité des réactifs , on opère :- soit selon cette 1ère méthode : .on prélève exactement 5 mL de la solution précédente ( des 100 mL déjà préparée ) que l’on introduit dans un petit erlen . . ajouter environ 5 mL d’une solution d’iodate de potassium KIO3 à 10 -2 M , une spatule de KI solide. Remuer jusqu’à dissolution complète. Laisser réagir quelques minutes .Comme couples, on aura IO3

- / I2 et I -/ I2 :

(2 IO3 -

  + 10 ē + 12 H3O + réduction I2 + 18 H2O.) × 1(2I - oxydation I2 + 2 ē .)×5La réaction globale électronique est :2 IO3

-  + 10 I - + 12 H3O + (+1) 6 I2 + 18 H2O.

Ou bien : IO3

-  + 5 I - + 6 H3O + (+1) 3 I2 + 9 H2O. (I)

La réaction est pratiquement totale dans le sens (+1) , car K est trop élevée:∆E0= (0,06 / 5) . log K ; donc K= 10 ∆E0 / 0,06= 10 11.C'est-à-dire, il se forme 3 moles de diiode pour chaque mole de IO3

- qui disparait.

-63- L.C.E

- soit selon cette 2ème méthode : . on prélève 20 mL de la solution précédente ( des 100 mL déjà préparée ) , on lui ajoute 5 mL d’acide phosphorique à 5 %. . on ajoute 20 mL d’iode à 5.10 -3M. . Laisser réagir quelques minutes.Pour plus d’information voir page 59 et 60.

3)Dosage du diiode en excés : Selon la 1ère méthode, Cas d’un comprimé : - Verser la totalité de la solution ( déjà préparée) dans un erlenmeyer.- Remplir la burette avec du Na2S2O3 à 3.10 -2 M..- Ajouter une à deux gouttes d’empois d’amidon, notamment à la fin du dosage ( dés apparition de la coloration jaune pâle.- Agiter manuellement et soigneusement au fur et à mesure de l’addition de la solution Na2S2O3 .«Point d’équivalence atteint, dés décoloration du bleu .»- Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la Burette mL par mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.♦ Selon la 2ème méthode , cas d’un jus de fruit :- Verser 20 mL de la solution précédente ( déjà préparée) dans un erlenmeyer.- Remplir la burette avec du Na2S2O3 à 10 -2 M..- Ajouter une à deux gouttes d’empois d’amidon, notamment à la fin du dosage ( dés apparition de la coloration jaune pâle.)- Agiter manuellement et soigneusement au fur et à mesure de l’addition de la solution Na2S2O3 . .«Point d’équivalence atteint, dés décoloration du bleu .»- Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la

-64- L.C.E

Burette mL par mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.

Schéma du dosage :♦ Selon la 1ère méthode , cas d’un comprimé :

a) Préparation de l’échantillon :

Après agitation et dissolution , on accède à l’opération suivante.

b) Oxydation de l’acide ascorbique :

Laissons réagir quelques minutes le mélange.

c) Dosage du diiode en excés. :

-65- L.C.E

♦ Selon la 2ème méthode , cas d’un jus de fruit : a) Préparation de l’échantillon , et son oxydation :

b) Dosage du diiode en excés. :

Rinçage :

-66- L.C.E

- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.

♦ Cas du comprimé :c - Sachant que tout l’iodate est transformé en diiode . Calculer le nombre de moles de diiode en solution avant la réaction avec la vitamine C. ? :On a ajouté 5 mL d’iodate ( 0,01 M ) ; cela correspond à 3 fois plus d’iode (vu la

stœchiométrie de la formation du diiode - voir équation ( I ) page 61. De plus, l’énoncé précise que l’on met une pincée de KI ( page 63 ),peu importe la quantité pourvu qu’il y en ait

n excès afin que tout iodate puisse réagir .De plus, expérimentalement, le diiode n’est soluble dans l’eau qu’en présence d’un gros excés d’iodure. Ainsi, on peut écrire :

Où

Donc :

; .

d - En déduire quelle masse d’iodure de potassium il a fallu au moins introduire. :Il a fallu introduire 5 fois plus de moles d’iodure que d’iodate ( voir la stœchiométrie

de l’équation ( I ) page 61, soit :

Or

,

e ) Le prélèvement initial n’est pas exactement 75 mg, mais 73,2 mg. Si on appelle x le nombre de moles de vitamine C présentes dans le prélèvement de 5 mL, exprimer en fonction de x le nombre de moles de diiode présent en solution avant que soit ajoutée la première goutte de thiosulfate. ?

-67- L.C.E

L’équation-bilan ( II ) page 59, montre qu’il faut 1 mole de diiode par mole de vitamine C. Si on avait x moles de vitamine C , on a consommé x moles de diiode.

Et puisque la réaction de l’iodate a produit 15.10 -5 mole de diiode, après réaction avec la vitamine C, il reste ( no - x ) mole de diiode. c’est à dire ( 15.10 -5 - x ) mole de diiode.

f ) Si le volume de thiosulfate à l’équivalence est 7 mL et la formule brute de la vitamine C est C6H8O6 , tout en prenant en considération les questions d et e déduire la quantité x de vitamine C présente dans le prélèvement de 5 mL :

Á l’équivalence, tout en tenant compte de la réaction globale ( page 63 / III ),on pourra écrire :

.

Etant donné l’équation-bilan ( page 59 / II) ,on peux écrire :Donc,

Cela veut dire, qu’on a 4,5.10 -5mole de vitamine C dans les 73,2 mg prélevés.g) Remonter à la quantité de vitamine C présente dans les 73,2 mg, puis dans le

comprimé, sachant qu’il pèse 4,633 g initialement. On donnera ce dernier résultat en milligramme et l’on comparera avec les 500 mg indiqués par le fabricant. ?

Or le poids moléculaire de la vitamine C est de 176 g.mol -1( Pm).c.à.d. : 1 mole de vitamine C correspond à 176 g. nvit.C correspond à m(masse de vitamine C dans 73,2 mg.)

m = nvit.C × Pm ; m(masse de vitamine C dans 73,2 mg.) = 4,5 . 10 -5 × 176 = 792.10 -5g.Le comprimé contient donc :m( masse de vitamine C) se trouvant dans 73,2 mg.m’ (masse de vitamine C) se trouvant dans 4,633.10 -3 mg (1 comprimé.)

donc m’ (masse de vitamine C) = 501 mg.

Ceci correspond aux indications du fabricant.

h ) Donner la formule semi-développée de la vitamine C :

-68- L.C.E

♦ Exemples d’évaluation :1.Ex1 ,- Prenez le cas du jus de fruit (voir page 64), et répondez aux questions suivantes :1) Calculer la quantité de matière totale du diiode utilisé ?2) Calculer la quantité de matière d’ions S2O3

2- ajoutés ?3) Calculer la quantité de matière de diiode restant en excès dans l’erlenmeyer après la première oxydation.4)En déduire la quantité de matière d’acide ascorbique du prélèvement .5) Calculer la quantité de matière d’acide ascorbique contenu dans la totalité du jus de fruit.6) Calculer la masse de vitamine C dans le jus de fruit.7) La vitamine C existe en comprimés vendus notamment en pharmacie. CombienFaut-il d’oranges du type de ce jus de fruit utilisé pour obtenir une quantité de vitamine C égale à celle d’un comprimé dosé à 500 mg ?2 - On cherche à doser la quantité C présente dans un comprimé d’Efferalgan R .Une série de manipulations permet de séparer la vitamine C des autres constituants du comprimé :- La vitamine C obtenue est dissoute dans 100 mL d’acide sulfurique de concentration 0,3 M.- On prélève exactement 10 mL de cette solution que l’on place dans un erlenmeyer.- On ajoute alors 5,00 mL d’une solution de KIO3 à 1,00.10-1 M  , ainsi qu’une spatule de KI solide .- Après dissolution totale, on titre la solution par une solution de thiosulfate ( S2O3 2-) à 1,00.10 -1 M. L’équivalence est observée à l’aide d’empois d’amidon vers 7,5 mL.

♦répondez aux questions suivantes : a) Écrire la formule de Lewis de la vitamine C .b) Quels sont les instruments de verrerie que l’on doit utiliser pour effectuer ce dosage ? c) La réaction des ions iodate IO3

-sur les ions iodure forme le diiode qui sert à oxyder la vitamine C. Écrire les demi-équations redox des couples IO3

- / I2 et I2 / I -, écrire l’équation- bilan de la formation du diiode par réaction des ions iodate avec les ions iodure.d) Quelle quantité en a-t-on formé ?e) Quelle est la quantité de diiode en excés ?

2 . Ex2 :- Les principaux sucres contenus dans un jus d’orange sont le glucose et le saccharose. Par hydrolyse en milieu acide, le saccharose est converti en un mélange équimolaire de glucose et de fructose. Afin de connaître la quantité de glucose total contenu dans un jus d’orange, on réalise d’abord l’hydrolyse du saccharose puis on dose le glucose total.a- Hydrolyse du saccharose,On prélève 20,0 mL d’un jus d’orange auquel on ajoute 10 mL d’acide chlorhydrique à 2 M.

-69- L.C.E

On chauffe la solution obtenue pendant une demi-heure puis après refroidissement et ajustement de pH à 6, on la transvase dans une fiole jaugée de 100 mL que l’on complète jusqu’au trait de jauge. Soit S0 la solution obtenue.b- Dosage du glucose total,On place 20,0 mL de la solution S0 dans un bécher et on ajoute un volume V1 = 20,0 mL de la solution de diiode de concentration C1 = 4,0.10 -2 M puis environ 8 mL d’une solution phosphatée destinée à rendre le milieu basique.On abandonne à l’obscurité pendant une demi-heure. On revient alors en milieu acide par addition d’acide chlorhydrique et on dose l’excès de diiode ; il faut verser un volume V2 =11,8 mL d’une solution de thiosulfate de sodium de concentration C2 = 0,10 M.Questions : - calculer la masse m de glucose total contenu dans les 20 mL de jus d’orange.Sachant que, potentiels standard (avec R : C5H11O5 ), RCOOH / RCHO : - 0,95 V ; I2 / I - = 0,54 V ; S4O6

2- / S2O3 2- = 0,09 V .♦Remarque :

- Absorption de l’aspirine dans l’organisme : HA :acide acétylsalicylique ;A- :base conjuguée(ion acétylsalicylate) ;pKa≈3,6

Les muqueuses stomacales et intestinales laissent passer les substances liposolubles :c’est toujours la forme AH qui est absorbée .Cependant ,ces substances peuvent être plus ou moins vite absorbées et la surface d’absorption peut être plus ou moins grande .On cherche à obtenir une absorption rapide en général du principe actif sous forme dispersée.

Complexométrie.

1. — Définition :

Les dosages complexométriques reposent sur les réactions de formation de complexes que donnent certaines solutions lorsqu’elles sont mises en présence.

Un complexe résulte de l’union par liaisons semi-polaires :— d’un métal possédant des cases quantiques vides,— d’un donneur de doublets appelé ligand.

Quant un ligand donne plusieurs doublets, le complexe formé s’appelle un chélate.Certaines molécules organiques de structure particulière forment avec les ions

métalliques des complexes très stables par chélation. La chélation est caractérisée par la formation simultanée de liaisons ioniques et semi-polaire entre le métal et le ligand. Ces

-70- L.C.E

molécules organiques utilisées pour les dosages, ont reçu la dénomination générale de complexon. Un des corps le plus employé est le complexon III ou trilon B appelé également EDTA.C’est un sel de l’acide éthylène-diamine-tétra-acétique qui a la formule suivante :

Le pouvoir complexant est dû aux doublets de l’azote qui sont cédés à un métal. La forme commerciale de l’EDTA est le sel di sodique de cet acide.Ce sel est suffisamment stable pour être séché à l’étuve et pesé exactement afin d’obtenir des solutions de concentration connue. (l’ion Na+ ne joue aucun rôle dans la réaction ).L’anion est souvent symbolisé par H2Y 2- , l’acide par H4Y , et l’EDTA par Na2H2Y,2H2O. L’EDTA forme avec beaucoup de métaux des complexes qui sont très stables et très solubles.Le métal se substitue aux atomes d’hydrogène des groupes carboxyles — COOH et se lie par une liaison semi-polaire avec les atomes d’azote :

Certains facteurs portent atteinte à la stabilité des complexes formés à partir de l’EDTA. — A partir d’un certain degré d’acidité, les complexes se dissocient.

Il faut veiller à travailler dans des conditions de pH bien déterminées. — Des solvants organiques ou d’autres agents complexants se trouvant en solution,

tel que : NH4OH ; KCN , KSCN , etc. peuvent également provoquer la dissociation des complexes formés à partir de l’EDTA.

La Complexométrie a des applications très diverses dans l’analyse quantitative. La plus importante est le dosage volumétrique de divers cations. Ainsi, il est intéressant d’utiliser cette méthode pour mesurer la dureté totale d’une eau, c'est-à-dire, sa teneur en sels de calcium et de magnésium.

Les complexes formés sont incolores. On utilise des indicateurs de fin de réaction comme dans la plupart des dosages volumétriques. Ce sont des agents complexants qui forment aussi

des complexes avec les cations mais, ces complexes doivent etre moins stables que les complexes du métal avec l’EDTA. On emploie généralement à titre d’indicateur, le noir ériochrome T appelé également «chromogène noir spécial ET-00»

Noir érichrome T (NET)

-71- L.C.E

. En solution aqueuse, à pH compris entre 7 et 11, et en absence de métal, sa couleur est bleue. Quand il complexe un cation, sa couleur devient rouge vin.

Représentons l’indicateur par H2R. En solution les molécules sont dissociées : H2R 2 H + + R 2-.

Lilas foncé bleuEn présence d’ions métalliques Me 2+et à pH spécifique :

Me 2+ + R 2- Me Rbleu rouge vin.

Pour effectuer un dosage, on ajoute l’indicateur à la solution à doser.Il forme des complexes avec les ions métalliques et la solution acquiert une teinte rouge vin.

Si on ajoute la solution d’EDTA, ces complexes se décomposent, les ions métalliques formant des complexes plus stables avec l’EDTA, et les anions de l’indicateur passent en solution. Au point équivalent la coloration rouge vin de la solution aura viré au bleu.

2 — Détermination de la dureté de l’eau : On dit d’une eau qu’elle est dure si elle ne mousse pas quand on y dissout du savon.

La dureté est due à la présence ; dans l’eau, de sels calciques et magnésiques qui décomposent les savons alcalins, solubles, et les transforment en savons insolubles. Ainsi, si

on ajoute de la liqueur de savon à une eau contenant des calciques et magnésiques, et si on agite, la mousse ne se produit pas avant que la totalité des sels ait été précipitée par une

quantité correspondante de savon. En France, on détermine la dureté de l’eau selon la quantité de savon de Marseille nécessaire pour obtenir une mousse persistante par agitation.

La dureté d’une eau s’exprime en degré hydrotimétrique.

♦Définition légale française. : La dureté d’une eau est égale à 1° hydrotimétrique ( 1 ° F ), lorsqu’il faut ajouter 0,1 g.L-1 de savon de Marseille pour obtenir une mousse persistant par agitation. Cette quantité de savon correspond à 10 mg.L -1 de carbonate de calcium CaCO3. On considère trois sortes de dureté : — la dureté totale, — la dureté temporaire, — la dureté permanente. C'est-à-dire, si on fait bouillir de l’eau, les hydrogénocarbonates sont décomposés et précipitent sous forme de carbonate :

Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2

Mg(HCO3)2 MgCO3 + H2O + CO2

La dureté qui correspond à ces carbonates qui précipitent par ébullition est appelée :

-72- L.C.E

dureté temporaire.La dureté qui correspond aux carbonates restés en solution dans ces conditions est appelée :dureté permanente. Elle est due à la présence d’autres sels solubles se calcium et de magnésium ( principalement des sulfates ). La somme des duretés temporaire et permanente définit la dureté totale d’une eau.L’eau potable a un degré hydrotimétrique inférieur à 15°. La valeur optimum est comprise entre 12° et 15 °. Au-delà de 50 ° elle n’est plus acceptable.

♦Réactions chimiques effectuées en Complexométrie :

Lors du dosage de l’EDTA par le CaCO3 :- avant addition de l’EDTA, [H2Y] 2-, on aura dans l’erlenmeyer :

H2O ( H2R), R 2- + 2 H +

NET solide. bleu violacé.

et, Ca 2+ + R 2- [ CaR ] avec Mg 2+ + R2- [ MgR ]rouge vin. rouge vin.

- après addition de l’EDTA, et à d’équivalence, on aura :

[ CaR ] + [H2Y] 2- [ CaY ] 2- + R 2- + 2 H + ; rouge vin. bleu

violacé.

[ MgR ] + [H2Y] 2- [MgY ] 2- + R 2- + 2 H +

rouge vin. bleu violacé.

Pour la détermination du degré hydrotimétrique «TH» d’une eau brute, donner les réactions chimiques avant et après addition de l’EDTA ?

5ème SÉANCE/ T.P N°5.

Complexométrie.Dosage de la dureté de l’eau ( 2 variantes).

1 - Etalonnage de la solution d’EDTA par du CaCO3 à 0,02M. 2 - Détermination du degré hydrotimétrique TH d’une eau brute.

I .Objectifs :

-73- L.C.E

- Savoir déterminer avec précision la concentration de l’EDTA , et le TH d’une eau.

II. Précautions :

- Les solutions d’acides bien que diluées sont agressives pour les muqueuses et les tissus. Eviter la casse de la verrerie. - Le port de la blouse en coton réglementaire et des lunettes est obligatoire. - Toujours pipeter avec une pro pipette. - Les solutions ne sont pas versées dans les éviers, mais récupérées dans des bidons réservés à cet usage. - Ne jamais prendre de produits solides avec les doigts, utiliser des spatules.

Le compte-rendu correspondant sera fait sur un questionnaire distribué  en T.P.

III. Déroulement du T.P :

1) Avant le lancement du T.P N° 5,répondre aux Q.C.M ( 3 mn).2) Etalonnage de la solution d’EDTA par du CaCO3 à 0,02M .3) Détermination du degré hydrotimétrique TH d’une eau brute.

IV. Matériel et produits :

Produits. Matériel.♦ EDTA à 0,01 M.♦ CaCO3 à 0,02 M .♦ HCL à 0,5 M.♦ Solution tampon ammoniacale à pH = 10. ♦ NET solide ou en solution.

- Béchers.- Pipette de 10 mL.-Burette.- Erlenmeyer .- Bain marie .

-74- L.C.E

♦ solution de complexonate de Na et de K.♦Eau permutée.

- Propipette .- Pissette.(Verrerie courante de laboratoire).

VI. Protocole expérimental :

2) Etalonnage de la solution d’EDTA par du CaCO3 à 0,02M . a- Principe :On titre la solution d’EDTA préparée approximativement par une solution de sel de calcium de concentration connue ( 1 g.L -1). Le dosage se fait en présence de noir ériochrome T.1mole d’EDTA correspond à une solution 2 fois Normale. ; Pm de EDTA = 372,2 g.mol -1.1 mole de CaCO3 correspond à une solution 2 fois normale. ; Pm de CaCO3 = 100,1g.mol -1.

b - Dosage :- Prélever la solution de CaCO3 à 0,02M avec une pipette de 10 mL, ensuite verser la dans un erlenmeyer en pastique . - Ajouter 2 mL de solution tampon à pH = 10 , - Ajouter 2 gouttes de NET, - Ajouter 1 mL de complexonate de K et de Na , - La solution prend une teinte rouge vineux, - Tiédir le tout au bain marie (40°C), - Mettre la solution d’EDTA dans la burette. Verser jusqu’à coloration bleue. soit v cm3 versés.- Effectuer 3 dosages : ♦ un premier dosage rapide et approximatif en versant le réactif de la Burette mL par mL. ♦ deux dosages précis , concordants, c'est-à-dire qui ne diffèrent pas de plus de 0,1 mL.♦ Quelle est la couleur de la solution avant addition du CaCO3 ? et à l’équivalence ? Justifier votre réponse en donnant les réactions chimiques correspondantes.

Schéma du dosage :

-75- L.C.E

Précautions :- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.

Rinçage :- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.c - Calcul de la concentration molaire de la solution d’EDTA : ♦ Calcul de la concentration molaire de la solution d’EDTA : Á l’équivalence,

le nombre de mole d’EDTA ( nE ) est égal au nombre de mole de CaCO3 ( nCa ).

Ceci revient à écrire, nE = n CaCO3 d’où CE × VE = C CaCO3 × V CaCO3 donc

CE = C CaCO3 × V CaCO3 / VE où

CE représente la molarité de l’EDTA et C CaCO3 la molarité du carbonate de calcium.VE représente le volume équivalent de l’EDTA, qui a servi à complexer et V CaCO3 volume du carbonate de calcium.

♦ Calcul du titre massique de la solution d’EDTA ,TE (g.L -1) :

1 mole d’EDTA correspond à PmE (g) d’EDTA

nE correspond à TE. TE = nE . PmE

TE = CE × VE× PmE

♦ Exemple d’évaluation : - Quelle est la masse d’EDTA à prélever pour préparer 1 L d’une solution centi molaire. ? Citer la verrerie nécessaire pour cette préparation. ?- Quelle est la masse de CaCO3 à prélever pour préparer 1 L d’une solution à 0,02 M ? Citer la méthode et verrerie nécessaire pour cette préparation. ?

3) Détermination du degré hydrotimétrique TH d’une eau brute.a- Principe : - Le calcium et le magnésium contenus dans l’eau sont complexés par l’EDTA selon les équilibres :

Mg 2+ + [H2Y] 2- [MgY] 2- + 2 H + et Ca2+ + [H2Y] 2- [CaY] 2- + 2 H +

Comme indicateur , on se sert de noir ériochrome T.

-76- L.C.E

Le dosage doit se faire à pH compris entre 8 et 10.

b - Dosage :

Précautions :- le matériel doit être propre.- Les prélèvements ne doivent jamais être effectués dans les flacons ( risque d’apport d’impuretés ) mais dans des béchers « de prélèvement ».- veiller à ne pas laisser de bulle dans la burette ou la pipette.

Rinçage :- Après utilisation, le matériel doit être lavé à l’eau ordinaire, puis rincé à l’eau permutée.- Les burettes doivent être remplies d’eau permutée à la fin du T.P.

c - Calcul du degré hydrotimétrique «TH » d’une eau brute : - calcul de la molarité concernant C(Ca 2++ Mg 2+) existant dans l’eau brute :Or au point d’équivalence , on a : CE × VE = C(Ca 2++ Mg 2+) × V(Ca 2++ Mg 2+) d’où :C(Ca 2++ Mg 2+) = [CE / V(Ca 2++ Mg 2+)]×VE = (10 -2 / 10)×VE = 10 -3× VE

C(Ca 2++ Mg 2+) =10 -3× VE

De plus, On sait qu’un degré Français correspond à 10 mg /L de CaCO3. ,Ou bien 0, 01 g correspond à n CaCO3 .

100 g (Pm de CaCO3)correspond à 1 mole ; d’où n CaCO3 = (0, 01 / Pm )mole.= 10 -4 mol , Et CCaCO3 = n CaCO3 / V = 10 -4 mol / L .

-77- L.C.E

donc 1 ° F correspond à 10 -4 mol / L  de CaCO3.. THeau brute correspond à C(Ca 2++ Mg 2+) =10 -3 × VE

THeau brute = (10 -3 / 10 -4 ) × VE = ( VE ) °F ; THeau brute = 10 × [ VE ] °F 

Formule valable , si CE = 0,01M ; V(Ca 2++ Mg 2+) = 10 mL♦ Remarque :

1 degré Français = 1 °F = 1 / 5 méq / L. où méq : milliéquivalent.1 °F = 10 -4 mol / L  de CaCO3 . et meq = masse atomique / valence.1 °F = 10 ppm de CaCO3 . 1 °F = 10 mg / L de CaCO3.1 °GH (degré Allemand) = 10 mg / L de CaO.1 °TH ( degré Américain ) = 10 mg / L de Ca(OH)2 .

TH (°F) 0 à 5 5 à 10 10 à 20 20 à 40 Supérieur à 40

Eau très douce douce moyennement dure dure Très dure

♦N.b. : - pour une solution aqueuse, 1 ppm est égal à un mg par litre de solution. - Une eau est considérée comme douce quand sa dureté n’excède pas 50 ppm et très dure quand elle dépasse 250 ppm.

♦ Exemple d’évaluation :Ex(1) :

- Soit une eau minérale naturelle non gazeuse d’IFRI , de composition chimique suivante : [Ca2+]= 74 mg / L ; [Mg2+] = 20,26 mg / L .a) Exprimer les molarité de Ca

2+ et de Mg2+.

b) Donner le TH en degré Français de cette eau ? conclure .c) En déduire le volume équivalent lors du dosage de cette eau tel que CE = 0,01M ; V(Ca 2++ Mg 2+) = 50 mL.Réponse :a) TH = ∑molarité de [Ca2+], molarité de [Mg2+]

- pour le Ca2+,or Tmass. =[Ca2+]×(meq / 5); où meq = masse atomique / valence.[Ca2+] = (Tmass.× 5) / meq . ; [Ca2+] = (74 × 5) / ( 40 / 2) = 18,50 mmol / L.

- pour le Mg, [Mg2+] = Tmass.× 5 / meq . ; [Mg2+] = (20,26 × 5) / ( 24 / 2) = 8,44 mmol / L.

-78- L.C.E

b) THeau( °F ) =[Ca2+] + [Mg2+] = 18,50 + 8,44 =26,94.Donc,THeau( °F ) = 26,94. Il s’agit bien d’une eau dure ,mais potable

chimiquement car le TH est inférieur à 50 °F. c) - pour notre cas , où CE = 0,01M et V(Ca 2++ Mg 2+) = 50 mL.

on aura  : THeau brute = 2 × [ VE ] °F ; [ VE ]= THeau brute / 2= 26,94 / 2.

Donc [ VE ]= 13,47 mL.

♦ Remarque, si CE = 0,02M et V(Ca 2++ Mg 2+) = 50 mL.On a :

THeau brute( °F ) = 4 × [ VE ] Ex(2) :

Soit une eau minérale naturelle non gazeuse de Saint Léger, de composition chimique suivante : [Ca2+]= 60 mg / L ; [Mg2+] = 23 mg / L .a) Exprimer les molarités de Ca

2+ et de Mg2+. ?

b) Donner le TH en degré Français de cette eau ? conclure . ?c) En déduire le volume équivalent lors du dosage de cette eau tel que CE = 0,01M ; V(Ca 2++ Mg 2+) = 50 mL. ?

Ex (3) :Lors du dosage de 50 mL d’une eau brute, avons écoulé 20 mL d’EDTA (0,01 M).a) Déterminer le nombre de moles de CaCO3 par 50 mL d’eau.et par litre d’eau.b) En déduire la dureté de l’eau en ppm.

Polarimétrie.1. — Définitions :♦ Lumière polarisée :- Une radiation électromagnétique se propage en créant simultanément un champ

électrique et un champ magnétique, perpendiculaires à la direction de propagation et vibrant dans toutes les directions. La lumière est polarisée lorsque la vibration du vecteur électrique a lieu dans un plan fixe.

;

-79- L.C.E

Certains matériaux, comme le prisme de NICOL ou les filtres Polaroïd, polarisent la lumière, c'est-à-dire qu’ils ont la propriété de ne laisser que la composante des ondes vibrant selon un plan déterminé, appelé plan de polarisation. Le prisme de NICOL est formé par deux Moitiés d’un cristal de carbonate de calcium naturel (calcite),coupées sous des angles déterminés et recollées avec une résine appelée baume du Canada. Le filtre Polaroïd est constitué de sels de quinine scellés dans un support transparent ; ces sels sont dichroïques,C'est-à-dire qu’ils absorbent plus fortement une vibration dans un plan référentiel.

♦ Chiralité, carbone asymétrique, énantiomères, revoir le cours de chimie organique et de biochimie.

♦ Mesure de l’activité optique :- On peut produire de la lumière polarisée rectilignement à l’aide d’un polarimètre.

Les substances dont les molécules ou les cristaux n’ont pas de plan ou de centre de symétrie( on dit que ce sont des substances asymétriques) possèdent la propriété de faire tourner le plan de polarisation d’un certain angle. On dit que ce sont des substances optiquement actives. On dit aussi qu’elles possèdent un pouvoir rotatoire optique .Celles qui font tourner le plan de polarisation dans le sens des aiguilles d’une montre, sont appelées dextrogyres (+) ; celles qui font tourner ce plan dans le sens opposé à celui des aiguilles d’une montre, sont dites lévogyres ( - ) . - La valeur du pouvoir rotatoire d’un composé dépend de plusieurs facteurs : 1. La longueur de la colonne à travers laquelle passe la lumière, 2. La longueur d’onde de la lumière, 3. La température, 4.La concentration de la solution dans le cas d’une substance dissoute. - En solution diluée, on a la relation approchée de Biot :

Avec α = angle de rotation du plan de polarisation en degré.

l : longueur du tube polarimétrique en dm, en général 2 dm.( type Laurent ).C : concentration de la solution en g / cm3. donné en °.g -1. dm -1.cm3.

En pratique, on prépare une série de solutions étalons de même nature que la solution à doser et de concentrations croissantes .On établit une courbe d’étalonnage donnant les concentrations en fonction des angles de rotation mesurés.

♦ Pureté optique :

-80- L.C.E

- La pureté optique d’un énantiomère est le rapport entre la rotation spécifique calculée, [α ]cal,, et celle indiquée dans des dictionnaires de constantes ou les publications scientifiques, [α ]th ;

Pureté optique = [α ]cal / [α ]th  (généralement exprimée en % )  Par exemple, si la pureté optique d’un échantillon est de 80 % , cela signifie que 80 %

du produit est l’un des énantiomères et que 20 % est le pourcentage du mélange racémique. La quantité totale de l’énantiomère isolé est donc de 90 %, calculée de la manière suivante :80 % + 10 % ( proportion de l’énantiomère recherché dans le mélange racémique ).

2. Appareillage :- Il est composé d’un polarimètre, dont une vue éclatée est représentée à la figure 6 /c :

(figure 6 /c)

- Une source lumineuse, généralement une lampe à vapeur de sodium, qui produit unelumière monochromatique dont la longueur d’onde est 589,3 nm (raie D ) ;- Un prisme de NICOL , prisme polariseur , formé de deux prismes de cristal de calcite ;- Un tube polarimétrique pouvant contenir l’échantillon pur ou en solution ;- Un second prisme de NICOL (prisme analyseur) qui peut être tourné manuellement et est relié à une échelle munie d’un vernier.- deux rayons polarisés sont produits par le prisme de NICOL principal, P,et un autreplus petit ,P’ , qui couvre la moitié du champ couvert par le plus gros et dont le plan

de polarisation est légèrement incliné par rapport à celui de P ; - La rotation dans un sens du prisme analyseur. A, arrête complètement l’un des rayons et partiellement l’autre rayon, de sorte que l’on observe une moitié sombre et l’autre éclairée (fig.6 / d) :

- La rotation dans le sens contraire du prisme analyseur, A , inverse la position des

-81- L.C.E

zones sombres et éclairée. ( fig. 6 / e ) :

- La rotation recherchée doit être intermédiaire entre d et e, c'est-à-dire qu’on doit observer une zone de pénombre uniforme. (fig.6 / f ) : c’est la position à laquelle le prisme analyseur doit être réglé pour effectuer la lecture.

3. Mode d’emploi du polarimètre :Afin de mesurer l’angle de rotation d’un échantillon, on suit les étapes suivantes :- allumer la lampe à vapeur de sodium ; généralement, l’appareil peut être utilisé 5 à 10 minutes après l’allumage de la source ;- déterminer le zéro avec le tube vide ou rempli de solvant selon le cas, en ajustant la position de l’analyseur de manière à obtenir une zone de pénombre uniforme. Par exemple, si le zéro (0,00) indique - 0,10, il faut corriger toute lecture ultérieure en soustrayant ce nombre relatif ( - 0,10 ) à la lecture : [ α ] = + 10,8 - (- 0,10 ) = + 10,9. valeur corrigée.- remplir le tube avec le liquide pur ou avec la solution , selon le cas ;- déterminer l’angle de rotation en tournant le prisme analyseur de manière à obtenir une zone de pénombre uniforme. A titre indicatif :

D-glucose D-lévulose saccharoseα ( ° ) 10,48 -18,30 13,25

52,4 - 91,5 66,25

52,5 - 92,2 66,5

D ne signifie pas dextrogyre !

6ème SÉANCE/ T.P N°6.

Polarimétrie.Dosage d’un diholoside . ( 3 variantes).

1 - Dosage d’une solution de saccharose. 2 - Dosage du lactose .

-82- L.C.E

I .Objectifs :

- Savoir déterminer l’angle de rotation et la concentration d’une substance chirale.

II. Précautions :

- Les solutions d’acides bien que diluées sont agressives pour les muqueuses et les tissus. Eviter la casse de la verrerie. - Le port de la blouse en coton réglementaire et des lunettes est obligatoire. - Toujours pipeter avec une pro pipette. - Les solutions ne sont pas versées dans les éviers, mais récupérées dans des bidons réservés à cet usage. - Ne jamais prendre de produits solides avec les doigts, utiliser des spatules. - Les solvants organiques sont dangereux ( toxicité , inflammabilité ). - Les faces optiques sont fragiles ( rayures, casse ) : travailler avec précaution.

Le compte-rendu correspondant sera fait sur un questionnaire distribué  en T.P.

III. Déroulement du T.P :

1) Avant le lancement du T.P N° 6,répondre aux Q.C.M ( 3 mn).2) Dosage d’une solution de saccharose .3) Dosage du lactose du lait .

IV. Matériel et produits :

Produits. Matériel.

♦ saccharose à différentes concentrations.- Béchers.- Pipette de 10 mL.

-83- L.C.E

♦ HCL à 4 M.♦ Lait à différentes dilutions.♦ Réactif d’Esbach♦Eau permutée.

-Burette.- Erlenmeyer .- Bain marie .- Propipette .- Pissette.(Verrerie courante de laboratoire).

V. Protocole expérimental :

2) Dosage d’une solution de saccharose . a- Principe :Le saccharose ou α-D-glucopyranosido (1→2) β-D-frutofuranoside C12H22O11, non réducteur C12H22O11, de masse molaire 342 g . mol -1 ; de formule développée :

- Le saccharose possède un pouvoir rotatoire optique. Sa rotation spécifique est égale à + 66,5 °.g -1. dm -1.cm3. La méthode polarimétrique convient parfaitement pour déterminer la concentration d’une solution de saccharose.- Le saccharose possède 9 carbones asymétriques.Il sera hydrolysé soit par une α-glucosidase, soit par une β-fructosidase.

♦ Comment doit-on opérer dans un polarimètre type LAURENT, afin de déterminer l’angle de rotation α d’une substance chirale ?

1- on détecte la graduation du zéro de la réglette fixe.2- on déduit la valeur de la graduation ( dans le vernier ) qui est alignée avec le zéro de la réglette fixe, pour notre exemple cette valeur est 9°.3- on cherche l’alignement précis de la graduation du vernier et de la réglette fixe ,et c’est la valeur obtenue dans le vernier qui nous donne les deux chiffres après la virgule, exemple pour notre cas, c’est ,30.4- en dernier, α obtenu sera 9,30°.

-84- L.C.E

b - Dosage :On allume la lampe à vapeur de Na du polarimètre, ceci 5 à 10 mn avant son utilisation . - On détermine le zéro, soit en utilisant le tube vide ou remplit de solvant ( HCL de densité 1,06), c'est-à-dire on ajuste la position de l’analyseur de manière à obtenir une pénombre uniforme, - On remplit le tube avec la solution à analyser , de tel sorte que : . La solution qui remplit le tube ne doit contenir aucune particule en suspension, . Aucune bulle d’air ne doit rencontrer le trajet du faisceau polarisé quand il traverse le tube,- On détermine l’angle de rotation ( α ° ) , ceci en tournant le prisme analyseur de manière à obtenir une zone de pénombre uniforme.Pour obtenir une valeur fiable, il faut faire la moyenne d’une dizaine de lectures en tournant alternativement le prisme analyseur dans le sens horaire et anti horaire, tout en le ramenant chaque fois à la position de pénombre uniforme.- Compléter le tableau suivant ce en mesurant les angles de rotation des 10 échantillons :

c - Evaluation. :1. E1 :- En tenant compte des résultats expérimentaux, tracer la courbe d’étalonnage α = f ( [C12H22O11].Donner la nature de la courbe (passe-t-elle par l’origine ? ), justifier.- A partir des résultats mentionnés dans le tableau précédent ,concernant la fiole n° 5 , en déduire le pouvoir rotatoire spécifique du saccharose. Sachant que la longueur du tube du polarimètre est égale à 2 dm .

- En déduire la pureté de ce saccharose , donner son interprétation. ?3) Dosage du lactose du lait . a- Principe :Le lactose C12H22O11 , de poids moléculaire 342,296 g.mol -1 :

ou

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Fiole n° 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10Solution(s)ml 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10H2Odistillée(ml) 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90g.L -1. 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10α ( ° ) … … … … … … … … … …

β-D-galactopyranosido (1 4 ) β-D-galactopyranosido (1 4 ) β-D- glucopyranose. α-D- glucopyranose.

Le lactose est réducteur et hydrolysable par une β-galactosidase. Le lactose est un disaccharide qui par hydrolyse produit du D-galactose et du D-glucose. En présence de certaines enzymes, le lactose fermente en acide lactique et en acide butyrique. Le lactose est moins soluble dans l’eau que le saccharose ou le glucose. Il fait tourner le plan de polarisation de la lumière vers la droite (il est dextrogyre), et est moins soluble dans l’eau que le sucrose ou le glucose. Le lactose est un élément important dans la nourriture des jeunes mammifères, et est souvent ajouté aux aliments des bébés ; il est également utilisé en confiserie et dans les comprimés pharmaceutiques.Sa teneur normale est de 49 g de lactose par litre de lait. Ce taux sera réduit en cas de mouillage ou d’une transformation en acide lactique due à une présence excessive de lactobacilles suite à une mauvaise conservation.b) Dosage :- Prélever 50 mL de lait à analyser avec une pipette jaugée.- Prélever 50 mL de réactif d’Escache avec une pipette jaugée.- Mettre le tout dans un erlenmeyer, agiter et laisser déféquer.- Filtrer. On obtient un filtrat jaune.- Verser le filtrat dans le tube polarimétrique et effectuer la lecture.♦ Remarque :- Le % de lactose est déterminé selon la formule suivante :

% de lactose = [ ( 2 × α ) + 0,01 . [ D - 17] / 52,3 ] × 100 .

- On prépare le réactif d’Escache ainsi : . Dissoudre 2 g d’acide citrique et 1 g d’acide picrique dans une fiole jaugée de 100 cc avec de l’eau distillée.D : indique le nombre de degré Dornic obtenu lors de l’analyse de l’acidité du lait , normalement, c’est 17 ° .α du lactose est égal à 52,3 °.D= m /0,1= 27 °D ou m : masse de l’acide lactique dans 1 L de solution.d - Évaluation . :2. E2 :

L'acide lactique de formule brute C3H6O est un composé organique de formule semi-développée :

L'acide lactique se forme en très petite quantité dans les muscles au cours d'efforts physiques. La libération de grande quantité d'acide lactique peut provoquer des crampes.

1. Définir une substance optiquement active. 2. Décrire une expérience simple permettant de mettre en évidence l'activité optique

d'une substance. Faire un schéma légendé.

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3. Enoncer la loi de Biot et définir chaque terme employé avec son unité SI. A l'aide d'un tube polarimétrique de longueur l= 30 cm, on mesure les angles de rotation que produisent des solutions étalon d'acide L-lactique sur le plan de polarisation de la lumière. On obtient le tableau de mesures suivantes ( à 25°C pour la raie D du sodium)

concentration en kg m-3 0 40,0 80,0 120 160 200( °) 0 2,29 4,56 6,82 9,15 11,3

4. Déterminer le pouvoir rotatoire spécifique de l'acide L-lactique [L]On dispose d'une solution de lait que l'on a laissé à l'air libre. Les bactéries se sont développées et secrètent une enzyme capable d'hydrolyser le lactose du lait. On a filtré cette solution afin d'obtenir une solution limpide et transparente.

5. On mesure le pouvoir rotatoire de cette solution A A= 5,17°, déterminer en kg m-3, puis en mol L-1, la concentration de la solution A. On supposera que l'acide lactique est présent uniquement sous sa forme énantiomère L dans la solution.

6. On effectue un mélange d'une solution d'acide L-lactique et d'une solution d'acide D-lactique aux mêmes concentrations. Comment nomme-t-on ce type de mélange ? Quel serait l'angle de déviation du plan de polarisation de la lumière ? Justifier.Masse atomique molaire en g/mol : C : 12,0 ; H : 1,0 ; O : 16,0

I . Classification périodique des éléments.

élément Sbole. A Z élément Sbole. A ZActinium Ac 227 89 Curium

♠Cm 247 96

Aluminium Al 27 13 Dysprosium Dy 162,5 66Américium

♠Am 243 95 Einsteinium

♠Es 254 99

Antimoine Sb 121,8 51 Erbium Er 167,31 68Argent Ag 107,9 47 Étain Sn 118,7 50Argon♦ Ar 39,9 18 Europium Eu 152 63Arsenic As 74,9 33 Fer Fe 55,8 26Astate At 210 85 Fermium ♠ Fm 257 100Azote♦ N 14 7 Fluor♦ , F 19 9Baryum Ba 137,3 56 Francium Fr 223 87Berbélium

♠Bk 247 97 Gadolinium Gd 157,3 64

Béryllium Be 9 4 Gallium Ga 69,7 31Bismuth Bi 209 83 Germanium Ge 72,6 32Bore B 10,8 5 Hafnium Hf 178,5 72

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Brome * Br 79,9 35 Hélium♦ He 4 2Cadmium Cd 112,4 48 Holmium Ho 164,9 67Calcium Ca 40,1 20 Hydrogène♦ H 1 1Califormium

♠Cf 251 98 Indium In 114,8 49

Carbone C 12 6 Iode I 126,9 53Cérium Ce 140,1 58 Iridium Ir 192,2 77Césium Cs 132,9 55 Krypton♦ Kr 83,8 36Chlore♦ Cl 35,5 17 Lanthane La 138,9 57Chrome Cr 52 24 Lithium Li 6,9 3Cobalt Co 58,9 27 Luténium Lu 175 71Cuivre Cu 63,5 29 Magnésium Mg 24,3 12

♦ gazeux à 25 °C, 1 atm.* liquide à 25 ° C, 1 atm.♠ obtenu par synthèse. très électropositif. très électronégatif.

A : Masse atomique , g . mol -1 .Z : Numéro atomique , pour un atome c’est le nombre d’électron ou bien le nombre de proton.Sbole. : Symbole.

II . Classification périodique des éléments.

élément Sbole. A Z élément Sbole. A ZManganèse Mn 54,9 25 Rubidium Rb 85,5 37Mercure * Hg 200,6 80 Ruthénium Ru 101,1 44Molybdène Mo 95,9 42 Samarium Sm 150,4 62Néodyme Nd 144,2 60 Scandium Sc 87,6 21Néon ♦ Ne 20,2 10 Sélénium Se 79 34

Neptunium♠ Np 237 93 Silicium Si 28,1 14

Nickel Ni 58,7 28 Sodium Na 23 11Niobium Nb 92,9 41 Soufre S 32,1 16

Or Au 197 79 Strontium St 87,6 38Osmium Os 190,2 76 Tantale Ta 180,9 73

Oxygène ♦ O 16 8 Technétium♠ Tc 99 43

Palladium Pd 106,4 46 Tellure Te 127,6 52Phosphore P 31 15 Terbium Tb 158,9 65

Platine Pt 195,2 78 Thallium Tl 204,4 81

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élément Sbole. A ZMendélévium ♠ Md (258) 101Nobélium ♠ No (259) 102Lawrentium ♠ Lw (260) 103

Plomb Pb 207,2 82 Thorium Th 232 90Plutonium

♠ Pu 244 94 Thulium Tm 168,9 69

Polonium Po 210 84 Titane Ti 47,9 22Potassium K 39,1 19 Tungstène W 183,9 74Praséodym

e Pr 140,9 59 Uranium U 238 92

Prométhium♠ Pm 145 61 Vanadium V 50,9 23

Protactinium Pa 231 91 Xénon ♦ Xe 131,3 54

Radium Ra 226 88 Ytterbium Yb 173 70Radon ♦ Rn 222 86 Yttrium Y 88,9 39Rhénium Re 186,2 75 Zinc Zn 65,4 30Rhodium Rh 102,9 45 Zirconium Zr 91,2 40

Bibliographie

Code Référence

ChimieR.Robtaille ,L.DELORME,C.Pilote.Les sciences par objectifs de

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FACULTÉ DE MÉDECINE D’ORAN.Laboratoire Commun d’Exploration / Unité de chimie.

1ère Année de Médecine & de Chirurgie Dentaire.

Cet ouvrage fut réalisé avec beaucoup de passion et de plaisir par Otmane - MEKKAOUI, - Ingénieur d’état en Pétrochimie, ( Boumerdès ,1976.), - Ex. Responsable de laboratoire au Complexe Pétrochimique « Méthanol et Résines synthétiques d’Arzew. » jusqu’à 1984. - Depuis 1984, Professeur de Chimie au lycée ALLAL Sidi Mohamed ORAN. « Ex .lycée technique de jeunes filles. ». - Depuis 1985, enseignant de Chimie à l’Université Mohamed BOUDIAF et à la Faculté de Médecine d’ORAN. Espérons que l’assimilation des connaissances préalables (ce que vous devez savoir avant d’aborder le T.P) poussera l’étudiant à comprendre le but des différentes manipulations, à planifier correctement son travail et en dernier

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pouvoir interpréter ses résultats . En sorte, rendre les séances de T.P de chimie agréables et bénéfiques. Nous recevons volontiers toutes critiques et remarques concernant ce recueil d’expériences. Merci pour votre attention.

« Á nos maitres, Pour ce qu’ils nous ont appris. »

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