B recherche bibliographique 15

Sommaire - Questionnaire 2

Avertissement 10

I. Consignes de sécurité relatives à l’utilisation de la salle de TP 10

II. Le matériel 12

III. La séance de TP 12

Tableaux d’incertitudes 14

TP N°1 15

Diagramme Potentiel-pH du Fer (III/II) 15

Première Partie : Diagramme Potentiel pH de Fe3+/Fe2+ 15

A Principe 15

B Recherche bibliographique 15

1 Donner le diagramme théorique calculé pour les concentrations utilisées dans la manipulation, des domaines d’existence des espèces en fonction du pH. 15

2 Compte tenu des valeurs des potentiels prévues et calculées précédemment, quelle électrode de référence allez-vous choisir ? 15

3 De quel matériel avez-vous besoin pour réaliser l’expérience ? Donnez un schéma de montage. 15

4 Pour préparer, à partir de pastilles de soude, une solution environ exactement à 1 mol.L-1, quelle masse de soude faut-il peser pour préparer 100 ml de solution. Estimer l’incertitude sur la concentration de la solution de soude obtenue. 15

C Manipulation 15

C 1 Etalonnage du pH-mètre 15

5 Pourquoi est-il préférable d’ouvrir le bouchon de l’électrode ? 15

C 2 Mesure 16

6 La concentration de la soude doit-elle être précisément connue ? 16

7 Le volume de soude versée doit-il être relevé ? 16

C 3 Exploitation des résultats 16

8 Tracer sur papier millimétré la courbe E = f(pH). 16

9 Représenter les différents domaines d’existence des espèces. 16

10 Mesurer les pentes des droites obtenues. Comparer avec la théorie. 16

11 Déduire le potentiel Standard du couple Fe3+/Fe2+. Comparer avec la théorie. Expliquez 16

12 Noter les pH de précipitation. En déduire les produits de solubilité des deux hydroxydes. Comparer avec les résultats théoriques. 16

Deuxième Partie : Oxydo-Réduction et Acidité 16

A Recherche bibliographie 16

1 Vous le reproduirez sur papier millimétré pour qu’il soit lui aussi superposable aux diagrammes du Fer. 16

B Réduction de Fe3+ et I2 16

2 Indiquer la couleur obtenue. 16

3 Quelle réaction s’est produite ? Donnez son équation bilan. 16

4 Donnez l’equation bilan de la réaction qui s’est produite. Expliquez en utilisant les diagrammes E - pH du Fer et de l’iode. 17

5 Indiquer la couleur obtenue. 17

6 Donnez l’équation bilan de la réaction qui s’est produite. Expliquez en utilisant les diagrammes E pH du Fer et de l’iode. 17

7 Indiquer la couleur obtenue. 17

8 Donnez l’équation bilan de la réaction qui s’est produite. Expliquez en utilisant les diagrammes E - pH du Fer et de l’iode 17

TP N° 2 18

Cinétique en Phase Liquide : 18

A But du TP 18

B Théorie 18

B 1 Mécanisme réactionnel 18

B 2 Equations cinétiques 19

1 Comment se simplifie l’expression ci-dessus quand on tient compte des conditions de l’expérience et si de plus on fait une étude cinétique au début de la réaction. 19

2 Intégrer l’expression obtenue pour trouver une relation « simple » entre et le temps t cette équation sera notée (1) 19

C Etude expérimentale 19

C 1 Suivi de la réaction 19

C 2 Réalisation des mélanges eau acétone 20

3 Calculer les volumes Ve d’eau et Va d’acétone à prélever afin d’obtenir ces mélanges, sachant que les masses volumiques de l’eau et de l’acétone à 20°C sont respectivement ρe = 1 g.cm-3 et ρa = 0,792 g.cm-3. 20

C 3 Volumes de chlorure de tertiobutyle à prélever 20

C 4 Mode opératoire 20

D Courbes cinétiques 20

4 Tracer à l’ordinateur les courbes χ = f(t). Comme précisé auparavant χ est proportionnelle à l’avancement volumique x. Le tracé « informatique ne dispense pas de présenter les échelles les grandeurs et les unités employées. 20

5 Pour chacune des trois réactions,  évaluer les « vitesses » de la réaction à la date t = 11 min avec les courbes utilisées vous donnerez l’unité des « vitesses » ainsi mesurées. 21

D 1 Détermination de la constante de vitesse expérimentale k 21

6 Compte tenu de l’ordre 1 apparent de la réaction, montrer que la courbe χn+1 = f(χn) est une droite : 21

7 Appliquer cette méthode, dite « de Guggenheim », aux résultats obtenus pour chacune des 3 expériences réalisées (on déterminera la meilleure droite χn+1 = f(χn) par régression linéaire). 21

8 Montrer, en utilisant l’équation (1) que l’évolution de la conductivité χ peut se mettre sous la forme : 21

9 Estimez χ infini et Tracer la « courbe » adéquate pour obtenir facilement k. 21

10 Donnez k dans les trois cas étudiés 21

11 Dans ce travail, la constante diélectrique du solvant augmente avec la proportion d’eau. Conclure sur l’influence de cette grandeur sur la cinétique de cette réaction. 21

12 Facultatif : Chercher une explication dans la bibliographie ( c.f. Arzallier Mesnil par exemple) 21

TP n°3 22

Calorimétrie 22

A Mesure de la chaleur de dissolution d’un sel 22

A 1 Première expérience : détermination de la capacité calorifique à pression constante du calorimètre 22

1 Quelle masse de NH4Cl devra-t-on peser et introduire pour avoir dans le calorimètre une dilution à 100 ? 22

2 Tracer sur papier millimétré la courbe de température en fonction du temps. Déterminer T. 23

3 Calculer Qp. 23

4 En déduire Cp et Cp calorimètre. 23

5 Réaliser un calcul d’incertitude sur Cp calorimètre 23

A 2 Deuxième expérience : détermination de la chaleur de dissolution d’un sel 23

6 Quelle masse de CuSO4,5H2O devra-t-on peser pour obtenir une dilution à 100 ? 23

7 Tracer sur papier millimétré la courbe de température en fonction du temps. Déterminer T. 24

8 Calculer Qp. 24

9 En déduire 24

10 Réaliser un calcul d’incertitude sur 24

B Mesure de l’enthalpie d’une réaction d’oxydo-réduction 24

11 Calculer la constante d’équilibre K de la réaction. Que peut-on en déduire ? 24

B 1 Préparation de la manipulation 24

12 Quelle masse de zinc minimale sera nécessaire pour réduire tout Cu2+ ? 24

B 2 Manipulation 24

B 3 Exploitation de la manipulation 24

13 Tracer T = f(temps).Déterminer T. 24

14 Calculer de la réaction d’oxydo-réduction. 24

15 Réaliser un calcul d’incertitude sur 24

B 4 Comparaison avec la théorie 24

16 Déterminer de la réaction précédemment étudiée. Comparer, conclure. 25

C Détermination d’une enthalpie de formation 25

C 1 Manipulation 1 25

17 Tracer T = f(temps).Déterminer T. 25

18 Calculer Qp de la réaction de décomposition. 25

C 2 Manipulation 2 25

C 3 Détermination de la concentration de la solution de H2O2 préparée 25

19 Ecrire l’équation redox correspondant au dosage de H2O2 par MnO4-. 25

20 Comment repère t on équivalence ? 25

21 La concentration en H2O2 dans la fiole 25

22 L’incertitude sur cette concentration 25

23 La quantité de H2O2 introduite dans le calorimètre 25

24 Comparer la concentration obtenue avec la concentration calculée à partir des données de l’étiquette de la solution commerciale. Etait-il nécessaire de faire le dosage ? 26

C 4 Calcul de 26

25 Déterminer correspondant à la décomposition, c’est-à-dire à la réaction de la manipulation 1. 26

26 En déduire . 26

27 Réalisez le calcul d’incertitude sur 26

28 Comparer avec la valeur calculée à partir de l’expérience. Conclure. 26

TP n°4 27

Préparation et dosage de l’Eau de Javel 27

Dosage de l’Etain dans le Fer Blanc 27

Première partie : Préparation et Dosage de l’Eau de Javel 27

A Préparation de l’eau de Javel 27

A 1 Préparation de la manipulation 27

1 En début d’electrolyse, on rappelle que le milieu est quasiment neutre. Ecrire demi équations redox correspondant aux espèces oxydables et reductrices, 27

2 Quelles sont les réactions attendues lors de l’électrolyse, à l’anode et à la cathode ? 27

3 En estimant les espèces dans leur état standard P° =1 bar pour les gaz et Concentration (assimilable aux unités près a l’activité) = 1 mol. L-1, donnez les potentiels d’équilibre de chaque couple (on tiendra compte du pH, bien sur) 27

4 En réalité ce n’est pas l’eau qui est oxydée mais l’ion chlorure à cause d’un phénomène appelé surtension. Écrire la réaction d’électrolyse. 27

5 Quel sera la différence potentiel minimal approximatif à imposer pour qu’une réaction se produise ? 27

6 Quelle remarque peut-on faire concernant le pH de la solution d’électrolyse ? 27

7Quelle est la consequence sur le bilan d’electrolyse (expliquez avec le diagramme E-pH du chlore) 27

A 2 Manipulation 27

8 Faites vérifier votre montage 27

A 3 Exploitation de la manipulation 28

9 Etablir la relation donnant la concentration de ClO- formé pendant la durée d’électrolyse. 28

10 Vous détaillerez les différentes incertitudes associées aux paramètres intervenant dans l’expression de la concentration de ClO-. 28

11 Réaliser un calcul d’incertitude sur cette concentration, donnez alors la concentration de ClO-. 28

B Dosage de l’eau de Javel préparée 28

B 1 Préparation de la manipulation 28

12 En milieu acide, sous quelle forme se trouve l’hypochlorite ? Expliquez. 28

13 Ecrire la réaction qui va se produire. 28

14 Ecrire la réaction de dosage. 28

B 2 Manipulation 28

B 3 Exploitation des résultats 28

15 Donnez la relation directe reliant le Veq à la concentration en ions ClO- 28

16 Apres avoir estimé les incertitudes donnez la concentration en ions ClO- 28

17 Conclure quant au rendement de l’électrolyse. Expliquez 29

C Dosage de l’eau de Javel commerciale - Détermination du degré chlorométrique 29

C 1 Dosage de l’eau de Javel commerciale 29

C 2 Les différentes formes commercialisées de l'eau de Javel 29

C 3 Les unités par rapport à la teneur en chlore 29

Deuxième partie : Dosage de L’Etain dans le Fer Blanc 29

A Principe du dosage 30

B Mode opératoire 30

B 1 Réglage du courant 30

B 2 Electrolyse 30

1 Quelles sont les réactions qui ont lieu aux électrodes ? En déduire le bilan électrolyse 30

2 Quelle est la formule de l’orthophénantroline ? 30

3 Quelle est la nature du composé qui se forme entre le fer II et l’orthophénantroline. 31

B 3 Dosage de l’étain électrolysé 31

4 Donnez l’équation globale de la réaction. 31

5 Notez Veq1 31

6 Réalisez un dosage du diiode introduit pour vérifier son titre. (Réfléchir) Notez Veq 31

7 Reliez la quantité d’étain aux volumes Veq1 et Veq. 31

8 Estimez les incertitudes 31

9 Donnez la valeur de la quantité d’étain électrolysé 31

C Interprétation des résultats 31

10 Déterminer la masse d’étain (mSn) présente à la surface de la plaque testée. Donner l’incertitude correspondante. 31

11 Calculer le taux d’étamage (T = ) qui correspond à la masse d’étain déterminée ramenée à la surface de 1 m2. Donner l’incertitude correspondante. 31

12 Conclure. 31

TP N° 5 32

Etude d’un Indicateur Coloré : Le Bleu de Bromothymol 32

Préparation et Etude du Sulfate de Cuivre Pentahydrate 32

Première partie  Etude d’un Indicateur Coloré : Le Bleu de Bromothymol. 32

A But du TP 32

B Théorie  32

B 1 Spectrophotométrie visible : loi de BEER-LAMBERT 32

B 2 Etude d’un indicateur coloré : le bleu de bromothymol 33

1, Des équations [1], [2], [3] et [4] déduire ([InH] / [In-]) à pH connu. (Exprimer le résultat en fonction de D1, D’1 et d1). 34

2 Exprimer le pK en portant cette expression dans l’équation : 34

pH = pK - log ([InH] / [In-]). Donner pK sous la forme pK = f(pH, D1, D’1, et d1). 35

3 Quelles remarques peut-on faire quant à l’absence de la concentration c dans la formule finale et au nombre de valeurs expérimentales utilisées ? Conclure. 35

C Partie expérimentale 35

C 1 Appareil de mesure 35

C 2 Obtention des courbes d’absorption pour le bleu de bromothymol  35

D Exploitation des résultats  36

4 Tracez les trois courbes A = f() aux trois pH. 36

5 Donner les longueurs d’onde des maxima d’absorption (1 et 2) ainsi que les absorbances des trois solutions à ces longueurs d’onde (D1, d1, D’1, D2, d2 et D’2). 36

6 A l’aide de ces données, calculer le pK puis le K pour le bleu de bromothymol ainsi que le coefficient d’extinction molaire aux maxima d’absorption : A1 = InH et B2 = In-. On prendra c = 3,2 . 10-4 mol.l-1 et l = 1 cm. 36

Deuxième partie : Préparation et Etude du Sulfate de Cuivre Penta-hydraté. 37

A But du TP  37

B Préparation du sulfate de cuivre pentahydraté  37

B 1 Principe  37

1 Equilibrer les équations des réactions (1) et (2). 37

B 2 Partie expérimentale  37

2 Donner avec son incertitude la masse de cuivre initiale. 37

3 Calculer le rendement en sel par rapport au cuivre en le considérant pentahydraté. 37

4 Exprimez le calcul de la masse de sulfate de cuivre pentahydraté à prélever pour réaliser cette solution-mère. 38

5 Calculer la concentration molaire ainsi que les incertitudes en ([Cu(NH3)4]2+ pour chaque solution. 38

6 Tracer la courbe A = f(l) et repérer l’absorbance maximale lmax 38

7 Tracez la courbe d'étalonnage A = f ([Cu(NH3)4]2+) Elle présente presque des rectangles puisque A et C sont des grandeurs incertaines 38

8 Mesurer l’absorbance. 39

9 En déduire la concentration en Cu(NH3)42+ avec son incertitude 39

10 Déduire la masse molaire du sulfate de cuivre synthétisé. 39

11 Conclure : Est-ce bien du sulfate de cuivre pentahydraté qui a été obtenu ? 39

TP N°6 40

Dureté de L’Eau 40

A Rappels théoriques 40

A 1 L’EDTA 40

A 2 Réactions de complexation 40

A 3 Indicateurs 40

B Tests des indicateurs 41

B 1 Tests de couleurs des formes acido-basiques du NET 41

1 Quelles sont les différentes couleurs observées ? 41

2 Quelles sont les espèces prédominantes dans chaque tube ? 41

3 Conclusion quant à l’utilisation du NET. 41

B 2 Tests de couleurs sur les formes complexées du NET 41

4 Quelles sont les différentes couleurs observées ? 42

5 Quelles sont les espèces prédominantes dans chaque tube ? 42

B 3 Tests de couleurs sur les formes complexées de la calcone 42

6 Quelles sont les différentes couleurs observées ? 42

7 Quelles sont les espèces prédominantes ? 42

C Etalonnage d'une solution d'EDTA 42

C 1 Préparation d'une solution étalon de sel de calcium 0,010 mol.L-1 par pesée 42

8 Compte tenu de l'utilisation qui va être faite de cette solution de carbonate de calcium, à savoir, le dosage d'une solution d'EDTA, pourquoi faut-il ajouter un minimum d'acide chlorhydrique ? 42

9 Combien de moles de CaCO3 ont été prélevées ? 42

10 Déterminer la concentration en Ca2+ dans la fiole ainsi que l'incertitude sur cette concentration. 42

C 2 Etalonnage de la solution d'EDTA environ 0,01 mol.L-1 par la solution de CaCO3 42

11 Ecrire la réaction de dosage. 43

12 Que se passe-t-il à l'équivalence ? 43

13 Quel est le nombre de moles de CaCO3 introduits dans le bécher au début de la manipulation ? 43

14 Déterminer la concentration de l'EDTA ainsi que l'incertitude sur cette concentration. 43

15 Exprimer enfin le titre de la solution d'EDTA de la façon suivante : 43

T = masse de CaCO3 en cg dosée par 1 ml d'EDTA. 43

L'unité sera : cg/ml d'EDTA 43

Calculer ce titre noté m ainsi que l'incertitude associée. 43

16 Pour titrer l’EDTA pouvait on réaliser ce dosage en plaçant la quantité adéquate de carbonate de Calcium solide dans le bêcher, donc éviter l’étape de la dilution ? 43

D Détermination de la dureté de l'eau 43

D 1 Détermination de la dureté totale de l'eau du robinet et d'une eau de source 43

17 Calculer la concentration en ions M2+ dans l'eau de source. Déterminer l'incertitude sur cette concentration. 44

18 Calculer la concentration en Ca2+ dans l'eau de source ainsi que l'incertitude sur cette concentration. 44

19 En déduire la concentration en Mg2+ ainsi que l’incertitude correspondante. 44

20 Comparer ces proportions avec les valeurs données sur l'étiquette de la bouteille d'eau de source étudiée. Conclure. 44

22 D'après cette formule avec M3, calculer la dureté totale de l'eau du robinet ainsi que son incertitude. 44

23 D'après cette formule avec M4, calculer la dureté de l'eau du robinet due aux Ions Calcium ainsi que son incertitude. 44

24. Conclure sur le qualité de l’eau valenciennoise. 44

TP N° 7 45

Détermination des Insaturations d’une huile 45

Dosage du dioxygène dissous dans l’Eau 45

Première partie : Détermination des Insaturations d’une huile 45

A But du TP  45

B Principe de la manipulation  45

C Partie expérimentale  45

C 1 Dosage effectif  46

C 2 Dosage à blanc  46

1 Les volumes de réactif de Wijs et de cyclohexane doivent-ils être prélevés avec précision ? Justifier les réponses. 46

C 3 Traitement des échantillons  46

2 Le volume de solution de KI est-il à mesurer avec précision ? Justifier la réponse. 46

3 Ecrire l’équation de la réaction des ions iodures sur le chlorure d’iode. 46

4 Calculer la masse mthio de thiosulfate de sodium (Na2S2O3) qu’il faut peser pour réaliser V =200 mL de solution à environ exactement 0,1 mol.l-1 . 46

5 Ecrire l’équation de la réaction qui se produit lorsque l’on verse la solution de la burette dans l’erlemeyer. 47

6 Exprimez la quantité d’ICl disparue en fonction de , Ve et Vb 47

7 En déduire la quantité d’insaturations présentes dans l’huile de tournesol étudiée. Le résultat (relation 2) littéral noté sera donné en moles d’insaturations par gramme d’huile. 47

8 Réaliser littéralement le calcul d’incertitude sur . 47

e Rappeler la relation 2 et calculez et 47

Deuxième partie : Dosage du dioxygène dissous dans l’Eau 47

A But du TP  47

9 Trouvez et reproduisez les diagrammes E – pH du Manganèse, de L’eau et de l’iode, vous prendrez soin de faire en sorte qu’ils soient superposables et simplifiés pour être utilisés dans ce TP. 47

B Partie expérimentale 47

B 1 Première étape  48

10 Ecrire l’équation bilan (2) de la réaction de la soude sur le manganèse II. 48

11 Ecrire équation bilan de la réaction redox qui se produit entre le produit issu de (2) et le dioxygène dissous. On s’appliquera à ne faire figurer que la réaction prépondérante. 48

B 2 Deuxième étape  48

12 Après passage en milieu acide, sous quelle forme se trouve le manganèse ? 48

B 3 Troisième étape  48

14 Présenter littéralement le calcul donnant la concentration 2 de la solution de thiosulfate de sodium (relation 3) 48

15 Présenter littéralement le calcul d’incertitude sur la concentration 2 de la solution de thiosulfate de sodium 48

15 Reliez littéralement Veq à la masse de dioxygène dissous par litre d’eau noté mO2, (relation 4) 49

16 Réalisez littéralement un calcul d’incertitude sur mO2. 49

TP N° 8 50

Dosages Potentiométriques : 50

Etude de Sels d’Halogénures 50

A But du TP  50

B Théorie  50

B 1 Généralités : principe du dosage potentiométrique  50

B 2 Etude de la courbe de dosage de X- par Ag+  51

B 3 Dosage d’une solution contenant deux halogénures par Ag+  51

C Partie expérimentale  52

C 1 Dosage d’un halogénure. 52

1 Sous Excel relever le potentiel mesuré en fonction du volume de solution de nitrate d’Argent versé. 52

2 Tracer la courbe Eréel = Emesure + Eréférence = f (VAg+). 52

3 A l’aide de la courbe dérivée, déduire le volume équivalent ainsi que Eréel à l’équivalence. 52

4 Faites un tableau d’avancement de la réaction de dosage où vous ferez apparaître a l’état initial Veq et VAg 52

5 Soit Vo le volume initial, montrez que le potentiel d’électrode avant l’équivalence est : 52

Eréel = E0Ag+ / Ag + 0,059 log Ks - 0,059 log CAgNO3 - 0,059 log [(Ve - VAg+) / (V0 + VAg+)][3] 52

6 Montrer qu’après l’équivalence, on a : 52

Eréel = E0Ag+ / Ag + 0,059 log CAgNO3 + 0,059 log [(VAg+ - Ve) / (V0 + VAg+)]. [4] 52

7 Comparez V0 + VAg+ avec Vo 52

8 Après l’équivalence, en utilisant la remarque precedente, que peut-on dire de la courbe 52

9 Comment cette courbe (méthode de Gran) permet elle de connaître le volume équivalent ? Sous Excel avec les valeurs obtenues précédemment : Tracez cette courbe. 52

10 Trouvez un intérêt à la méthode de Gran. 52

11 Sous Excel, apres l’équivalence, avec les valeurs obtenues précédemment, tracez Eréel = f (log [(VAg+ - Ve) / (V0 + VAg+)] 52

13 En déduire E0Ag+ / Ag. 52

14 Sous Excel, avant équivalence, avec les valeurs obtenues précédemment, tracez Eréel = f (log [(Ve- VAg+) / (V0 + VAg+)] 52

15 En déduire la valeur de Ks. Quel est l’anion dose ? 52

16 Reliez le volume équivalent à la masse molaire de l’halogénure dissout 52

17 Donner la nature du cation sachant que cela peut être NH4+, Na+, ou K+ 52

18 Conclure sur l’utilisation « intelligente » de l’outil informatique. 52

C 2 Dosage d’un mélange d’iodure et de bromure 53

18 Noter au cours du dosage, les évolutions observées (changement de couleur, apparition de précipité...). 53

19 Sous Excel Tracer la courbe Eréel = Emesure + Eréférence = f (VAg+). 53

20 Exploiter le graphique sous Excel pour déterminer les deux volumes équivalents (Ve1 et Ve2). 53

21 Donner la nature du cation sachant que cela peut être NH4+, Na+, ou K+ (l’iodure et le bromure possèdent le même cation). 53

22 Calculer le pourcentage massique en iodure et bromure présent initialement dans le mélange. 53

23 Avant la première équivalence, tracer Eréel = f( log [(Ve1 - VAg+) / (V0 + VAgNO3)) et en déduire Ks ; 53

24 Après la première équivalence mais avant la deuxième équivalence, tracer Eréel = f( log [(Ve2 - VAg+) / (V0 + VAg+)) et en déduire Ks’. 53