Transcript Chimie HEI3 TC

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La Chimie Générale en Tronc Commun HEI 3
H31 : Patrick LEGHIÉ (A101b), H32 : David MARSEAULT (F013)
 But : vérifier et consolider les bases de la chimie.
Etude d'une solution aqueuse : bilan des espèces et des réactions.
Parmi les réactions possibles, choix des plus plausibles.
Calcul des concentrations des espèces en solution.
Bases fondamentales des techniques de chimie analytique.
 Applications (en HEI4) :
Etude des générateurs électrochimiques.
Etude de la corrosion.
Groupe commun avec la Science des Matériaux (301).
 Volume horaire : 34 h
Cours (8 h) : bases théoriques + exercices simples.
TD (6 h): exercices plus compliqués. A préparer pour s'entraîner.
TP (20 h) : mise en pratique.
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Plan du cours (p 1)
Introduction: intervenants, plan du cours, méthode de travail…
Traitement des résultats et calculs d’incertitude (Ch 1)
Cours 1
Solutions aqueuses : termes de composition, unités… (Ch 2)
Equation chimique : équilibrage, bilan matière, électroneutralité (Ch 2)
Réactions chimiques en solution aqueuse : généralités
Cours 2
équivalence, équilibre chimique, constante d’équilibre (Ch 2)
Réactions d’oxydoréduction (Ch 3)
TD 1
Cours 3
TD 2
Cours 4
TD 3
Exercices sur les solutions et réactions d’oxydoréduction + QCM
Equilibres acide/base (Ch 4)
Exercices sur les équilibres acide/base
Exercices sur les équilibres acides/base + QCM
Equilibres de complexation et de précipitation. Problèmes de solubilité (Ch 5)
Potentiométrie (Ch 6)
Exercices sur précipitation/solubilisation, complexation, potentiométrie + QCM
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Déroulement de l’enseignement (p 2)
 Avant chaque cours : lire la partie correspondante du polycopié.
Refaire les exercices d’application.
Certaines erreurs sont corrigées dans l’erratum (Intranet).
 Après chaque cours : faire les exercices à préparer pour le TD.
Emploi du temps : 1 semaine entre le dernier cours et le TD.
En cas de difficultés, contacter les enseignants (coordonnées page 2).
 Pendant les TD : « décodage » des énoncés et résolution.
Travaux Dirigés : les étudiants travaillent, l’enseignant dirige.
 Après chaque TD : revoir les exercices.
Rythme de cours soutenu.
Ne pas laisser les lacunes s’accumuler.
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Evaluation
 QCA : 15 minutes en fin de TD (3 épreuves).
20 affirmations précises (chaque mot compte) : noircir une case V ou F.
Réponse : Bonne = + 1 pt ; Mauvaise = – 0,5 pt ; 0 ou 2 cases noircies = 0 pt
Aucun document autorisé.
Utiliser la feuille d’énoncé comme brouillon.
Seules les cases seront lues.
Aucune calculatrice autorisée.
Calculs éventuels simples ou approximatifs (ordre de grandeur).
Feuille corrigée rendue lors du cours suivant.
 TP : 5 séances de 4 heures sur 6 postes.
Rapport à rendre en fin de séance  Préparation sérieuse nécessaire.
Pas de présentation en amphi. Détails (rotation, conseils…) sur Intranet.
 Epreuve de synthèse : 3 h, inspirée d'un sujet appliqué.
Seul document autorisé : 1 feuille A4 recto-verso.
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Chapitre 1
Présentation et traitement des résultats
Objectifs
 Savoir écrire et calculer une grandeur numérique en utilisant
correctement les chiffres significatifs.
 Savoir déterminer le nombre de mesures nécessaires pour obtenir une
valeur, ainsi que l’incertitude correspondant au résultat.
 Savoir calculer une régression linéaire et comprendre les différents
paramètres.
 Savoir utiliser Excel pour créer un tableau de données, un graphique,
et calculer une régression linéaire (cf. TP).
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1.1. Chiffres significatifs
 Respecter le nombre de chiffres significatifs (NCS).
 Importance des zéros.
Incertitude de 1 unité sur le dernier chiffre donné.
1,5000
Valeur exacte comprise entre 1,4999 et 1,5001.
NCS = 5
Utiliser la notation scientifique pour éviter toute ambiguïté.
0,01234
Valeur exacte comprise entre 0,01233 et 0,01235.
NCS = 4  on écrira plutôt 1,234.10–2
 Calcul : NCS du résultat = NCS de la valeur la moins précise du calcul.
Attention aux erreurs d'arrondi.
Utiliser les mémoires de la calculatrice.
Ne faire l'arrondi qu'en fin de calcul.
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Présentation des résultats et réalisation des mesures
 Toute valeur expérimentale (TP : sauf étalonnage) est à présenter sous
la forme : Valeur réelle = Valeur moyenne  Incertitude
x  x  x
Répétabilité (r) : différence maximale admissible entre 2 résultats.
détermination par calcul de l’écart-type σ sur un grand nombre de mesures.
r ≈ 2,77.σ
Etendue : différence entre les valeurs extrêmes d’une série.
 Comment obtenir la valeur moyenne ?
si r est connue (Documentation, Annexe IV) ou évaluée (TP « COV »).
x  médiane( x1 , x2 , x3 )
2 essais
x1 et x2
étendue
|x1–x2| ≤ r
3ème essai
x3
étendue
x1, x2, x3 ≤ 1,2.r
x  moyenne( x1 , x2 )
x  moyenne( x1 , x2 , x3 )
si r inconnue, on réalise 3 essais et on conserve la médiane.
remarque : en TP, on sait si r est connue avant la séance  méthode connue.
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Obtention de l’incertitude
 r connue  Théorie p I-11, équation (2)
s = écart-type = r/2,77 (Théorie p I-12)
n = nombre d'essais (2 ou 3).
1,96.s
1,96.r
X  X
 X
n
2, 77. n
 r inconnue : méthode de propagation d'erreurs.
1er cycle : différentielle logarithmique, correct, mais majore les
incertitudes.
Cycle ingénieur : méthode quadratique (statistique), plus réaliste.
dépend de l'opération car on travaille avec les variances σ2 (cours statistiques).
X = A + B  2X  2A   2B
     
X = A  B   X    A   B 
 X   A   B
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Incertitude sur le dernier CS pour les valeurs données, 0 sur les constantes.
Utilisation du matériel : écart-type lié à l'utilisation << tolérance.
On remplace les  par des  (Table 12).
 Remarque : en TP, le protocole donne le matériel utilisé  prérédaction.
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Régression linéaire (1/2)
 Etalonnage = recherche de la réponse d'un appareil à partir de solutions
de concentrations connues (potentio, Absorption atomique, Spectro
UV-Visible).
Tracer la courbe : Réponse de l’appareil = f(Concentration étalon).
Faire une régression linéaire (calculatrice, Excel, Mathematica…) et
vérifier que le coefficient de corrélation est  0,999.
Penser à apporter le mode d’emploi de la calculatrice le cas échéant.
Dans le cas contraire, éliminer jusqu'à 2 points (sur 5) et refaire le calcul.
Si le résultat n'est pas meilleur, ne pas hésiter à refaire les solutions plutôt
qu' « ajuster » les résultats.
La valeur de la concentration inconnue devra être déduite de l'équation de
la droite de régression.
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Régression linéaire (2/2)
 On dose du calcium par absorption atomique.
Théorie : Abs = k. [Ca2+]
[Ca2+] Absorbance
(ppm)
(u.a.)
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( 0,150)
Absorbance (u.a.)
0,5
y = 0,0871 x + 0,0421
corr = 0,9929
0,4
Point éliminé
0,3
point
éliminé
0,2
y = 0,0975 x + 0,0005
corr = 0,99989
0,1
0
0
1
2
3
[Ca2+] (ppm)
4
5
2
0,196
3
0,291
4
0,393
5
0,487
X
0,203
0, 203  0, 0005
 [Ca ]X 
 2, 08 ppm
0, 0975
2
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Chapitre 2
Réactions chimiques en solution aqueuse.
Généralités
Objectifs
 Savoir utiliser la loi des gaz parfaits.
 Savoir que % se rapporte toujours à la masse, sauf indication
supplémentaire.
 Trouver une densité à partir d'un % et réciproquement.
 Savoir calculer la concentration d'une solution à partir de d, %, M.
 Savoir préparer une solution de concentration connue.
 Savoir équilibrer une équation chimique.
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2.1. Les Solutions / 2.1.1.1. Solutions gazeuses
 Solution = mélange homogène d'au moins deux constituants.
Solvant : constituant majoritaire.
Soluté(s) : constituant(s) minoritaire(s).
Pression Nb moles
(mol)
Miscibles en toutes proportions. (Pascals)
 Types de solutions : Gaz
Loi de Dalton : Ptotale = Si pi
Approximation des gaz parfaits :
Seulement pour des gaz
Interactions entre molécules
négligeables
Température
(Kelvin)
P.V = n.R.T
Volume
(m3)
Constante
8,314 J.K–1.mol–1
Conditions normales de température et de pression :
P = 1 atm = 760 Torr = 101325 Pa = 1,013 bar
T = 273,15 K (= 0 °C)
} n = 1  V = 22,414 L
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2.1.1 Solutions / 2.1.2. Solubilité
Liquides : solvants en général (solutés = gaz, liquides, solides).
Souvent solubilité partielle (g  mousse, l  émulsion, s  suspension).
Solides : Solutés en général, rarement solvant (alliages).
 Quantité maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans le solvant.
Nature du solvant et du soluté.
Solvant polaire : dissout les molécules polaires, ioniques et ionisables.
Solvant apolaire : dissout les molécules apolaires.
Effet de la température :
Gaz : Quand T , Solubilité .
Liquides, solides :
dissolutionH > 0  Quand T , solubilité .
dissolutionH < 0  Quand T , solubilité .
Pression : Gaz : Solubilité  quand P .
Pas d'effet sur les liquides et solides.
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2.1.3. Termes quantitatifs de composition
 2.1.3.1. Proportions (nombre adimensionnel) :
% : 1/102 = Masse (g) de soluté pour 100 g de solution.
%vol : volume (mL) de soluté pour 100 mL de solution (Ethanol, carburants).
ppm (US : part per million) : 1/106  mg.kg–1.
ppb (US : part per billion) : 1/109  µg.kg–1.
1 g/cm3 à 4°C
ni
Fraction molaire (%mol) : xi 
 ni
Densité = masse volumique de la solution/masse volumique de l'eau ( d 240)
 2.1.3.2. Concentrations (titre) :
Massique (kg.m–3, g.L–1) : masse de soluté par litre de solution.
Solutions aqueuses : 1 ppm  1 mg.L–1 ; 1 ppb  1 µg.L–1
Molarité (mol.L–1  M) : nombre de moles de soluté par litre de solution.
Normalité (N) : nombre "d'équivalents" par litre de solution. N = n.C
Molaire massique (mol.kg–1) : nb de moles par kilogramme de solution.
Température
Numériquement égal à la masse volumique de la solution, en g/cm3.
Parfois exprimé en degrés Baumé : d = 145 / (145 – °Bé)
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Calcul de concentrations
 2.1.3.5. Mélange de deux concentrations.
Seule la masse totale du système est conservée (Loi de Lavoisier).
La masse ne varie que par dégagement gazeux.
Les volumes ne sont pas additifs.
Dépend de l'agencement des molécules entre elles (fonction des interactions).
Sauf pour les solutions diluées (en 1ère approximation).
 2.1.4. Préparation d’une solution de concentration connue.
Attention au réactif initial.
pureté, solvant de cristallisation, contre-ion.
Pour préparer une solution diluée, préparer d'abord une solution
concentrée ("solution-mère"), puis la diluer pour obtenir la solution finale.
Connaissant les tolérances de fabrication sur la verrerie, on peut déterminer
les opérations à effectuer pour obtenir une dilution optimale selon les
quantités à préparer et les concentrations*.
* Lam R.B., Isenhour T.L., Anal. Chem., 52(7):1158-1161 (1980)
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Exercices
1. On dissout 150,0 litres d’ammoniac (mesurés à 30 °C, sous 820 mm
Hg) dans 1,00 litre d’eau. Quelle est la molarité de la solution en
supposant qu’il n’y a pas d’augmentation de volume ?
2. On dissout 10,0 g de soude dans 100,0 g d’eau. Quel est le pourcentage
de soude dans cette solution ? Quel volume obtient-on ? Quelle est la
concentration molaire ?