Transcript Enoncés TP chimie S1 1 série

Enoncés TP chimie S1
1ère série
TP 1 – Préparation de solutions
TP 2 – Dosage acido-basique
TP 3 – Solubilité et produit de solubilité
TP 4 – Potentiométrie
Département Génie Chimique – Génie des Procédés
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TP 1 – Préparation de solutions
Savoir préparer des solutions est essentiel, que ce soit en chimie ou en génie chimique. Dans ce TP
l’on vous propose de préparer des solutions d’éthanol dilué dans de l’eau distillée.
Matériel à disposition :
Ethanol pur et eau distillée
Balance ± 0,01 g
Densimètre
Table de l’évolution des masses volumiques en fonction de la fraction massique en éthanol à
20°C
Pipettes 5, 10, 20 mL
Propipette
Fioles jaugées 50 mL
Béchers de 100 mL
Erlenmeyer de récupération
Bidon de récupération de solutions
1) Préparation de solutions éthanol/eau de fractions massiques données
a) Rappeler la définition d’une fraction massique
b) Fabriquer 2 solutions de 50 g de fraction massique 0,20 et 0,50 en éthanol à partir des
solutions d’éthanol pur et d’eau distillée.
c) Vérifier la composition des solutions fabriquées d’après la table des masses volumiques
en fonction de la fraction massique en éthanol mise à disposition.
d) Calculer l’écart relatif entre vos fractions massiques et celles demandées. Commenter.
2) Préparation de solutions éthanol/eau de fractions molaires données
a) Rappeler la définition de la fraction molaire.
b) Donner la relation qui permet de calculer la fraction massique à partir de la fraction
molaire et inversement
c) Préparer 2 solutions d’environ 50 mL de fractions molaires 0,20 et 0,50 en éthanol à
partir des solutions d’éthanol pur et d’eau distillée.
d) Vérifier la composition des solutions fabriquées par densimétrie.
e) Donner l’écart relatif entre vos fractions molaires et celles demandées. Commenter.
3) Préparation de solutions éthanol/eau diluées.
a) Préparer les dilutions suivantes à partir des 4 solutions précédemment préparées.
- Diluer la solution de fraction massique 0,20 de manière à obtenir une solution de
fraction massique 0,1. En déduire la nouvelle fraction molaire.
- Diluer 4 fois la solution de fraction massique 0,5. Déterminer la nouvelle fraction
massique ainsi que la nouvelle fraction molaire.
- A partir de la solution de fraction molaire 0,50, préparer une solution de 100 mL à 0,2
en fraction molaire d’éthanol. Quel est le facteur de dilution ?
- A partir de la solution de fraction molaire 0,20, préparer une solution de 50 mL à 0,04
en fraction molaire. Quel est le facteur de dilution ?
b) Vérifier la composition de dilutions par densimétrie. Commenter.
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TP 2 – Dosage acido-basique
Le dosage acido-basique est un titrage. Le point équivalent peut être déterminé de plusieurs
manières et, dans ce TP, il sera déterminé par l’utilisation d’un indicateur coloré et par le tracé de la
courbe pH = f(solution titrante).
Matériel à disposition :
Solutions diluées de soude
Indicateur coloré : phénolphtaléine
Pissette d’eau distillée
pH-mètre
Acide acétique
Acide sulfurique
Acétate d’isopropyle
Densimètre
Pipettes 5, 10, 20 mL
Propipettes
Burettes de 25 mL
Béchers de 100 mL
Erlenmeyer de récupération
Bidon de récupération de solutions
1) Dosage d’un acide par une base dans une phase aqueuse.
a) Fabriquer une solution composée de 4 mL d’acide acétique dans 20 mL d’eau. Y ajouter
quelques gouttes de phénolphtaléine.
b) Effectuer trois dosages successifs de 2 mL de solution à la soude de concentration
adaptée. Le premier dosage sera effectué rapidement pour obtenir une estimation du
volume équivalent. Les deux dosages suivants seront faits plus lentement pour une
détermination précise du volume équivalent.
c) Ecrire la réaction chimique du dosage.
d) Déterminer la relation mathématique correspondant à l’équivalence. En déduire le
volume équivalent et la concentration de la solution d’acide acétique.
e) Refaire un dosage de 2 mL par la soude en rajoutant aux 2 mL, 10 mL d’eau. Que
constatez-vous ? Conclusion ?
2) Dosage d’un diacide par une base dans une phase aqueuse.
a) Effectuer trois dosages successifs de 2 mL de solution d’acide sulfurique à la soude de
concentration adaptée.
b) Ecrire la réaction chimique du dosage.
c) Déterminer la relation mathématique correspondant à l’équivalence. En déduire le
volume équivalent et la concentration de la solution d’acide acétique.
d) Calculer l’écart relatif entre la concentration déterminée expérimentalement et celle
indiquée sur le flacon. Conclusions ?
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3) Dosage d’un acide par une base dans une phase organique.
a) Fabriquer une solution composée de 4 mL d’acide acétique dans 20 mL d’acétate
d’isopropyle. Y ajouter quelques gouttes de phénolphtaléine. Ajouter environ 50 mL
d’eau distillée pour extraire l’acide de la phase organique.
b) Effectuer trois dosages successifs de 2 mL de solution à la soude de concentration
adaptée. Le premier dosage sera effectué rapidement pour obtenir une estimation du
volume équivalent. Les deux dosages suivants seront faits plus lentement pour une
détermination précise du volume équivalent.
c) Ecrire la réaction chimique du dosage.
d) Déterminer la relation mathématique correspondant à l’équivalence. En déduire le
volume équivalent et la concentration de la solution d’acide acétique.
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TP 3 – Solubilité et produit de solubilité
La détermination de la solubilité d’un solide dans une solution est importante, notamment pour des
applications telles que la cristallisation, qui est une opération unitaire fondamentale du génie
chimique.
Matériel à disposition :
KCl solide
Chlorure de
Pissette d’eau distillée
Spatule
Balance à 0,01 g
Agitateur
Plaque chauffante
Barreau aimanté
Béchers de 200 mL
Erlenmeyer de récupération
Bidon de récupération de solutions
1) Détermination de la solubilité du KCl (chlorure de potassium) à température ambiante.
a) Dans un bêcher de 200 mL, verser 100 mL d’eau distillée.
b) Ajouter 20 g de KCl. Placer le barreau aimanté dans le bécher et agiter. Lorsque le solide
est complètement dissous, rajouter des masses successives de plus en plus faibles au fur
et à mesure que la saturation est proche, et ce, jusqu’à ce que le solide ne se dissolve
plus. Il est important d’attendre la complète dissolution du solide avant d’en rajouter.
c) Déterminer la masse de KCl maximale dissoute dans 100 mL d’eau distillée.
d) En déduire la solubilité du KCl dans l’eau à la température ambiante (M=74,55 g.mol-1).
Comparer à la valeur théorique qui est de 4,6 mol.L-1 à 25°C.
e) Ecrire l’équation chimique de dissolution du KCl dans l’eau. Calculer le produit de
solubilité correspondant.
f) Chauffer la solution. Essayer de rajouter une faible quantité de KCl solide. Commenter.
g) Rajouter du solide jusqu’à ce qu’il ne se dissolve plus et déterminer la solubilité à cette
nouvelle température.
2) Détermination de la solubilité du Chlorure de calcium dihydraté (CaCl2, 2 H2O) à température
ambiante.
a) Dans un bêcher de 100 mL, verser 50 mL d’eau distillée.
b) Ajouter des volumes successifs CaCl2 pour en déterminer la solubilité à température
ambiante.
c) Comparer la valeur obtenue à la valeur théorique. On peut dissoudre environ 600 g de
CaCl2 dans 1 L d’eau à 20 °C (M = 147,02 g.mol-1).
d) Ecrire l’équation chimique de dissolution du CaCl2 dans l’eau. Calculer le produit de
solubilité correspondant.
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TP 4 – Potentiométrie
La potentiométrie est couramment utilisée pour mesurer des concentrations, pour repérer des
équivalences de titrage ou pour déterminer des constantes physico-chimiques.
Matériel à disposition :
Sel de Mohr solide
Pissette d’eau distillée
Spatule
Balance à 0,01 g
Burette de 25 mL
Béchers de 100 mL
Electrode combinée (= Electrode indicatrice + électrode de référence argent chlorure
d’argent E°=0,244 V à 25°C)
Erlenmeyer de récupération
Bidon de récupération de solutions
1) Préparation d’une solution titrante étalon
Le dosage se fait se fait à partir d’une solution réductrice étalon d’ion fer II (couple Fe3+/Fe2+).
Elle est préparée à partir de sel de Mohr : Fe(NH4)2(SO4)2,6H2O.
a) Ecrire l’équation de dissolution de sel de Mohr dans l’eau.
b) En déduire la masse de sel à peser pour préparer 25 mL de solution étalon en fer II à
0,005 mol.L-1.
c) Préparer la solution.
2) Titrage potentiométrique d’une solution de KMnO4- (permanganate de potassium).
a) Dans un bécher de 100 mL, placer 10 mL de solution de permanganate de potassium
(couple MnO4-/Mn2+) et 10 mL d’acide sulfurique.
b) Placer l’électrode combinée dans le bécher et réaliser le dosage en versant plusieurs
petits volumes de titrant.
c) Tracer la courbe ∆E=f(V titrant). En déterminer le volume équivalent.
d) Ecrire l’équation chimique du dosage.
e) Déterminer la concentration en ions permanganate.
f) Déterminer les potentiels standard des couples mis en jeu grâce aux volumes de demi et
de double équivalence.
3) Dosage potentiométrique d’une solution de Ce(SO4)2 sulfate de cérium IV .
Dans un bêcher introduire la solution de sulfate de cérium IV.
Placer l’électrode combinée et noter la valeur du potentiel E.
Ecrire la demi-réaction de réduction du couple (Ce4+/Ce3+).
En déduire la concentration en ions Cérium IV grâce à la relation de Nernst. Le potentiel
standard du couple Ce4+/Ce3+ est de 1,44 V à 25°C.
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