Manipulations de chimie en terminale

BULLETIN DE L'UNION
DES PHYSICIENS
i63
Manipulations de chimie en terminale
Voici quelques m~anipulationsde chimie proposées par des
collègues, livrées à l'expérimentation de nos lecteurs et de leurs
élèves. Nous attendons leurs critiques et leurs suggestions, ainsi
que leurs propositions pour d'autres travaux pratiques en Terminale. - Ecrire à notre Vice-présidente :Mme Rouault.
SUBSTITUTIONS ET ADDITIONS
SUR LES CARBURES D'HYDROGENE
Objet.
On réalisera quelques expériences montrant la substitution
sur les premiers termes des hydrocarbures.
1. - Réactions de substitution.
1" Chlore sur méthane. - Prendre un flacon de méthane
et un flacon de chlore et réaliser le mélange à volumes égaux
dans une éprouvette à gaz, sur la cuve à eau. Agiter en bouchant
avec la paume de la main. Retourner sur un petit cristallisoir
rempli d'eau salée (solution saturée). Mettre au soleil de préférence et laisser jusqu'à la fin de la manipulation.
2" Argent et cuivre sur l'acétylène. - Mettre en place
l'appareil à acétylène comprenant un flacon contenant quelques
morceaux d'acétylure de calcium, avec entonnoir, et un flacon
laveur à sulfate de cuivre. Laisser purger l'appareil et recueillir
3 éprouvettes d'acétylène. Puis faire immédiatement la réaction II, 3".
a) Préparer le nitrate &argent ammoniacal. Verser dans
une éprouvette d'acétylène, agiter en fermant avec la paume de
la main. Ramasser avec une spatule et déposer le précipité sur
une brique. Sécher et faire exploser à la flamme du bec bunsen.
b ) Même expérience avec le chlorure cuivreux ammoniacal. Observer l'acétylure cuivreux. On préparera le chlorure
cuivreux en réduisant un sel cuivrique par le cuivre en excès,
en présence d'ions chlorures (NaCl) (chauffer) - ou par action
à froid de l'acide chlorhydrique sur l'oxyde cuivreux.
3" Nitration du benzène. - Mettre quelques cubes de glace
dans un petit cristallisoir rempli d'eau froide, et refroidir le
mélange sulfo-nitrique (10 cm8 HNOs fumant, 5 cms HSO,
concentré) placé dans un petit ballon. Verser goutte à goutte
10 cm8 de benzène. Verser dans un verre d'eau. Décanter.
II.- Réactions d'addition.
1" Addition du chlore sur Z'éthglène. - Réaliser le mélange
des gaz à volumes égaux. Retourner sur la cuve à eau salée.
Observer la montée immédiate de l'eau et les gouttes huileuses.
Interpréter.
2" Chlore sur benzène. - Dans un flacon de chlore, mettre
quelques gouttes de benzène. Boucher, agiter. Cacher une partie
du flacon avec un écran (feuille de papier), et mettre au soleil
ou à la lumière près d'une fenêtre. Comparer. Observer les
fumées blanches. Comparer avec la partie protégée de la lumière.
3" Eau sur acétylène. - Préparer le catalyseur : dans un
erlenmeyer, placer du sulfate mercurique, un peu d'eau, et verser
un peu d'acide sulfurique concentré. L'échauffement porte le
mélange à une température suffisante. Faire barboter lentement
l'acétylène dans l'erlenmeyer. Envoyer le mélange gazeux à la
sortie sur le réactif de Schiff. Interpréter.
Matériel.
cuve à eau.
appareil h acétylène avec
laveur.
éprouvettes à gaz.
petits cristallisoirs.
éprouvette graduée (10 cm8).
spatule.
erlenmeyer.
ballon 250 cm'.
verre à pied.
1 petit flacon de méthane.
3 petits flacons de chlore.
1 petit flacon d'éthylène.
Benzène.
HNOi fumant.
RSO, concentré.
Solution CuSO4.
Cuivre en tournure.
Chlorure de sodium,
ou oxyde cuivreux, acide
chlorhydrique.
Sulfate mercurique.
Réactif de Schiff.
ETUDE DE L A FORMATION
ET DE LA DISSOLUTION DE PREClPlTES
Objet de la manipulation.
Etude de la formation et de la dissolution de précipités dans
l'action d'acides, de bases et sels sur les sels.
Mode opératoire.
Toutes les réactions se feront dans des tubes à essais qui
devront être très propres et rincés à I'eau distillée.
Après chaque expérience, noter le résultat des observations ;
les interpréter ; écrire les équations des réactions chaque fois
que c'est possible. Conclure.
La manipulation comprend trois parties :
1" - Formation de précipités.
2 " - Dissolution des précipités.
3" - Cas des hydroxydes amphotères.
1'"
PARTIE.
1 " Le précipité ne se forme que lorsque la concentration
des ions atteint une valeur convenable.
a ) Verser 1 cma d'acide chlorhydrique dans le tube à
essais, puis la solution diluée de nitrate de plomb goutte à goutte
en agitant le liquide après chaque goutte, jusqu'à l'apparition
d'un précipité ; on se servira d'une pipette.
6 ) Effectuer exactement les mêmes opérations en remplaçant l'acide chlorhydrique par une solution de chlorure de
sodium.
2 " Action d'un sel sur un sel.
a) Faire agir 1 cm8 de solution de chlorure de sodium
sur 1 cnîa de sulfate de cuivre.
b ) Faire agir 1 cm8 de solution de sulfate de sodium sur
1 cm6 de chlorure de baryum.
3" Action d'un acide sur un sel.
Verser 2 gouttes d'acide sulfurique dans un tube à essais ;
2 gouttes de solution de phtaléine, puis une solution de silicate
de sodium goutte à goutte jusqu'au virage de la phtaléine et sans
dépasser. Attendre 5 à 15 minutes.
N.B. - On obtient ainsi un gel. Mais si on veut utiliser une
solution très concentrée de silicate, il n'y aura qu'à verser
l'acide dans la solution de ce silicate pour obtenir un précipité.
4 " Action d'une base sur un sel.
a) Faire agir 5 gouttes de solution d'hydroxyde de sodium
sur 1 cma de solution de chlorure ferrique.
b ) Faire agir 2 cm8 de solution d'hydroxyde de baryum
sur 1 c m V e solution de sulfate de sodium.
2'"" PARTIE.
1 Dissolufion par dilution.
Faire agir 5 cm8 d'une solution de chlorure de sodium sur
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BULLETIN DE L'UNION DES PHYSICIENS
5 cm3 d'une solution concentrée de nitrate de plomb. Recueillir
le précipité par filtration.
Verser 5 cms d'eau distillée dans un tube à essais ; placer
dans cette eau gros comme une lentille de précipité. Faire une
émulsion et en verser la moitié dans un 2"" tube à essais. Dans
le premier tube, ajouter goutte à goutte de l'eau distillée jusqu'à
la disparition du précipité.
2" Dissolution par élévation de température.
a) Porter à l'ébullition le contenu du 2"" tube à essais. On
pourra laisser refroidir lentement le contenu du tube pour observer la précipitation par abaissement de la température.
b) Faire agir 3 gouttes de solution d'iodure de potassium
sur 1 cm3 de solution diluée de nitrate de plomb, porter à l'ébullition le contenu du tube. Quand le précipité est dissous, laisser
refroidir le liquide.
3" Dissolution par augmentlafion de l'acidité.
a) Faire agir 1 cmS de solution de carbonate de sodium
sur 1 cm3 de solution de chlorure de baryum.
Verser, dans le mélange, de l'acide chlorhydrique jusqu'à
disparition du précipité.
b ) Faire agir 1 cm3 de solution de sulfure de sodium sur
1 cm3 de soluton fraîche de sulfate ferreux.
Verser, dans le mélange, de l'acide chlorhydrique jusqu'à
la disparition du précipité.
srnaPARTIE.
a) Faire agir 5 gouttes de solution d'hydroxyde de sodium
sur 5 c m q e solution de nitrate de zinc.
b) Recueillir l'hydroxyde de zinc sur un filtre.
C) Placer la moitié du précipité dans un tube à essais ;
verser sur ce précipité 5 cm3 d'acide chlorhydrique.
d ) Placer l'autre moitié du précipité dans un 2"" tube à
essais ; verser sur ce précipité 1 à 2 cmS de solution d'hydroxyde
de sodium.
Remarques.
1" On peut multiplier les exemples ... mais il faut éviter la
formation de complexes et la précipitation d'hydroxydes instables (Aso...).
2" Le cas du sulfure de fer est intéressant, mais il est possible que lc sulfure de sodium soit polysulfuré. Il faudra guider
les éléves pour qu'ils ne soient pas trompés par le soufre
colIoïdal.
BULLETIN DE L'UNION DES PHYSICIENS
Concentrations des solutions.
Sulfate de sodium
Carbonate de sodium
Sulfure de sodium
Chlorure de sodium
Silicate de sodium
1/5 mole par litre.
1/5 mole par litre.
1/5 mole par litre.
1 mole par litre.
60 g/l silicate cristallisé ou sol.
concentrée du commerce.
: 1 mole par litre.
: 10 g/l.
: 1/5 mole par !itre.
: 35 g/l ou solution diluée 10 fois.
: 1/10 mole par litre (sans acide)
les élèves peuvent dissoudre 2 ou
3 petits cristaux dans 1 cm3 d'eau.
: 1/5 niole par litre.
: 1 vol. lessive de soude + 1 vol.
d'eau.
: solution saturée.
: 1 mole par litre.
: 1 vol. acide concentré
1 vol.
d'eau.
:
:
:
:
:
Chlorure de baryum
Iodure de potassium
Sulfate de cuivre
Chlorure ferrique
Sulfate ferreux
Sulfate de zinc
Hydroxyde de sodium
Hydroxyde de baryum
Acide chlorhydrique
Acide sulfurique
+
DILUTION ET SALIFICATION
Variation de pH
Obiet de la manipulation.
La manipulation a pour objet l'étude rapide de la variation
du pH d'une solution acide ou basique par dilution ou salification.
Mode opératoire.
Pour chaque détermination de pH, découper un très petit
morceau de papier pH (Prolabo : 4 rouleaux : de pH 1 à pH 13
par 1/2 unité) ; le placer dans un des godets d'une plaque en
porcelaine à 12 godets au moyen d'une pince à timbres.
Déposer sur le papier une goutte du liquide à étudier au
moyen d'un agitateur.
Comparer la couleur obtenue à l'échelle de teintes se trouvant sur le rouleau.
Remarque.
Toutes les solutions devront être préparées avec de l'eau
bidistillée, nécessaire à cause des grandes dilutions, et pour cette
raison, il faut utiliser de faibles volumes, car l'obtention de
grands volumes d'eau bidistillée serait très longue. On peut
utiliser l'eau pH 6,7 fournie par un appareil désioniseur.
1.
1'"
- Dilution
: Dilution d>une solution d'acide chlorhydrique.
a) A partir d'une solution 10" N, préparer une solution
10- N, en versant 10 cm8 de solution 10" N (au moyen d'une
pipette graduée) dans une fiole jaugée de 100 cm8 ; étendre A
100 cm8, et agiter vigoureusement.
b) A partir de la solution IO-= N obtenue précédemment,
préparer de la même maniére une solution IOd N.
C) A partir de la solution
N, préparer une solution
IO-' N.
Déterminer le pH de chacune de ces solutions par la
méthode ci-dessus.
PARTIE
Remarques.
On peut également partir de 1 cma (pipette de 1 cm8), pour
utiliser moins d'eau, mais sur de petits volumes, les résultats
semblent moins bons.
Ces opérations peuvent être effectuées avec du papier pH à
1 unité (Prolabo : 1 rouleau), pour que les différences de
colorations permettent de mieux trancher.
2""
: Dilution d'une solution d'acide acétique.
Mêmes opérations, avec le papier pH par 1/2 unité.
On peut évaluer le pH de l'acide acétique normal.
3"" PARTIE : Dilution d'une solution de soude.
Mêmes opérations avec le papier par 1/2 unité.
Il est ici impossible, ou presque de faire la différence entre
les solutions N/10 et N/100, car les colorations du papier pH
se situent dans le violet.
4"" PARTIE : Dilution d'une solution d'ammoniaque.
Mêmes remarques.
PARTIE
Conclusions.
Acides : Les résultats sont médiocres pour les solutions
N/1000. La comparaison en ce qui concerne les solutions N/10
et NA00 d'acides chlorhydrique et acétique est intéressante.
Bases : Il serait bon de faire comparer
de soude et d'ammoniaque, sans considérer
NAO. La cornvaraison des solutions N/1000
fait des colorations franches du papier pH
les solutions NA00
les solutions N ou
est facilitée ici du
pour ces dilutions.
II. - Salification
1"
PARTIE
: Neutralisafion acide chlorhydrique
- soude.
Prélever 10 cma d'acide chlorhydrique NA0 (pipette graduée) et les verser dans une petite fiole tronconique.
Faire couler dans la fiole une solution de soude NA0 contenue dans une burette graduée ; on propose la façon suivante :
0 ; 2 ; 5 ; 8 ; 9 ; 9 , 5 ; 9 , 7 ; 9,8;9,9;10;10,2;10,4;10,6;11.
A chaque opération, mélanger avec soin en agitant et déterminer le pH.
Il serait probablement préférable d'opérer sur 20 cms.
En vue du T.P. sur l'emploi des indicateurs et le pH du
virage, il est nécessaire de faire la courbe soude-acide chlorhydrique, c'est-à-dire de verser l'acide dans la soude.
2""
PARTIE
: Neutralisation acide acétique
- soude.
Mêmes opérations, mais entre O et 5 cm8, il faudra verser
les volumes suivants de soude.
'
La courbe soude - acide acétique est nécessaire pour le T.P.
sur les zones de virage des indicateurs.
3""
PARTIE
: Neutralisation ammoniaque
-
acide chlorhydrique.
Mêmes opérations : on prendra 10 cma d'ammoniaque NA0
et on versera des volumes d'acide chlorhydrique identiques à
ceux de la première partie.
Plaque en porcelaine 12 godets.
Agitateur en verre.
Erlenmeyer.
Pipette jaugée 10 cm8,
Fiole jaugée 100 cma avec
bouchon.
Papier pH.
Acide chlorhydrique NA0
Acide acétique
NA0 et N
Soude
NA0
Ammoniaque
N/10
Pince A timbres.
Ciseaux.
BULLETIN DE L'UNION DES PHYSICIENS
DOSAGE CONDUCTIMETRIQUE
Acide faible
- Base forte
Principe.
Dans une cuve plate ou un petit cristalIisoir, on plonge deux
électrodes (charbon ou platine). Elle? doivent être bien fixées,
leur distance devant rester parfaitement constante pendant toute
la manipulation.
On verse un volume connu de la solution à titrer, et de l'eau
distillée.
On relie les électrodes à une source d'alternatif de quelques
volts, en intercalant un ampèremètre.
On verse la solution titrée (contenue dans une burette graduée) par cm? ; oii mélange bien à l'aide d'un agitateur, après
chaque addition et on lit l'intensité.
Porter sur un graphique : en abscisse les cm3 versés (1 cm
pour 1 cma), en ordonnée l'intensité (2 cm pour 10 mA). On
obtient une courbe (presque une droite), et un segment de droite,
dont l'intersection marque la neutralisation.
Du volume de solution titrée versé, on déduit le titre de la
solution inconnue.
Montage.
De très bons résultats ont été obtenus avec le montage
suivant :
6 à 8 volts alternatifs (certains « redresseurs >> C.E.M.S. ont
une sortie « alternatif >).
Ampèremètre : calibre 100 mA (hfétrix).
Electrodes : charbons de piles &ches, fixés sur un support
reposant sur le bord du rccipient. Ecartement : environ 10 cm.
Toutes les mesures ont pu ainsi être effectuées sur un même
calibre, ce qui est indispensable.
Cristallisoir : 1/2 l i t r e ; diamètre : 11 cm, contenant
10 cm8 d'acide acétique et 240 cm3 d'eau distillée. (Il est indispensable que la hauteur du liquide, par addition de la soude,
varie peu).
Burette graduée fermée par caoutchouc et pince. Support.
Solution de soude 1 N.
Conclusion.
On peut demander aux élèves d'expliqiier le changement de
pente de la courbe en détaillant, pour les différenes phases du
dosage quels sont les ions présents.
ZONES DE VIRAGE DES INDICATEURS COLORES
1. - Objet.
a) Etudier quels sont les indicateurs colorés qui conviennent
à un dosage acide - base déterminé, en prenant comme exemples
les dosages de l'acétique par la soude, puis de l'acide chlorhydrique par la soude.
b ) Déduire des courbes de neutralisation acide acétique soude le pH approximatif de virage des indicateurs étudiés.
II. - Manipulations.
1 " Prendre 10 cm3 d'acide acétique, mettre quelques gouttes
d'un indicateur à étudier et verser de la soude jusqu'au virage.
(II sera nécessaire de manipuler avec précaution pour obtenir,
autant que possible, un virage à la goutte).
Ne pas oublier de prendre un tube témoin pour chaque
indicateur et pouvoir ainsi apprécier le virage.
Noter le volume de soude et grâce à la courbe de neutralisation en déduire le pH de virage de l'indicateur : couleur
hasique.
2" Recommencer les mêmes opérations, mais cette fois-ci
en versant de l'acide acétique dans 10 cmg de soude. Grâce à
la courbe de neutralisation correspondante, en déduire le pH de
virage des indicateurs : couleur acide.
3" Répéter les mêmes opérations, avec l'acide chlorhydrique.
III. - Résultats.
1" Conclure : choix d'un indicateur et condition qu'il doit
vérifier pour qu'il puisse convenir pour un dosage déterminé.
2" Dresser un tableau des pH approximatifs de virage des
indicateurs utilisés.
On pourra utiliser :
Bleu de thymol
1"' virage acide
rouge - jaune
1,2
2,8
PH
jaune - bleu
2"" virage basique
8,O
9,6
PH
Hélianthine
rouge - jaune
PH
3,1
4,4
Rouge de méthyle
rouge - jaune
4,3
63
Rouge neutre
incol. - rouge
10
8
Phtaléine
incol. - rose
9,6
8
REDUCTlON PAR UN METAL D'UN ION METALLIQUE
Comparaison des pouvoirs reducteurs
de differents metaux. Demi-piles
But de la manipulation.
1" Comparer les pouvoirs réducteurs des métaux suivants :
Zn, Pb, Cu, Ag.
2" Constituer des piles en groupant deux à deux chaque
demi-pile formée d'un des métaux précédents plongeant dans
un de ses sels. Mesurer leurs f.e.m. et comparer aux valeurs
connues de potentiel d'électrode.
1"
PARTIE.
Chaque groupe devra préparer 3 petits morceaux (ou fils)
de chacun des métaux étudiés, et des solutions (N/10) de nitrates
de ces métaux.
2" Verser 2 à 3 cm de hauteur de chaque nitrate dans trois
tubes à essais (12 tubes), puis plonger dans chacun des trois
tubes de nitrate d'un métal donné un morceau des trois autres
métaux soigneusement décapés (les élèves les passeront au
papier de verre doux avant chaque expérience).
3" Noter les cas où il y aura réaction.
4 " Ecrire les équations des réactions de réduction ion
métallique - métal, et en déduire le classement des métaux par
ordre de pouvoir réducteur décroissant (ou d'électropositivité
décroissante).
2"'
PARTIE.
1" Chaque groupe disposera de 4 demi-piles comportant
une plaque (ou tige) d'un métal soigneusement décapé plongeant
dans une solution d'un de ses sels (nitrate).
En toute rigueur, les potentiels dépendent des concentrations, et les potentiels normaux correspondent à des solutions
ayant une c activité de 1 ion - g/l, mais l'expérience montre
qu'en utilisant des solutions aux concentrations courantes des
laboratoires de chimie, on obtient des résultats à 2 centivolts
prés (1).
2" Deux demi-piles peuvent être reliées par une simple
bande de papier filtre, à cheval sur les bords des deux béchers,
et trempant dans les deux solutions qui y montent par capillarité (1).
On a ainsi constitué une pile dont on mesurera la f.e.m.
par méthode d'opposition (pont A fil, alimenté par un redres-
seur C.E.M.S. 6 volts, monté en potentiomètre en utilisant un
rhéostat 23 ohms. Une pile Daniel1 servira de pile étalon).
3" Etudier les 6 combinaisons possibles. Prévoir, en utilisant les résultats de la première partie, quel métal sera pôle +
ou - dans chacun des cas. Ayant comparé les f.e.m., comparer
aux valeurs connues de potentiels d'électrode.
(1) J.C. Fairbanks. B.U.P., no 467, p. 264.
QUELQUES REACTIONS D'OXYDO-REDUCTION
Obiet de la manipulation.
La manipulation a pour objet la mise en évidence de réactions entre quelques oxydants et réducteurs, et l'identification
des produits de ces réactions.
Mode opbratoire.
Toutes les réactions se font dans des tubes à essais qui
devront étre très propres et rincés à l'eau distillée.
Noter les résultats de vos observations ; les interpréter.
Ecrire les équations des réactions chaque fois que c'est possible.
Conclure.
La manipulation comprend 12 expériences.
1" Placer une grenaille de zinc dans le fond du tube à
essais ; verser dans ce tube 1 cm de hauteur d'acide sulfurique
dilué. On peut essayer d'enflammer l'hydrogène.
2" Déposer à l'aide de la microspatule un peu de fer en
poudre dans un tube à essais : verser dans ce tube 1 cm de
hauteur d'acide sulfurique dilué. Essayer d'enflammer l'hydrogène.
Laisser reposer ; dCcanter un peu du liquide dans un 2""
tube à essais. Verser dans ce dernier tube un peu de solution
de soude.
3" Placer une tournure de cuivre au fond d'un tube à essais ;
verser dans ce tube 1 cm de hauteur d'eau et 1 cm de hauteur
d'acide nitrique.
Noter la couleur du gaz obtenu, d'abord au début puis au
bout de quelques minutes. On pourra boucher le tube avec un
bouchon traversé par un tube de verre effilé à une de ses
extrémités.
Verser un peu du liquide dans un autre tube à essais ; verser dans ce liquide un peu de solution de soude.
774
BULLETIN DE L'UNION DES PI4TSICIE:NS
4 " Placer un petit morceau de fusain dans un tube à essais ;
verser dans ce tube 1 cm de hauteur d'acide sulfurique concentré. Chauffer fortement le contenu du tube pendant 2 à 3 minutes. Attention ! diriger l'orifice du tube à essais vers une
surface de protection.
Déposer une goutte de solution de permanganate sur un
carré de papier filtre ; placer ce papier sur l'ouverture du tube
à essais après avoir retiré celui-ci de la flamme.
Verser le gaz contenu dans le tube dans un deuxième tube
à essais contenant un peu d'eau de chaux.
5" Déposer à l'aide de la microspatule un peu de soufre en
fleur au fond d'un tube à essais ; verser dans ce tube 1 cm de
hauteur d'acide nitrique. Chauffer fortement le contenu du tube
(attention aux projections !) pendant 2 à 3 minutes. Laisser
refroidir et déposer le soufre. Décanter un peu de liquide dans
un 2"" tube A essais ; verser dans ce tube 1 cm de hauteur de
solution de nitrate de baryum.
6" Placer un grain de dioxyde de manganèse dans un tube
à essais ; verser dans ce tube 1 cm de hauteur d'acide chlorhydrique. Porter cet acide à l'ébullition. Déposer une goutte de
solution d'indigo sur un carré de papier filtre, placer ce papier
sur l'orifice du tube après avoir retiré celui-ci de la flamme.
7" Verser dans un tube à essais 1 cm de hauteur de solution d'hypochlorite et quelques gouttes d'acide chlorhydrique.
Déposer une goutte de solution d'indigo sur un carré de
papier filtre ; placer ce papier sur l'orifice du tube.
8" Verser 1 cm de hauteur de solution de sulfate ferreux
dans un tube à essais, puis 10 gouttes d'acide sulfurique dilué,
enfin une soluion de permanganate ajoutée goutte à goutte jusqu'à ce qu'il reste un léger excès de permanganate non réduit.
Verser quelques gouttes de solution de soude dans le tube
précédent.
9" Verser 1 cm de hauteur de solution de sulfite dans un
tube à essais, puis 10 gouttes d'acide sulfurique dilué, enfin
la solution de permanganate, jusqu'à ce qu'il y ait un léger
excès de ce sel.
Verser 1 cm de hauteur de solution de sulfite dans un autre
tube à essais, puis 10 gouttes d'acide sulfurique dilué et environ 1 cm de hauteur d'eau.
Verser 1 cm de hauteur de solution de nitrate de baryum
dans chacun des 2 tubes à essais. Comparer les précipités
harytiques.
10" Verser 1 cm de hauteur de solution de sulfite dans un
tube à essais, puis 1 cm de hauteur de solution d'hypochlorite.
Vérifier la formation de sulfate en opérant comme au 9".
11" Verser 1 cm de hauteur de solution de sulfate ferreux
dans un tube à essais, puis 1 cm de hauteur de solution d'hypochlorite.
Verser quelques gouttes de solution de soude dans le tube.
12" Verser 1 cm de hauteur de solution de sulfate ferreux
dans un tube à essais, puis 1 cm de hauteur d'acide nitrique ;
porter le mélange à ébullition (attention aux projections !).
Verser une solution de soude jusqu'à apparition du précipité rouille.
Produits chimiques.
Zinc en grenailles
Cuivre en tournure
Fer en limaille
Fusain
Soufre en fleur
Dioxyde de manganèse
(grain ou poudre)
Carrés de papier filtre
(3/3 cm)
Acide sulfurique dilué (1 vol. H&OI,
4 vol. H,O)
Acide chlorhydrique pur - concentré
Acide nitrique pur - concentré
Solution de soude (lessive pure 1 vol.,
eau 1 vol.)
Acide sulfurique pur, concentré
Sol. permanganate, 1/5 ion g/l
Eau de chaux saturée, fraîchement préparée
Sol. nitrate de baryum 1/5 ion g/l.
Sol. hypochlorite 10 cl
Sol. d'indigo 2 g/l
Sol. sulfate ferreux 1/5 ion g/l
Sol. sulfite de sodium 1/5 ion g/l
Objet de la manipulation.
Détermination du nombre de molécules d'eau contenues
dans une molécule de sulfate ferreux hydraté.
Principe.
On calcule la masse de sel anhydre contenue dans une
masse connue de sel hydraté après avoir déterminé, à l'aide
d'une solution 0,100 N de permanganate la normalité d'une
solution de ce sel préparé pendant la séance.
La manipulation comprend 2 parties :
1" Préparation d'une solution de sulfate ferreux, environ décinormale.
2" Détermination de la normalité exacte de cette solution à l'aide d'une solution 0,100 N de permanganate.
1
PARTIE.
a) Peser par double pesée 8,O g de sulfate ferreux hydraté ;
il ne doit y avoir ni cristaux rouille, ni cristaux blancs.
b) Verser dans le verre gradué environ 100 cma d'eau distillée et un tube à essais d'acide sulfurique, puis les cristaux ;
faciliter la dissolution avec un agitateur. Verser la solution dans
une fiole jaugée de 250 cma ; rincer le verre et l'agitateur à
l'eau distillée ; faire passer les eaux de rinçage dans la fiole
jaugée ; verser dans cette fiole de l'eau distillée jusqu'au trait
de jauge ; bouche la fiole. Rendre la solution ferreuse homogéne avec soin.
2ms PARTIE.
Rincer la burette avec un peu de solution de permanganate et la remplir avec cette solution.
Rincer la pipette, en aspirant le liquide, avec un peu de
solution de sulfate ferreux placée dans un verre que l'on aura
préalablement rincé avec cette solution.
Prélever, avec la pipette, dans le verre 10 cma de solution ;
les laisser couler dans l'erlenmeyer de 250 cm8 ; ajouter dans
ce vase environ 75 (??) cms d'eau distillée. Laisser couler la
solution de permanganate jusqu'8 ce que Ie liquide du vase
devienne rose pile ; cette couleur doit rester stable pendant 1 minute.
Faire un essai rapide et plusieurs essais précis (3).
Remarques.
1" L'acide sulfurique ajouté à l'eau pour la dissolution du
sulfate ferreux est, en général, en quantité suffisante pour que
la réaction d'oxydo-réduction ne donne que des ions manganeux.
Si un précipité brun apparaissait en cours de dosage, on ajouterait quelques gouttes d'acide sulfurique.
2" Noter la coloration jaune clair de la solution juste avant
le virage, elle est due aux ions ferriques. Si l'on n'avait pas
beaucoup dilué la solution ferreuse, les ions ferriques donneraient une teinte assez foncée pour fausser la fin de la réaction.
3" L'équation de réaction d'oxydo-réduction ion ferreux,
ion permanganate peut s'écrire :
8 H+ + MnOi + 5 Fe" -, Mn++ 5 Fe+++ 4 H20
Pour avoir cette réaction, il faut ajouter des protons.
Ils sont fournis par l'acide sulfurique.
+
+
Calculs.
Calculer la normalité exacte de la solution de sulfate ferreux.
Calculer la masse de sel anhydre contenue dans les 8,O g
de sel cristallisé.
Calculer le nombre de molécules d'eau de cristallisation,
sachant que ce nombre est entier.
1 Trébuchet au 1/2 cg.
1 Boite plexiglas pour placer les 8 g de sel.
1 Spatule inoxydable.
1 Boite de poids, pince Brucelle.
1 Burette de 50 cmS graduée en 0,l cm3, fermée par caoutchouc et pince.
1 Support pince caoutchouc, pied en U ou V.
1 Pipette 10 cmS, 2 traits.
1 Erlenmeyer étroite ouverture de 250 cm8.
2 Verres, à expériences, sans pieds, gradués, de 100 cmu
2 Tubes à essais.
1 Carafe de 1 litre d'eau distillée (avec bouchon verseur).
1 Agitateur micro-spatule en acier inoxydable.
1 Fiole jaugée de 250 cmY,avec bouchon de caoutchouc.
1 Bocal bouché de 50 cms contenant FeSO, crist.
1 Flacon 100 cmS à bouchon verseur, pour H.SO4.
1 Flacon 100 cms bouché, pour Mn04.
Produits chimiques.
Sulfate ferreux pur pour analyse en cristaux très petits.
Solution 0,100 N de permanganate de potassium.
Acide sulfurique. Acide commercial dilué dans son volume
d'eau.
PROPRIETES COMPAREES DES IONS HALOGENURES
Evolution des propriétés chimiques des éléments d'une colonne de la classification périodique avec le numéro atomique.
Objet de la manipulation.
Etude de la solubilité des halogénures.
Propriétés oxydantes comparées des halogénures.
1.
- Formation
d'halogénures insolubles.
a) Halogénure d'argent.
Faire .agir quelques gouttes de nitrate d'argent (en milieu
légèrement nitrique) sur des solutions de fluorure, chlorure,
bromure et iodure de sodium (ou de potassium).
Noter l'aspect des précipités éventuellement obtenus.
Etudier leur solubilité dans l'ammoniaque.
b) Halogénure de plomb.
Le réactif utilisé est le nitrate de plomb en solution. On
procède comme en a ) .
Conclusions ?
II. - Oxydation des haloghures.
2X--,
X, + 2 e -
(X- = F-, Cl-, Br-, 1-1
L'oxydant que l'on utilise est le permanganate de potassium
en milieu sulfurique.
Dans un Erlenmeyer, introduire la solution d'halogénure ;
ajouter une solution N/lO de permanganate de potassium et
de 1'~cidesulfurique (N). Chauffer très légèrement pour favoriser le dégagement de l'halogénure en petite quanfité.
- Dans le cas d'un fluorure, un papier indicateur de pH
montre qu'il se degage un gaz à caractère acide : FH.
- Avec le chlorure, on caractérise un dégagement de chlore
par décoloration d'un papier filtre imprégné d'une solution
d'indigo (ou bleuissement d'un papier à iodure de potassium
emploi d'amidon).
- Avec le bromure : dégagement de vapeurs rouges qui
font rosir un papier à la fluorescéine (formation d'éosine, dérivé
tétrabromé de la fluorescéine).
- Avec l'iodure : vapeurs violettes colorant en bleu un
papier à I'empoi d'amidon.
Mn04- + 8 He
5 e- + 4 H,O
Mn*
2 X - + Z f 2e-
+
1
d'où 2 (Mn0.)-
+
+
+ 16 H+ + 10 X- + 5 Xp + 2 Mn" + 8 H a .
Dans le cas d'un fluorure, il s'agit simplement de l'action
de ions H+ sur l'ion F-).
III. - Propriétés oxydantes des halogines.
a) Action de l'eau de chlore sur un bromure, et sur un
iodure :
chlorure : aucune action (de même sur fluorure) ;
bromure : coloration jaune disparaissant par excès de
réactif. En opérant en présence de chloroforme, le
brome libéré se rassemble dans le chloroforme ;
iodure : libération d'iode. En opérant en présence de
chloroforme, l'iode se dissout dans le chloroforme
(coloration violette).
b) Action de l'eau de brome : réagit seulement sur les
iodures en libérant l'iode.
Conclusion : L'électronégativité des halogènes décroît du
fluor à l'iode.
CL
Clz
Br2
f
Br-
+ 2 1+ 21-
+
-+ Ia
+ Ia
f
+ 2 Cl-
es réactions inverses sont
impossibles.
+2Br-
Remarques.
Les dégagements de chlore, brome ou d'iode étant peu importants et caractérisés par des méthodes sensibles, les élèves ne
peuvent être incommodés.
- Le chloroforme (très difficile à enflammer) utilisé pour
rassembler brome ou iode présente beaucoup moins d'inconvénients que benzène ou sulfure de carbone. CClr beaucoup trop
toxique est à rejeter.
OXYDO-REDUCTION. ECHANGE ELECTRONIQUE
1.
- Montage.
Verser simultanément :
dans la branche gauche, par exemple, une solution de
bichromate de potassium sulfurique,
dans l'autre branche, une solution d'iodure de POtassium.
Entre les deux : coton de verre imprégné de chlorure de
potassium.
780
HUL1,ETIN D E L'UNION DES PHYSICIENS
Prévoir :
un milliampèremètre (calibre 10 ou 100 milliampères),
un interrupteur,
deux électrodes de platine (peut-être 2 lames d'acier
inoxydable seraient-elles suffisantes, ou 2 électrodes de graphite.
Essai à Paire).
II.- Expérience.
A - Fermer l'interrupteur.
Noter l'intensité au cours du temps. Construire 1 (t).
Agiter avec précaution l'iodure pour que l'intensité reste
quasi-constante.
Un temps de l'ordre de 30 mn semble suffisant. La teinte
de l'iode est très nette.
Le graphe 1 (t) permet de déterminer Q.
B - Quand on a terminé cette première partie, verser le
mélange iode - iodure dans un bécher, et le titrer par du thiosulfate décinormal.
Soit v le volume de thiosulfate pour décolorer l'empoi
d'amidon ajouté en fin de dosage.
- Interpr8tation.
III.
A - Pile.
Electrons a: comptés » par l'ampèremètre :
CrzO,P- + 6 e + 14 H+ .
2 C f + + 7 H20 ; 2 1- . . . 1, + 2 e
Nombre de moles d'électrons libérées par l'iodure :
.
. ..
x=-
Q
96 590
B
- Dosage
redox.
+ 2 e ....
.. . .
21S,Oo'- 2 e
L'iodure ayant été ramené à son état initial, le nombre de
moles d'électrons libérés par le thiosulfate est égal à x.
1,
2 S30sP-
+
v
1
v cma de thiosulfate décinormal ont libéré : x = -- -1000 10
moles d'électrons. On peut ainsi vérifier à quelques % près
l'égalité des deux valeurs de x ainsi trouvées.
Exemples de valeurs num&riques.
i = 40mA
t = 30mn
Q=
40
30 60
1O"
= 72 IO-'
... d'où
...
v = 7,2 cm3
Précautions.
Prendre des solutions assez concentrées (bonne conductibilité).
Electrodes les plus longues possibles.
Tube en U assez court.
mA le moins résistant possible.