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DEPARTEMENT PARAMEDICAL

Formation de bachelier en Biologie Médicale1ère année. CHU-B36/ Tour 4 / Bureau 4/35 Avenue de l'Hôpital, 1, B-4000 LIEGE Tél. : 04 / 366 43 70 / Fax : 04 / 366 43 74 Email : [email protected] Website : www.biomedcharlemagne.be

Notes de laboratoire de chimie générale 2007-2008

Steve Gillet, D. Sc. Email : [email protected] Website : http://perso.latribu.com/shagar/steve

Avant propos et bibliographie.

Avant propos et bibliographie.

Gillet Steve, D.Sc. -II-

Avant propos Ces notes sont vouées, je l’espère, à évoluer au fils des ans, pour faciliter la

compréhension et mieux répondre aux attentes des étudiants qui devront participer à ces

laboratoires dans les années à venir (ce qui ne sera pas, je l’espère, votre cas). Pour y

parvenir, toutefois, j’espère pouvoir compter sur vos remarques (constructives) au cours

et/ou à la fin de cette année. Remarques qui peuvent concerner différents points tels que :

contenu, forme, illustration, format, erreurs éventuelles, clarté (ou pire, absence de clarté),

pertinence, précisions, etc.

Bibliographie Ces notes sont largement inspirées des notes de laboratoire de chimie générale de

- Mme Houard

- M. J. Pottier et M. Gabelica-Robert pour le cours de J.-F. Desreux (ULG)

- N. Van de Wiele (Lycée les Eucalyptus – Nice)

Introduction

Introduction.

But des travaux pratiques - Aider l’étudiant à acquérir les techniques de base nécessaires au travail de

laboratoire.

- L’amener à observer soigneusement les phénomènes et à en proposer des

interprétations cohérentes.

- L’amener à réfléchir, à concevoir un appareillage, un mode opératoire, une

expérience.

- Illustrer et mieux faire comprendre les grands principes de la chimie en faisant

référence au cours.

Organisation du travail

Avant la séance de laboratoire

Pour tirer profit au maximum des travaux pratiques, l’étudiant préparera lui-même le

laboratoire en revoyant dans le cours, ou dans un autre ouvrage, la matière faisant l’objet de

la séance de laboratoire.

Au laboratoire

- Au début de chaque séance de laboratoire, le responsable donnera brièvement

quelques explications pratiques (danger de certaines manipulations, initiation à

certaines techniques, etc.) nécessaires pour mener à bien le travail de la séance. Il

mettra l’accent sur les principes illustrés.

- Ensuite, l’étudiant réalisera les manipulations décrites dans les notes de laboratoire.

- L’étudiant lira en entier le mode opératoire ou la description de l’expérience ainsi que

les informations techniques et les précautions à prendre.

- L’étudiant notera soigneusement les observations faites et il attendra suffisamment

longtemps avant de conclure qu’il n’y a aucun phénomène particulier. D’autre part,

lorsqu’il devra faire des observations simultanées, il marquera les divers tubes à

essais (ou autres récipients) au moyen d’étiquettes ou d’un crayon spécial. Enfin, il

proposera une interprétation cohérente aux observations faites.

- Dans d’autres cas, il devra réfléchir à la conception d’un appareillage, à la méthode la

plus adéquate pour préparer une substance ou pour analyser une solution ou une

substance.

Gillet Steve, D.Sc. -1-

Introduction.

- Au fur et à mesure du déroulement de la séance des laboratoires, les étudiants

rédigeront un rapport contenant toutes les observations faites qui permettront

d’interpréter les résultats obtenus et de tirer des conclusions.

Cahier de laboratoire

- A remplir avec soin.

- Y noter :

o Les observations faites au cours du laboratoire.

o Les interprétations proposées.

o Les réponses aux questions posées au cours de la manipulation.

o Les autres renseignements : calcul du rendement, etc.

o Les informations complémentaires données par le responsable.

Le rapport de laboratoire

L’étudiant aura une semaine pour rendre son rapport, c'est-à-dire qu’il devra rendre le

rapport de la séance X à la séance X+1. En cas de retard, des pénalités seront comptées

suivant le barème : -2 par jour (ouvrable) de retard. Une note maximale de 5/20, si le rapport

est remis avec 5 jours ouvrables de retard, et 0/20 si le rapport n’est pas rendu. Aucune

excuse, même « valable » ne sera acceptée.

La note qui sera rendue à l’étudiant avec la correction de son rapport (un rapport par

groupe de deux) ne représentera que la note liée aux calculs, présentation des résultats, etc.

Cette note pourra être affectée de boni, ou de mali, en fonction de la façon de travailler. La

note « finale », ainsi obtenue, étant personnelle, elle ne figurera pas sur les rapports, par

contre, c’est cette note « finale » qui sera prise en compte pour la cote globale.

Il n’est pas nécessaire de dactylographier le rapport, par contre, il doit être rédigé

avec soin. L’étudiant disposant d’une semaine pour le rédiger, il lui est conseillé de ne pas

attendre la dernière minute pour ce faire. Les ratures, et correcteurs (tipex) sont à utiliser

avec parcimonie. L’orthographe est une preuve de politesse. L’erreur étant humaine, il est

admis que des fautes puissent se glisser dans le rapport, il est toutefois demandé à l’étudiant

de faire un effort à ce niveau.

Que mettre dans les rapports ? :

- Un résumé du principe (pas besoin de tout recopier, juste l’essentiel : but, équations,

schéma).

- Un résumé du mode opératoire (là aussi, pas besoin de me recopier le mode

opératoire, connu du responsable, puisque c’est lui-même qui l’a rédigé).


Introduction.

NB : Il est conseillé de rédiger ces deux parties AVANT de venir à la séance (X) de

laboratoire qui y est liée, l’étudiant saura ainsi ce qui l’attend.

- Les modifications éventuelles apportées au mode opératoire.

- Les pesées, mesures et observations (pertinentes).

- Les calculs.

- Les remarques personnelles.

- Des exercices dans le thème du laboratoire.

Notes de laboratoire

Les notes de laboratoire comportent les parties suivantes :

- Des indications générales relatives à la sécurité, à certaines techniques de

laboratoire, aux substances et aux solutions utilisées.

- Une série de manipulations illustrant certaines matières importantes du cours :

équilibres, oxydo-réduction, pH, gaz parfait, etc.

Indications générales

Sécurité au laboratoire

Les remarques suivantes sont applicables au travail de laboratoire en général et

doivent faire l’objet de l’attention particulière des étudiants.

- Dans un laboratoire, on peut être amené à manipuler des produits dangereux et

nocifs. On peut cependant y travailler en toute sécurité à condition de prendre les

précautions voulues (demander l’avis des responsables, si nécessaire).

- Pour obtenir le maximum d’informations, l’étudiant lira et méditera les prescriptions

reprises dans le document en annexe de ces notes.

Nous en soulignons toutefois déjà en certains points particulièrement essentiels :

- Prévenir les responsables dès que quelqu’un est victime d’un accident ou dès qu’un

incident se déclare au laboratoire. Ainsi, il faut signaler aux responsables toute

coupure, toutes brûlure, etc. Le responsable appréciera la gravité du dommage et

prendra les mesures qui s’imposent.

o Brûlure par les acides :

Rincer immédiatement et abondamment avec l’eau courante.

Rincer avec une solution de bicarbonate sodique pour neutraliser

l’acide restant.

o Brûlure par les bases :

Laver à l’eau courante.


Introduction.

Rincer avec une solution saturée d’acide borique.

- Porter une blouse au laboratoire (le nylon, trop inflammable, est à proscrire).

- Porter des lunettes de sécurité.

- Si malencontreusement quelqu’un reçoit des projections d’un liquide dans l’œil, il doit

se laver immédiatement l’œil atteint en utilisant la douche oculaire.

- Beaucoup de produits sont des poisons : il faut veiller à ne jamais ingérer, ni porter à

la bouche des produits solides ou en solution, ni respirer des gaz toxiques. Il faut se

laver les mains dès qu’on a touché un produit chimique.

- Il est strictement interdit : o D’emporter quoi que ce soit du laboratoire (les responsables sont chargés de

veiller à l’application de ce point).

o De fumer, manger, boire et se maquiller dans le laboratoire.

o De courir, se bousculer, jouer, etc.

- La propreté étant une garantie de sécurité, il importe :

o De maintenir propre sa table de travail. Les produits renversés doivent être

neutralisés ou dilués suffisamment avant d’essuyer avec une éponge ou un

torchon.

o De ramasser les morceaux de verre avec une brosse ou un balai avant

d’utiliser le torchon pour éviter les coupures.

o De ne jeter dans l’évier aucun objet susceptible de le boucher.

o De ne jeter aucun produit polluant (solide, liquide ou solution) dans l’évier ou

dans la poubelle, mais d’utiliser les flacons prévus pour leur récupération (en

cas de doute, demander l’avis des responsables).

o De ne pas conserver des solutions acides et des produits corrosifs dans les

armoires.

o De remettre en ordre le matériel, la table et la hotte après chaque séance de

laboratoire (veiller notamment à ce que l’arrivée de gaz des becs bunsen soit

coupée).

o La préparation ou la manipulation des réactifs toxiques ou corrosifs et de leurs

solutions se fait exclusivement sous la hotte (en s’assurant auparavant que la

ventilation fonctionne).

o Il faut éviter des projections de produits corrosifs (généralement les solutions

concentrées de bases et d’acides) sur la peau et les vêtements. Si cet

incident survenait, laver immédiatement l’endroit atteint avec une grande

quantité d’eau.


Introduction.

Produits chimiques à la disposition des étudiants

Un certain nombre de substances chimiques sont à la disposition de tous les

étudiants et sont placés sur une table prévue à cet effet. D’autres produits se trouvent sur les

étagères de chaque table de travail.

Ces produits doivent :

- Rester à la place qui leur est destinée : les flacons contenant les produits communs

ne doivent pas être emportés sur les tables de travail sauf les solutions concentrées

d’acides et de bases qui doivent être manipulées sous hotte, puis rapportées

immédiatement.

- Rester propres et ne pas être contaminés par des impuretés de quelque nature que

ce soit.

- Les flacons contenant les produits doivent être rebouchés immédiatement après

usage. On veillera à ne pas intervertir les bouchons.

Prélèvement des liquides

Lorsqu’on prélève un liquide ou une solution, on prélève

généralement la quantité nécessaire de ce liquide ou de cette

solution au moyen d’une éprouvette graduée propre. Le

responsable montrera comment procéder pour verser un liquide

à partir d’un récipient en utilisant une tige de verre.

Après avoir prélevé d’un flacon la quantité voulue de

substance, il faut le refermer immédiatement en évitant toute

inversion de bouchon (bis repetita placent).

Il ne faut jamais tenir un flacon par le col, mais bien par

le corps, en prenant soin de saisir, dans le creux de la main, le

côté du flacon portant l’étiquette. Si tout le monde procède de

cette façon, personne ne courra le risque de recevoir un liquide

corrosif sur les mains en empoignant un flacon.

Suivant la précision demandée, on peut parfois être

amené à prélever un liquide au moyen d’une pipette graduée.

Mesure des volumes des liquides

Il est important de ne jamais utiliser de liquides chauds dans la verrerie jaugée ou

graduée.

Il est évidemment interdit de prélever avec une pipette, « à la bouche », des solutions

dangereuses (acides ou bases concentrées, par exemple).


Introduction.

Pour mesurer sans grande précision des volumes de liquide, on se sert d’éprouvettes

graduées. Lorsqu’on désire une meilleure précision, on utilise

d’autres récipients (burettes, pipettes, etc.).

L’eau, les solutions aqueuses et la plupart des liquides

utilisés au laboratoire présentent un ménisque concave. Dans la

lecture des volumes de tels liquides, il faut que la direction

d’observation soit tangente au bas du ménisque du liquide. Pour

faire la lecture, il peut être avantageux de placer un morceau de

papier (de couleur foncée) de façon tangente au bas du ménisque.

Généralement (sauf lors de titrages), les volumes prélevés

au moyen d’une éprouvette graduée sont suffisamment précis pour

les expériences décrites dans les notes. Toutefois, il conviendra de choisir judicieusement la

contenance de l’éprouvette graduée utilisée (ne pas prendre une éprouvette de 500 ml pour

prélever 1 ml par exemple).

Mesure des masses

La pesée, c'est-à-dire la mesure d’une masse par rapport à des masses étalons au

moyen d’un trébuchet, peut s’effectuer de deux façons différentes :

- Simple pesée :

o Peser (tarer) le récipient dans lequel on va introduire la substance à peser.

o Introduire la quantité voulue de produit difficulté dans l’enlèvement complet

de la substance lorsque la manipulation ne peut s’effectuer dans le récipient

utilisé.

- Double pesée :

o Peser une quantité suffisante de substance dans un pèse-substance.

o Verser la quantité désirée de l’échantillon du pèse-substance directement

dans le récipient où va se faire la réaction avec le plus de précaution possible.

o Peser à nouveau le pèse-substance.

o La différence entre les deux pesées donne la valeur de la prise d’essai.

Certaines règles doivent être parfaitement assimilées avant l’utilisation des balances :

- Ne jamais dépasser la charge maximale permise.

- Signaler la moindre anomalie de fonctionnement.

- Maintenir la balance très propre.

- Les objets à peser doivent être d’une parfaite propreté, bien secs et en équilibre

thermique avec la balance (température ambiante du laboratoire).


Introduction.

- Aucune substance ne peut être déposée directement sur le plateau. Utiliser des

verres de montre, des berlins, des pèse-substances, des capsules, etc. et à la

rigueur, une feuille de papier.

- La pesée terminée, ne pas laisser la balance inutilement en charge.

- Inscrire directement le résultat de toute pesée dans le cahier de laboratoire.

Solutions d’acides et de bases utilisées au laboratoire

Solutions concentrées :

HCl = 12 M HNO3 = 14 M H2SO4 = 18 M NH3 = 15 M

Prélèvement des solides

Lorsqu’on prélève un solide, il faut se servir uniquement d’une spatule propre et

sèche. Si le flacon contient une spatule, il faut l’utiliser et la remettre immédiatement dans le

flacon après utilisation. Pour introduire un solide dans un tube à essais ou un ballon, on

utilisera éventuellement une feuille de papier pliée en deux.

Pour éviter de contaminer les produits solides, et les solutions, on ne reversera jamais dans le flacon l’excès éventuel prélevé (d’où l’importance de mesurer

convenablement les quantités prélevées).

Comment procéder pour chauffer des solutions, des solides, etc. ?

Chauffage direct

- Pour chauffer un liquide, on utilise un récipient à parois minces (bécher, ballon à fond

rond, etc.) mais jamais un récipient à parois épaisses (flacon laveur, etc.) sauf s’il est

en pyrex.

- On ne chauffe jamais la verrerie jaugée ou graduée.

- A l’exception du tube à essais que l’on peut chauffer directement dans la flamme nue,

un récipient en verre sera chauffé en le protégeant du contact direct de la flamme par

une toile métallique qui répartit la chaleur. Il faut chauffer modérément au début, puis

élever la température progressivement en augmentant la flamme du bec bunsen.

- La capsule en porcelaine peut être chauffée directement sur la flamme, si elle

contient un liquide (en chauffant modérément au début). Dans les autres cas,

intercaler une toile métallique.


Introduction.

- Un creuset en porcelaine sera chauffé en utilisant un triangle pour le suspendre dans

la flamme.

Chauffage indirect par bains

- Avantages :

o Chaleur mieux répartie.

o Température constante.

- Inconvénients :

o Moins rapide.

o Moins pratique.

- Bain d’eau :

o Marmite ou bécher remplir d’eau que l’on chauffe directement (sur toile si il

s’agit d’un bécher en verre) dans lequel on place le récipient (ballon)

contenant le produit à chauffer. Un thermomètre placé dans l’eau permet de

vérifier la température du bain.

o Très pratique lorsqu’on veut fixer une température du bain.

o Permet d’atteindre 95°C à 98°C dans un milieu réactionnel.

- Bain-marie ou bain de vapeur d’eau :

o Bain d’eau bouillante, mais le récipient plonge dans la vapeur d’eau bouillante

(100°C).

o Utilisé lorsqu’on doit chauffer à la température d’ébullition de l’eau pendant

plusieurs heures, l’apport continuel d’eau compense les pertes par

évaporation.

o Application : concentration de solutions aqueuses dans des capsules afin

d’obtenir des cristaux.

- Bain d’huile :

o Marmite d’huile chauffée dans laquelle plonge le récipient.

o Les températures atteintes sont fonction de l’huile utilisée.

- Bain de sable :

o Plateau métallique contenant du sable et chauffé directement.

o Permet d’atteindre des températures élevées (>300°C), mais difficile à régler.

o De 100 °C à 200°C, il peut remplacer le bain d’huile.

o Il faut prendre la peine de vider chaque fois le sable afin d’introduire le ballon

et de le situer à un cm du fond du plateau. Avant d’avoir atteint la température

d’équilibre, la différence de température entre le fond et la surface du bain est


Introduction.

marquée introduire le thermomètre au niveau du milieu du mélange

réactionnel.

Précautions à prendre lorsqu’on chauffe un liquide dans un tube à

essais

Lorsqu’on chauffe un liquide dans un tube à essais, il peut se produire des

projections de liquide bouillant. Pour éviter tout accident, il faut prendre les précautions

suivantes :

- Ne jamais tourner l’ouverture d’un

tube à essais vers soi ou vers une

autre personne.

- Pour faire bouillir un liquide, veiller à

ce que ce dernier n’occupe que le

quart du volume du tube.

- Maintenir le tube à 45° par rapport à la

flamme du bec bunsen au moyen

d’une pince en bois.

- Chauffer le tube sur toute sa hauteur en le déplaçant dans la flamme.

- Agiter continuellement le contenu du tube.

On peut aussi fixer le tube sur un statif au moyen d’une pince et chauffer le tube

(incliné à 45°) avec une petite flamme que l’on promène sur la partie du tube contenant le

liquide.

Informations sur le verre et le travail du verre

Introduction

Les verres sont des solides non cristallins qui s’obtiennent généralement par

refroidissement de liquides très visqueux ; ils présentent la rigidité caractéristique des solides

et une dureté analogue.

Contrairement aux solides cristallins, les verres ne possèdent pas de point de fusion

net. Le passage de l’état solide à l’état liquide est progressif et correspond à une diminution

progressive de la viscosité du système. C’est à cette propriété qu’est due la possibilité de

travailler le verre.

Parmi les verres rencontrés fréquemment au laboratoire, il y a :


Introduction.


- Le verre ordinaire, formé de silicates doubles de calcium et de sodium (il s’obtient

par fusion de SiO2, Na2CO3, CaCO3, etc. vers 1400°C). Le verre ordinaire présente

l’avantage de pouvoir être travaillé à une température assez basse. Par contre, son

coefficient de dilatation est malheureusement suffisamment élevé pour le rendre

fragile vis-à-vis des variations brusques de température.

- Le verre pyrex (ainsi que le verre Iena), constitué de silicates doubles de calcium et

de potassium et qui contient, en outre, de l’Al2O3 et du B2O3. Son coefficient de

dilatation est beaucoup plus faible que celui du verre ordinaire, lui conférant la

capacité de supporter mieux les brusques variations de température. Par contre, il ne

peut être travaillé qu’à des températures nettement supérieures à celles requises

pour travailler le verre ordinaire.

Précautions à prendre lors du travail du verre

- La flamme du brûleur doit être parfaitement visible pour éviter de s’y brûler.

- Éviter de travailler à proximité d’une source possible de projections d’eau (ex. : évier

de lavage, robinet, etc.) qui pourraient provoquer le bris de la pièce travaillée.

- Lors de l’introduction d’un tube de verre dans un bouchon perforé, on risque de briser

la pièce de verre et de se blesser. On aura donc soin de procéder de la façon

suivante :

o Utiliser un perce-bouchon bien aiguisé pour pratiquer dans le bouchon une

ouverture adaptée au diamètre du tube de verre, dont on aura préalablement

bordé les extrémités. Ajuster le diamètre du trou au diamètre du tube et

enlever les débris de bouchon à l’aide d’une lime ronde.

o Pour introduire le tube, le saisir le plus près possible du bouchon et le faire

entrer en le faisant tourner. S’entourer les mains d’un linge ou porter des

gants. On facilite grandement l’introduction du tube en le recouvrant d’une

pellicule de glycérine (ou même d’eau). La glycérine étant soluble dans l’eau,

elle peut être facilement enlevée par rinçage du tube à l’eau. Ne jamais forcer.

- Le verre refroidissant lentement, déposez les pièces de verre travaillées à la flamme

sur une toile (attention aux brûlures).

- Eviter de toucher un tube de verre qui vient d’être chauffé ou qui n’a pas été bordé

(arrêtes vives et coupantes).

Manipulations

Couper un tube de verre :

- Placer le tube à plat sur une table de travail.

Introduction.


- Faire un trait de lime (triangulaire) bien net à l’endroit requis.

- Rompre le verre en appuyant avec les deux pouces de chaque côté du trait de lime.

- Remarque : Pour les tubes de fort calibre, le trait de section sera plus profond et fera

le tour du tube.

Border ou roder un tube de verre :

- Chauffer les bords de la section du verre coupé dans la flamme chauffante du

brûleur, jusqu’à ramollissement du verre de manière à supprimer les arêtes vives

bords arrondis

Courber un tube de verre :

- Équiper le bec bunsen d’un élargisseur de flamme (papillon).

- Placer le tube dans la partie la plus chaude de la flamme.

- Faire tourner le tube sur son axe de façon à ce que tout le périmètre du tube soit

chauffé uniformément.

- Quand la partie chauffée du tube est bien ramollie, la flamme devient jaune et le tube

se déforme facilement.

- Retirer le tube de la flamme et le couder à l’angle voulu en évitant tout étranglement.

Effiler ou étirer un tube de verre :

- Procéder identique au précédent jusqu’au moment où le tube est retiré de la flamme.

- Étirer à ce moment, le tube au diamètre désiré (sans précipitation).

Perçage des bouchons :

- Choisir un bouchon de calibre un peu supérieur à l’orifice qu’il doit fermer.

- Ramollir le bouchon en le pressant régulièrement dans un presse bouchons, ou en le

faisant rouler sur la table tout en le comprimant avec une planche de bois, ou encore,

en le roulant sur le sol, sous la semelle.

- Percer un trou de diamètre un peu inférieur au diamètre du tube.

- Faire pénétrer légèrement le perce-bouchons au centre d’une face. Si la direction est

bonne, enfoncer progressivement par un mouvement de rotation lent et continu

jusqu’à mi-hauteur environ.

- Retirer le perce-bouchons et opérer de la même façon par l’autre face (avec

l’habitude, on peut percer convenablement un bouchon en une seule fois).

- Enlever les bavures à l’intérieur du trou à l’aide d’une lime ronde (et ajuster

éventuellement à la dimension requise).

Séances

Séances.

1ère séance : Premier contact avec le travail de laboratoire Le but de cette séance est de mettre l’étudiant en contact avec les quelques

techniques couramment utilisées dans un laboratoire. La première manipulation a pour but

de faire découvrir à l’étudiant les différentes possibilités d’utilisation d’un bec bunsen. Les

manipulations, quant à elles, 2 à 5 illustrent diverses techniques utilisables pour séparer les

constituants d’un mélange et obtenir une substance pure.

Utilisation du bec bunsen

Le bec bunsen est un brûleur à gaz ; il permet

d’obtenir une température assez élevée par la combustion

d’un mélange gaz / oxygène de l’air. Le gaz habituellement

utilisé est le gaz naturel, dont la composition est la

suivante : 82,4 % méthane, 15.4 % azote et 2,2 % éthane.

Bien que la géométrie puisse différer un peu d’un

modèle à l’autre, en règle générale, un bec bunsen se

compose : (1)

(2)

(3)

(4)

- D’un pied fixe, portant une arrivée (1) de gaz, dont

le débit est régulé par un pointeau (2).

- D’une cloche (3) munie d’une entrée d’air dont

l’admission peut être ajustée

- D’une tuyère (4) solidaire de la cloche, dans

laquelle se fait le mélange du gaz et de l’air.

Manipulation 1

- Examiner les différentes parties du bec bunsen et les décrire.

- Fermer l’arrivée d’air et enflammer le gaz au dessus de la cheminée. Placer une

capsule en porcelaine quelques secondes dans la flamme.

o Quelle est la couleur de la flamme ?

o Quelle est la couleur de la capsule après passage dans la flamme ?

o Quelle est la nature de la substance déposée ?

o Comment se forme ce dépôt ?

o Pourquoi se forme-t-il quand on ferme l’arrivée d’air du bunsen ?

- Ouvrir progressivement le système permettant l’admission d’air.

o Qu’observe-t-on quant à la couleur de la flamme ?

- Répéter l’expérience en plaçant la capsule dans la flamme.


Séances.

o Observe-t-on toujours un dépôt important sur la capsule ?

o Pourquoi ?

- Lorsque trois cônes sont bien distincts dans la flamme, introduire très rapidement une

allumette, successivement dans le cône central et dans un des cônes extérieurs.

o Quelle observation faites-vous ?

o Quelle en est votre interprétation ?

o Que peut-on en conclure quant aux températures relatives des différentes

parties de la flamme ?

Mise en œuvre de certaines méthodes utilisées pour l’obtention

d’une substance pure

Manipulation 2 : Mélange de solides

- Sous la hotte, introduire quelques grammes d’un mélange sable-iode au fond d’un

erlenmeyer. Sur celui-ci, disposer une capsule en porcelaine propre, contenant un

peu de glace. Observer le système durant 1 à 2 minutes. Ensuite, chauffer TRÈS

MODÉRÉMENT avec une très petite flamme éclairante l’erlenmeyer sur toile

métallique. Lorsque les phénomènes ne semblent plus évoluer, cesser de chauffer,

enlever la capsule.

o Quelles observations avez-vous faites ?


o Observe-t-on un dégagement gazeux ? Si oui, de quelle couleur ?

o Quelle peut en être la nature ? (Si vous ne pouvez répondre à cette dernière

question, recommencez l’expérience en plaçant dans l’erlenmeyer de l’iode

solide pur au lieu du mélange sable-iode et comparez les résultats).

o Qu’observe-t-on sur le fond de la capsule et sur les parois de l’erlenmeyer ?

o Pourquoi le dépôt de solide a-t-il lieu spécialement à ces endroits ?

Manipulation 3 : Suspension d’un solide dans un liquide

- Dans un bécher de 100 ml, introduire 10 ml d’une solution aqueuse de chromate de

sodium (Na2CrO4) (C° = 0,1 M) ; ensuite ajouter, en agitant, 10 ml d’une solution

aqueuse de nitrate de plomb (Pb(NO3)2) (C° = 0,1 M)

o Quelles observations avez-vous faites ?


o Quel(s) est(sont) le(s) phénomène(s) observé(s) (Dégagement gazeux, odeur,

changement de couleur, précipitation, etc.) ?


Séances.

o Ecrivez les équations rendant compte de la nature des ions présents dans les

deux solutions de Na2CrO4 et Pb(NO3)2, ainsi que de la nature des

phénomènes observés.

Filtrer le précipité sur un papier à mailles larges.

- Dans un bécher de 100 ml, introduire 10 ml d’une solution aqueuse de sulfate de

sodium (Na2SO4) (C° = 0,1 M) ; ensuite, ajouter, en agitant, 10 ml d’une solution

aqueuse de chlorure de baryum (BaCl2) (C° = 0,1 M). Filtrer le précipité sur papier

identique à celui utilisé précédemment. Recommencer la filtration en utilisant un

papier très serré.

o Quelles observations faites-vous ?


o Quel(s) est(sont) le(s) phénomène(s) observé(s) (Dégagement gazeux, odeur,

changement de couleur, précipitation, etc.) ?

o Ecrivez les équations rendant compte de la nature des ions présents dans les

deux solutions de Na2SO4 et BaCl2, ainsi que de la nature des phénomènes

observés.

Informations relatives aux méthodes de séparation d’une suspension

d’un solide dans un liquide.

Au laboratoire, il faut souvent séparer les constituants d’un tel mélange. Pour réaliser

une telle séparation, on recourt essentiellement à différentes techniques :

- La décantation, procédé rapide consistant à laisser sédimenter les particules solides

au fond du récipient et ensuite à incliner soigneusement le récipient pour verser le

liquide et non le solide.

- La filtration, opération qui consiste à séparer notamment un solide d’un liquide à

l’aide d’un filtre constitué par une matière plus ou moins poreuse. Au laboratoire, on

utilise généralement des papiers filtres dont les caractéristiques (composition,

porosité, densité) sont fonctions de l’usage recherché. Le solide que l’on recueille sur

le filtre est appelé précipité et le liquide recueilli après filtration est le filtrat.

- La filtration sur entonnoir de Büchner sous pression réduite. Pour filtrer

rapidement une grande quantité de liquide, on a intérêt à filtrer à la trompe à eau au

moyen d’un flacon à filtration forcée, le dispositif comportant :

o Une trompe à eau, permettant de faire le vide.

o Un entonnoir de Büchner monté sur un flacon à filtration forcée.


Séances.

Sur l’entonnoir, on dépose un filtre rond de mêmes dimensions que les dimensions

intérieures de l’entonnoir. Les trompes à eau sont munies généralement d’une

soupape de sécurité empêchant un retour d’eau dans le flacon de filtration forcée en

cas de baisse de pression de l’eau. Il faut toutefois s’assurer que la soupape de

sécurité fonctionne bien. Généralement, on place un flacon de sécurité entre la

trompe à eau et le matras (flacon de filtration forcée).

Procédé :

On amène le précipité et le liquide dans l’entonnoir. Après avoir éliminé la plus

grande quantité d’eau mère, on laisse entrer l’air dans le flacon en déconnectant la trompe.

Ensuite, on verse dans l’entonnoir un volume de liquide suffisant pour recouvrir

complètement le solide ; on aspire alors le liquide comme précédemment jusqu’à élimination

totale de l’eau mère. On recommence le lavage jusqu’à élimination complète des impuretés.

Note :

Lorsque le solide est grossièrement cristallin, on a intérêt à le tasser dans l’entonnoir.

- Filtration sur plaque en verre fritté sous pression réduite. Cette méthode est

identique à la précédente, si ce n’est qu’on filtre sur un entonnoir ou un creuset muni

d’une plaque de verre fritté. Cette méthode présente l’avantage d’éviter la

contamination du solide par des fibres détachées du papier filtre. Il existe des

plaques de verre fritté de différentes porosités, cette dernière étant indiqué par un

chiffre (de 1 à 5 habituellement). Ainsi, les verres frittés de porosité 1 conviennent

pour séparer des gros cristaux et ceux de porosité 4, des précipités fins.

- La centrifugation. Dans ce cas, on utilise la force centrifuge pour accélérer la

séparation du solide de la phase liquide ; généralement, après centrifugation, le

solide est recueilli sous forme d’un culot (culot de centrifugation) recouvert par le

liquide.


Séances.

Manipulation 4 : Solution d’un solide dans un liquide

L’extraction liquide-liquide.

Dans le cas de l’extraction liquide-liquide, le soluté se répartit entre les deux phases

liquides non miscibles. Le succès de l’extraction liquide-liquide demande d’une part que les

solvants soient inertes vis-à-vis du soluté et d’autre part, que la solubilité relative du soluté

dans les deux solvants en présence soit différente. Dans certains cas, un critère

supplémentaire est le coût su solvant. Quand le choix est possible, on a bien entendu intérêt

à utiliser le solvant le meilleur marché possible.

Utilisation de l’ampoule à décanter.

Pour réaliser une extraction liquide-liquide, on utilise une ampoule à décanter. Cette

ampoule comporte un joint rodé et un robinet qu’il faut graisser modérément avant l’emploi et

dont, au préalable, on vérifie l’étanchéité au moyen d’eau.

L’ampoule étant fixée sur un statif au moyen d’un anneau, on y introduit, par le biais

d’un entonnoir, la solution dont on doit extraire le composé. Pour éviter les pertes

éventuelles par le robinet, il est indispensable de placer au préalable, en dessous de

l’ampoule, un bécher d’une capacité supérieure à celle de l’ampoule et de veiller à ce que le

robinet de l’ampoule soit fermé ! Ensuite, on introduit par la même voie un solvant

d’extraction correctement choisi.

Le bouchon est placé sur l’ampoule et il est maintenu en place au moyen de la

paume de la main droite (ou gauche pour les gauchers). L’ampoule est retournée en

continuant de maintenir le bouchon et dès qu’elle est renversée, il faut ouvrir le robinet au

moyen de la main gauche (ou droite pour les gauchers). L’ouverture du robinet permet de

rétablir la pression atmosphérique dans l’ampoule et d’éviter ainsi le risque de surpression.

Le robinet est ensuite refermé et l’ampoule est agitée 5 à 10 fois pour assurer le mélange

des deux liquides non miscibles. Le robinet est à nouveau ouvert. Ces deux dernières

opérations sont réalisées deux à trois fois.

L’ampoule, dont on a pris soin de refermer le robinet est replacée sur le statif au

dessus d’un bécher. Après quelques secondes, les deux liquides non miscibles se séparent

en deux phases distinctes. La position supérieure ou inférieure des deux phases est

déterminée par la densité des solvants en présence. : la phase la plus dense se retrouve

dans le fond de l’ampoule et la moins dense, dans la partie supérieure (en général, quand

les phases sont constituée d’une solution aqueuse et d’un solvant organique, c’est la solution

aqueuse qui est la plus dense et la solution organique se retrouve au dessus, sauf dans le

cas des solvant chlorés).


Séances.

En cas de doute sur la position d’une phase lors d’une extraction liquide-liquide,

lorsque les deux phases sont distinctes, on peut ajouter dans l’ampoule un certain volume de

l’un des deux solvants utilisés (p. ex. de l’eau), ce qui permet de préciser la nature de la

phase dont le volume grandit (p. ex. la phase aqueuse).

Lorsque la nature des phases est déterminée, on place sous l’ampoule, un

erlenmeyer propre et, au moyen du robinet, on laisse couler la première phase après avoir

enlevé le bouchon. Quand la première phase s’est écoulée, on referme le robinet et on

remplace l’erlenmeyer par un erlenmeyer propre, puis on laisse couler la deuxième phase.

La phase à extraire est replacée dans l’ampoule à décanter avec une nouvelle portion

de solvant extracteur « frais ». Les opérations précédentes sont répétées plusieurs fois. Les

fractions extraites sont mises ensembles et traitées ultérieurement.

A ce stade, quelques remarques s’imposent :

- Il ne faut jamais introduire de liquides chauds dans l’ampoule à décanter en vue

d’une extraction. Certains solvants organiques possèdent une température

d’ébullition très basse et risquent de bouillir dans ces conditions, créant ainsi une

surpression dans l’ampoule.

- Lorsqu’on ouvre le robinet de l’ampoule pour rétablir la pression atmosphérique, il

faut veiller à ne pas diriger la tubulure inférieure de l’ampoule dans la direction de

quelqu’un, au cas où, une projection serait émise hors de l’ampoule sous l’effet de la

surpression.

- La majorité des solvants organiques utilisés lors de l’extraction liquide-liquide étant

inflammables, il faut proscrire la présence de flamme à proximité de la table de

travail.

- Il faut choisir une ampoule de capacité convenable, ni trop grande, ni trop petite. Pour

que l’extraction soit correctement réalisée, il faut que l’ampoule soit remplie au

minimum à la moitié de sa capacité et au maximum aux deux tiers.

- Il est utile de conserver toutes les fractions utilisées jusqu’à l’obtention du produit

désiré car parfois, le produit intéressant peut être transféré dans une autre phase que

celle attendue, à moins qu’il n’y ait eu une erreur dans la détermination de la nature

ou de la position des phases.

- L’extraction liquide-liquide exige, sans exception le port de lunettes.

Les manipulations en elles-mêmes.

- Prélever 25 ml d’une solution d’iode dans l’eau et la verser dans une ampoule à

décanter. Ajouter 25 ml de chloroforme, mettre le bouchon et agiter énergiquement


Séances.

pendant 2 minutes. Retourner l’ampoule en tenant le bouchon et ouvrir le robinet.

Fermer le robinet, redresser l’ampoule, laisser décanter.



o Qu’observe-t-on après la première décantation ?

o Comment distinguer la phase aqueuse de la phase dichlorométhane ?

o Quelle est la couleur de l’iode en solution dans l’eau ? dans le chloroforme ?

- Enlever le bouchon de l’ampoule. En manipulant le robinet, laisser écouler la phase

chloroforme (phase inférieure). Ajouter une nouvelle fraction de 25 ml de chloroforme

à la solution aqueuse (dans l’ampoule) et agiter pendant 2 minutes. Répéter les

opérations mentionnées ci-dessus. Recueillir 1 ml de la solution aqueuse et y ajouter

1 ml d’empois d’amidon et conserver dans un tube à essai.



o Qu’observe-t-on quant à la coloration de la phase aqueuse après la seconde

addition de dichlorométhane ?

o Quel est le rôle de l’empois d’amidon ? (Si cette question reste sans réponse,

ajouter quelques gouttes d’empois d’amidon à 1 ml d’une solution aqueuse

d’iode. Observer et comparer les résultats avec ceux de l’expérience

précédente).

- Procéder de même en ajoutant une troisième fraction de 25 ml de chloroforme.

- Prélever 25 ml d’une solution aqueuse d’iode identique à celle prélevée ci-dessus. Si

trois fractions de chloroforme ont été nécessaires pour réaliser l’extraction

précédente, ajouter une seule fraction de 75 ml de chloroforme. Placer le bouchon

sur l’ampoule à décanter et agiter énergiquement pendant 2 minutes. Retourner

l’ampoule en maintenant le bouchon puis ouvrir le robinet. Fermer le robinet,

redresser l’ampoule et laisser décanter. Enlever le bouchon de l’ampoule, et, en

manipulant le robinet, laisser s’écouler la phase dichlorométhane. Recueillir 1 ml de

la solution aqueuse et y ajouter 1 ml d’empois d’amidon.



o Quelle est la coloration de la solution aqueuse à laquelle on a ajouté de

l’empois d’amidon ? Conclusions quant à la présence ou non d’iode dissous

dans l’eau après l’extraction ?

Questions relatives à la technique utilisée.


Séances.

La technique utilisée est celle de l’extraction. Comparer l’efficacité relative des deux

procédés d’extraction décrits ci-dessus (plusieurs petits volume vs un seul grand volume).

Quels sont les critères à envisager pour le choix d’un solvant permettant d’extraire une

substance dissoute dans un solvant donné ?

Manipulation 5 : Charbon de bois

- Dans un bécher, introduire 20 ml d’une solution aqueuse d’iode. Y ajouter 2 à 3

cuillerées de charbon de bois. Agiter énergiquement au moyen d’une baguette de

verre. Filtrer sur filtre rapide.



o La solution contient-elle encore de l’iode ?

o Si oui, comment pourrait-on l’éliminer complètement ?


Séances.

2ème séance : Détermination indirecte (approximative) de la masse molaire du Mg

Buts

- Détermination indirecte de la masse molaire du Mg.

- Application de la théorie du gaz parfait.

- Calculs stoechiométriques.

- Conversion d’unités.

Principe

- Un certain nombre de métaux, en particulier le Mg réagissent avec les acides pour

donner des sels en dégageant de l’H2, suivant l’équation suivante :

Mg + 2 HCl MgCl2 + H2 ↑

- Le volume d’H2 dégagé par l’action de l’acide sur une masse connue de métal permet

de déterminer la masse molaire du métal. En effet, la masse molaire d’une substance

est égale au rapport de la masse de l’échantillon (m) par le nombre de moles qu’il

représente (n). Ainsi, dans notre expérience, m pourra être déterminé par pesée et n,

par mesure du volume de H2 produit, en appliquant la relation du gaz parfait : P.V =

n.R.T. On pourra donc facilement calculer m / n = MMg (g.mol-1)

Appareillage

HCl dilué

Mg Réci

h

pient d’eau


Séances.

L’appareillage est constitué d’une ampoule à décanter dont le tube est terminé par un

tube effilé (via un raccord en caoutchouc), d’un erlenmeyer de 200 ml, d’un ballon de 500 ml

plein d’eau, tête immergée et d’une cuve à eau munie d’un support percé (non représenté).

Mode opératoire

- Vérifier l’étanchéité de l’appareil : mettre de l’eau dans l’erlenmeyer jusqu’au contact

du tube effilé. Ouvrir le robinet de l’ampoule à décanter et souffler dans le tube que

vous n’avez pas encore immergé dans la cuve à eau. Suite à la pression exercée sur

la surface de l’eau, à l’intérieur de l’erlenmeyer, une partie du liquide va monter dans

le tube de l’ampoule à décanter. Laisser un doigts sur le tube par lequel l’air vient

d’être introduite dans le système et observer si il y a fuite : si le niveau ne baisse pas

dans le tube de l’ampoule à décanter, c’est que l’appareil est étanche. Dans le cas

contraire, couler de la paraffine fondue sur le bouchon, puis recommencer le test

d’étanchéité.

- Avant la manipulation, remplir le tube de l’ampoule à décanter jusqu’en dessous

de la carotte avec de l’eau ainsi que le ballon (sans bulles d’air).

- Introduire dans l’erlenmeyer, le métal à analyser (environ 0.2 g pesés à 0.01 g, plier

les languettes de façon à ce que tout le métal soit bien en contact avec l’acide

lorsque ce dernier sera versé). Refermer l’appareil et verser 50 ml d’acide

chlorhydrique (HCl) dilué (10 ml HCl concentré + 40 ml d’eau). L’acide est introduit

lentement dans l’erlenmeyer (goutte à goutte) en veillant à ce que le tube de

l’ampoule reste rempli, de peur qu’une partie de H2 ne se dégage par l’ampoule.

L’hydrogène dégagé par la réaction est recueilli dans le ballon.

- Lorsque tout le métal a réagi, attendre quelques minutes afin de laisser la T°

s’uniformiser.

- Rincer l’appareil et recommencer deux fois la manipulation.

Mesure de volume d’hydrogène

Quand la manipulation est terminée :

- Mesurer h, c'est-à-dire la distance entre le niveau dans le ballon et le niveau d’eau

dans la cuve.

- Prendre la T° du bain d’eau dans la cuve.

- Boucher le ballon avec la main dans l’eau, retourner le ballon sans laisser passer une

goutte d’eau.

- Mesurer le volume d’eau restant, puis déterminez la capacité totale du ballon, la

différence entre ces deux mesures vous donne : Veau.


Séances.

- Il faut apporter une correction à ce volume V car l’introduction dans l’erlenmeyer d’un

certain volume de réactif (acide) a déplacé un volume d’air équivalent qui est venu

volume d’H2 il faut retrancher du volume mesuré le volume des réactifs :

V(H2) = Veau – Vacide ajouté (avec Vacide ajouté = Vacide total – Vacide restant dans l’ampoule)

Pression de l’hydrogène dans le ballon en fin d’expérience

- La pression à l’intérieur du ballon n’est égale à la pression atmosphérique que si le

niveau de l’eau à l’intérieur du ballon et dans la cuve à eau coïncident. En général, ce

ne sera pas le cas : la pression à l’intérieur du ballon est légèrement inférieure. La

différence est égale à la pression exercée par une colonne d’eau dont la hauteur est

la différence entre les deux niveaux (h). Pour connaître cette valeur en Torr (mm Hg),

il faut diviser cette hauteur (exprimée en mm) par la densité du Hg, soit 13,6. Cette

valeur est retranchée de la pression atmosphérique.

- En outre, pour déterminer le nombre de moles de H2 produites, il faut utiliser la

pression partielle de l’hydrogène dans l’équation du gaz parfait. Il faudra donc retirer

à la pression, la tension de vapeur d’eau à la T° de l’expérience. A partir des données

du tableau ci-dessous, établir un graphique de P = f(T). Reporter sur celui-ci la T° de

l’expérience (T° de l’eau dans la cuve) et en déduire la teneur de vapeur d’eau

correspondante.

T° (°C) P (Torr) T° (°C) P (Torr) T° (°C) P (Torr) T° (°C) P (Torr)

10 9,2 14 12,0 18 15,5 22 19,8

11 9,8 15 12,8 19 16,5 24 22,4

12 10,5 16 13,6 20 17,5

13 11,2 17 14,6 21 18,6

- Il est possible également de déterminer cette tension de vapeur en utilisant la relation

de Clausius-Clapeyron : 1

2 2

1 1VP Lln ( )P R T T

= −1

, où LV est la chaleur latente de

vaporisation de l’eau (44 000 J mol-1) et R la constante du gaz parfait (8,314 J K-1

mol-1). Vérifier que l’on obtient bien la même valeur que celle déterminée

graphiquement. Attention, les pressions et températures doivent être exprimées dans

les unités du système international (à savoir en Pa pour la pression et en K pour la

température). Rappel : 1 Torr = 133,3 Pa et K = °C + 273,15.

- Globalement, nous aurons donc P(H2) = Patm – h /13.6 – Pvapeur(T°) (exprimé en mm

de Hg)


Séances.

Calcul de la masse molaire du Mg

- Présenter les résultats sous forme d’un tableau tel que celui-ci :

Essai 1 Essai 2 Essai 3 Paramètres

U. « exp. » U. SI U. « exp. » U. SI U. « exp. » U. SI

Patm …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa

h / 13,6 …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa

Pvapeur …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa

P(H2) …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa …… mm Hg ………… Pa

Veau ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3

Vacide init. ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3

Vacide final ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3

Vacide ajouté ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3

V(H2) ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3 ………… ml ………… m3

R 8,314 JK-1mol-1 8,314 JK-1mol-1 8,314 JK-1mol-1

T ………… °C ………… K ………… °C ………… K ………… °C ………… K

n = PV / RT ……… mol ……… mol ……… mol

m ………… g ………… g ………… g ………… g ………… g ………… g

M(Mg) ……… g mol-1 ……… g mol-1 ……… g mol-1

- Déterminer la moyenne, l’erreur absolue et l’erreur relative et exprimer le résultat final sous la forme MMM Δ±= . Rappel, pour une série de mesures Li, on a :

Remarques

Pour la bonne marche de la manipulation, il est important de veiller aux points

suivants :


Séances.

- Boucher convenablement l’erlenmeyer.

- Vérifier l’étanchéité de l’appareil.

- Veiller à ce que le tube de l’ampoule à décanter ne soit jamais vide (Ne pas introduire

tout l’acide).

- Entre deux manipulations, rincer soigneusement l’appareil.

Questions complémentaires

- Montrer par calcul, en se basant sur les résultats, que la correction de la pression

due à la différence des niveaux d’eau dans le ballon et dans la cuve n’a qu’une faible

influence relative (donner une valeur en %).

- Combien y a-t-il de moles de HCl dans 50 ml de solution de HCl à 20 % en masse

(densité = 1,1) ?

- Quelle mesure peut provoquer le plus d’erreur sur le résultat final ? Pourquoi ?

- Pourquoi faut-il veiller à ne pas éliminer totalement le HCl de l’ampoule à décanter ?


Séances.

3ème et 4ème séance : Titrages Le but de ces séances est de familiariser l’étudiante avec la technique et les principes

des titrages acide-base. L’étudiant sera confronté avec le problème très important du choix

de l’indicateur coloré à employer lorsque le terme du titrage est repéré au moyen d’un

indicateur. Il lui sera également demandé de repérer le terme d’un titrage en traçant la

courbe de pH obtenue en utilisant un pH-mètre.

Principe et technique des titrages volumétriques

Introduction

On désire déterminer quantitativement la concentration d’une solution en une

substance A. On sait que la substance A qui y est dissoute peut réagir avec une substance B

suivant la réaction :

mA + nB pC + qD (1)

cette réaction étant pratiquement complète.

On prend un volume VA de la solution de concentration CA inconnue et on y ajoute un

certain volume VB de la solution B (de concentration CB connue avec précision) de façon à

ce que la réaction (1) se produise sans excès de A ni de B. A ce moment, on a atteint le

point d’équivalence. Si on parvient expérimentalement à repérer exactement ce point,

connaissant VA, VB, CB et le schéma de la réaction entre A et B, on peut facilement calculer

CA. Le problème revient donc à mesurer très exactement deux volumes et à repérer avec

exactitude le point d’équivalence, c'est-à-dire le terme du titrage. La manière de repérer ce

terme peut différer s’il s’agit de titrages acidimétriques ou oxydimétriques.

Réalisation d’un titrage

La réussite du titrage réside dans la compréhension de son principe, mais aussi dans

la maîtrise d’une série de détails expérimentaux.

Principes généraux : Mesure des volumes.

Les volumes à mesurer dans les titrages doivent l’être de façon précise. Pour ce,

nous devons utiliser des appareils calibrés à une température donnée, par exemple :

- Pour la préparation des solutions de titre connu : des ballons jaugés.

- Pour la mesure des volumes lors des titrages :

o Des pipettes qui servent à prélever des volumes déterminés d’une solution.


Séances.

o Des burettes qui servent à délivrer des volumes variables, mais précis, d’une

solution ; ce sont des tubes gradués.

Technique du titrage.

- Préparatifs :

o Rincer soigneusement un erlenmeyer à l’eau désionisée.

o Rincer pipette et burette à l’eau désionisée, puis avec la solution à contenir.

o Dans l’erlenmeyer, introduire, au moyen de la pipette, un volume déterminé

de la solution à titrer ; ajouter si c’est nécessaire, 1 à 2 gouttes d’indicateur.

- Titrage proprement dit :

o Premier titrage grossier : à ± 2 ml.

o Titrages précis : à ± 1 goutte.

Le résultat final est donné par la moyenne de plusieurs résultats concordants.

Mode opératoire détaillé : Mesure des volumes.

- Préparation d’une solution titrée

o Lorsque la substance dont on veut préparer une solution titrée est inaltérable

à l’air et non volatile (substances « étalons » : Na2CO3, acide oxalique, etc.),

on pèse exactement (à 0,1 mg près) une quantité déterminée de cette

substance, on la dissout dans de l’eau et on étend cette solution à un volume

déterminé (250, 500, 1000 ou 2000 ml) dans un ballon jaugé. Lorsque les

ballons jaugés portent sur le col deux traits de jauge, le trait inférieur

correspond au jaugeage par remplissage, l’autre, à quelques mm au dessus

du premier, au jaugeage par écoulement. Ne pas oublier de rendre la solution

homogène par agitation.

o Lorsque la substance, dont on veut préparer une solution titrée est altérable à

l’air ou volatile (KMnO4, NaOH, HCl, etc.), il est nécessaire de titrer la solution

au moyen de solutions réalisées à partir de substances « étalons » le jour de

son utilisation.

- Prélèvement des solutions titrées à la pipette.

o On remplit les pipettes par aspiration. La pipette doit être parfaitement propre.

Si elle n’est pas sèche au moment de l’emploi, on la rince à l’eau désionisée,

puis à l’aide de la solution qu’elle va contenir. Pour rincer la pipette, on verse

quelques ml d’eau ou de la solution à prélever dans un petit vase propre et

sec (sauf pour l’eau, évidemment), on y plonge la partie inférieure de la

pipette et on aspire du liquide jusqu’à la partie renflée, on ferme avec un doigt


Séances.

l’ouverture par laquelle on aspire. On dispose alors la pipette horizontalement

et on la manipule de façon à mouiller parfaitement toute la paroi. On laisse

ensuite couler la solution par l’extrémité opposée à la pointe. On essuie cette

partie et on répète le rinçage 2 à 3 fois. On essuie les deux extrémités puis on

plonge la pipette dans la solution à prélever, en vue d’une prise d’essai. On

remplit la pipette par aspiration jusqu’un peu au dessus du trait de jauge. On

élève la pipette de façon à amener le trait de jauge au niveau des yeux, on

laisse ensuite s’écouler lentement le liquide pour amener le bas du ménisque

tangent au trait de jauge. On laisse alors s’écouler librement cette prise

d’essai dans un erlenmeyer, préalablement rincé à l’eau désionisée, en

dirigeant le jet de liquide vers la base de la paroi de l’erlenmeyer. On touche

simplement celle-ci avec l’extrémité de la pipette pour recueillir la dernière

goutte de liquide.

o Il ne faut pas expulser d’air dans la pipette, son jaugeage tient compte du petit

volume retenu par l’action capillaire à son extrémité. Après usage, la pipette

doit être soigneusement rincée à l’eau désionisée.

- Remplissage de la burette.

o Les burettes les plus courantes ont un volume de 50 ml et sont graduées en

ml. Les traits de la graduation doivent être nets et fins et s’inscrire au moins

sur la moitié du pourtour de la section correspondante de la burette, ce qui

réduit, dans les lectures, les erreurs de parallaxe.

o La burette doit être propre.

o On vérifiera que la carotte du robinet a été soigneusement graissée afin

d’éviter toute fuite lors de la manipulation de la burette.

o On rince d’abord la burette à l’eau désionisée, puis ensuite, à deux ou trois

reprises, à l’aide de 10 à 15 ml de la solution qui doit servir au titrage. Pour

cela, on laisse d’abord, lors de chaque rinçage, s’écouler, par l’extrémité

inférieure, quelques ml de la solution, puis on met la burette en position

horizontale et, par un mouvement de rotation, on laisse s’écouler doucement,

par l’extrémité supérieure, le restant de solution. On doit veiller à ce que le

liquide mouille parfaitement l’intérieur de la burette (si ce n’est pas le cas,

c’est que la burette est sale).

o On fixe alors celle-ci sur un statif à l’aide d’une pince et on la remplit

complètement. On peut utiliser, à cet effet, un petit entonnoir bien propre, bien

sec ou rincé avec la solution que doit contenir la burette (il faut alors veiller à

ne pas verser une trop grande quantité de solution à la fois ; si un peu de


Séances.

solution s’écoule extérieurement, le long de la burette, l’essuyer

soigneusement)

o On retire l’entonnoir dès que l’on a remplir la burette. On ouvre le robinet pour

chasser l’air emprisonné dans la pointe de la burette.

o Si le niveau du ménisque tombe en dessous de zéro pendant cette opération,

on ajoute un peu de solution. La lecture du niveau se fait toujours en plaçant

l’œil dans le plan tangent à la base du ménisque, sauf pour les solutions trop

foncées, spécialement celle de permanganate de potassium, par exemple,

pour lesquelles on fait la lecture à la limite supérieure apparente du ménisque.

o Si une goutte pend au tube effilé avant de commencer le titrage, on l’enlève

en touchant simplement la pointe de la burette avec le vase placé en-dessous

de celle-ci durant l’opération de remplissage.

o Après usage, il faudra veiller à rincer la burette plusieurs fois à l’eau

désionisée.

Mode opératoire d’un titrage.

Il consiste à laisser couler de la burette la solution de titre connu dans la solution de

la substance à doser, jusqu’à ce que la réaction, sur laquelle le dosage est basé, soit arrivée

exactement à son terme. Celui-ci doit se manifester par un phénomène tel que l’apparition, la

disparition ou le changement (virage) d’une coloration.

On tient le col de l’erlenmeyer d’une main et, de l’autre, on manipule le robinet de la

burette. Pour permettre aux deux solutions de se mélanger parfaitement, il faudrait introduire

la solution titrée goutte à goutte, ce qui représente l’inconvénient de rendre l’opération très

longue. Il y a avantage à soumettre une première prise d’essai à un titrage approximatif.

On laisse pour cela s’écouler de la burette la solution titrée à raison de 2 ou 3 ml à la

fois, jusqu’au moment où le terme de la réaction se manifeste. Celui-ci peut être ainsi

largement dépassé, mais on a une indication permettant de faire ensuite rapidement le

titrage d’une façon exacte. On pourra en effet, introduire en une fois la majeure partie du

volume de solution titrée nécessaire et n’ajouter la solution goutte à goutte que lorsque le

terme est proche.

Si une goutte se forme sans se décrocher, vers la fin du titrage, à la pointe de la

burette, on touche celle-ci avec la paroi du vase dans lequel se fait le dosage et, en ajoutant

un peu d’eau désionisée (pissette), on incorpore la goutte à la solution à titrer.

Résultat du titrage :

On adoptera comme résultat final, la moyenne des résultats obtenus en faisant

plusieurs titrages. Le plus grand écart à la moyenne caractérise la reproductibilité du titrage


Séances.

et non l’importance de l’écart entre le résultat pratique (terme pratique du titrage) et le

résultat théorique (point équivalent).

En fait, l’erreur absolue sur un titrage comprend, en outre, d’autres erreurs (erreurs

systématiques, tolérance du matériel, valeur de la méthode utilisée, etc.).

Le but des séances de travaux pratiques consacrées au titrage n’est pas de donner à

l’étudiant l’occasion de faire un exercice de calcul d’erreur, mais de lui permettre de se

rendre compte de son aptitude à mener un titrage correctement.

Grandeurs relatives aux solutions

Concentration :

La concentration d’un soluté X dans une solution est définie par le quotient de la

quantité de matière (exprimée en mole) du constituant X par le volume de la solution.

CX = nX / V

Unité SI = mol m-3

Comme les multiples et sous-multiples décimaux des unités SI font partie du Système

International d’Unités, on exprimera généralement la concentration d’une solution en mol l-1.

Considérons le titrage NaOH + HCl et supposons que V1 ml d’une solution

d’hydroxyde de sodium de concentration c1, ont réagi quantitativement avec V2 ml d’une

solution de chlorure d’hydrogène de concentration inconnue c2.

V1 ml de la solution de NaOH contiennent :

c1.V1 / 1000 mol de NaOH

Comme on sait qu’une mole de HCl réagit avec une mole de NaOH, V2 ml de la

solution de HCl contiennent donc :

c1.V1 / 1000 mol de HCl

1 l de la solution de HCl contient :

(c1.V1 / 1000) (1000 / V2) = c1 V1 / V2 = c2 mol de HCl

On a la relation simple :

c1.V1 = c2.V2

Toutefois, cette simplicité disparaît si les réactifs ne se correspondnet plus de mole à mole.

Ex. : 2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

V1 ml de la solution de NaOH contiennent :

c1.V1 / 1000 mol de NaOH

Comme on sait qu’½ mole de H2SO4 réagit avec une mole de NaOH, V2 ml de la

solution de H2SO4 contiennent donc :

c1.V1 / 2x1000 mol de H2SO4


Séances.

1 l de la solution de H2SO4 contient :

(c1.V1 / 2x1000) (1000 / V2) = c1 V1 / 2V2 = c2 mol de HCl

On a la relation simple :

c1.V1 = 2 c2.V2

Normalité :

La normalité N d’un soluté X dans une solution peut être définie par le quotient de la

quantité de matière du soluté exprimée en équivalents par le volume de solution.

L’équivalent d’une espèce C, dans une réaction spécifiée, est l’entité qui correspond à :

- Un ion hydrogène titrable, H+, dans une réaction acide-base ;

- Un électron e-, dans une réaction d’oxydo réduction.

La valeur de l’équivalent étant définie uniquement pour une réaction donnée,

l’utilisation de la normalité sera limitée au maximum. Ainsi, sur les flacons de réactifs, on

indiquera la concentration et non la normalité. L’utilisation du concept « normalité » est

actuellement l’objet de discussions assez controversées.

Indicateurs colorés de pH

Au laboratoire, les indicateurs colorés de pH (acide-base) se présentent soit sous

forme de solutions, soit sous forme de papiers (papiers indicateurs de pH). On utilise les

solutions d’indicateurs dans les titrages tandis que les papiers indicateurs universels servent

plutôt à repérer le pH d’une solution.

Solutions d’indicateurs et titrage :

Le principe et la technique des titrages volumétriques ont été exposés

précédemment. Le seul problème restant à envisager est le repérage exact du terme de la

réaction. Ceci peut se faire au moyen des indicateurs colorés qui sont des couples acide-

base dont les formes acide et basique ont des colorations différentes.

Ainsi, un indicateur HIn donne avec l’eau la réaction suivante :

HIn + H2O H3O+ + In- (1)

réaction caractérisée par la constante d’équilibre (appelée constante d’acidité) :

][]][[ 3

HInInOH

Ka

−+

=

L’addition dans l’eau d’un acide ou d’une base influence évidemment l’équilibre (1),

donc l’importance des concentrations relatives en formes de HIn et In- ; la coloration de la

solution est déterminée par l’importance relative de la concentration en chacune des deux


Séances.

formes. On peut admettre que la solution a la couleur caractéristique de HIn lorsque la

concentration en HIn est 10 fois plus grande que celle en In- et qu’elle a la coloration de In-

lorsque la concentration en In- est 10 fois plus grande que celle en HIn.

Dans cette hypothèse, les concentrations en H3O+ pour que la solution ait la couleur

de HIn ou de In- sont, respectivement :

10.][

].[10][][][ 3 aaa K

InInK

InHInKOH === −

−

−+ et pH = pKa-1

10/].[10

][][][][ 3 aaa K

HInHInK

InHInKOH === −

+ et pH = pKa+1

On constate donc que l’indicateur change de couleur lorsque le pH de la solution

passe de pKa-1 à pKa+1 : dans ce domaine de pH, la coloration passe progressivement de

celle de la forme HIn à celle de la forme In- ; c’est ce qu’on appelle la zone de virage de

l’indicateur.

En conclusion, un indicateur, en solution aqueuse, a une couleur qui est fonction du

pH de la solution. D’autre part, la zone de virage de l’indicateur est fixée par son pKa. (Voir

plus loin les zones de virage de quelques indicateurs couramment utilisés au laboratoire).

Lors de l’addition de la solution d’un acide à la solution d’une base (ou inversement), le pH

de la solution varie et est caractérisé par une variation plus ou moins importante (saut de pH)

au voisinage immédiat du terme théorique de la réaction (ou point équivalent), c'est-à-dire

lorsqu’on a ajouté la quantité d’acide nécessaire pour réagir exactement avec la quantité de

base correspondant à une (ou des) fonction(s) basique(s) de celle-ci. La position et

l’importance du saut de pH conditionnent le choix de l’indicateur. Ce dernier sera choisi de

façon telle que sa zone de virage soit comprise entièrement dans le saut de pH au

terme de la réaction. (Généralement, on a choisira l’indicateur dont le pKa est le plus proche

du pH de la solution au point équivalent).

D’autre part, même avec un indicateur judicieusement choisi, il faut encore se rendre

compte que l’erreur sur un titrage dépend aussi notamment de l’allure de la courbe pH-

volume d’acide (ou de base) ajouté : le virage de l’indicateur est d’autant plus net que la

pente de cette courbe est raide au voisinage du point équivalent.

Zone de virage de quelques indicateurs de pH, utilisés lors des titrages :

Couleur Indicateurs

Zone de virage dans

l’échelle des pH Pour les petits pH Pour les grands pH

Bleu de thymol (1er

virage) 1,2 – 2,8 Rouge Jaune


Séances.

Méthylorange 3,0 – 4,4 Rouge Jaune-orange

Rouge de méthyle 4,4 – 6,3 Rouge Jaune

Bleu de bromothymol 6,0 – 7,6 Jaune Bleu

Rouge de phénol 6,4 – 8 Jaune Rouge

Phénolphtaléine 8 – 9,8 Incolore Rouge

Bleu de thymol (2ème

virage) 8 – 9,6 Jaune Bleu

Thymolphtaléine 9,3 – 10,5 Incolore Bleu

Remarque :

L’addition d’une solution d’indicateur acide-base modifie le pH de la solution dans

laquelle on l’introduit. Il faut donc en ajouter le moins possible, c'est-à-dire juste de quoi

obtenir une variation franche de couleur (en pratique, on ajoute 2 ou 3 gouttes de la solution

d’indicateur).

Manipulations

A partir des courbes calculées, l’étudiant déterminera l’indicateur le plus adéquat pour

repérer le terme de la réaction (manipulations 1, 2, 3 et 4). Pour chaque manipulation, faire

un titrage approximatif et deux titrages précis.

Manipulation 1

On dispose d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium dont la concentration est

voisine soit de 1 mol l-1, soit de 0,1 mol l-1, soit de 10-2 mol l-1. Déterminer la concentration

exacte de cette solution en réalisant le titrage à l’aide d’une solution aqueuse de chlorure

d’hydrogène de concentration appropriée et connue exactement.

Manipulation 2

Déterminer par titrage la concentration exacte d’une solution aqueuse d’ammoniac de

concentration voisine de 1 mol l-1, 0,1 mol l-1 ou 0,01 mol l-1. Recommencer la manipulation 2

en utilisant un autre indicateur pour le titrage. Commentez la différence de résultat

éventuellement obtenue avec les deux indicateurs différents.

Manipulation 3

Titrer une solution aqueuse d’acide phosphorique de concentration voisine de 0,1 mol

l-1 par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration 0,1 mol l-1. Repérer les


Séances.

volumes de la solution d’hydroxyde de sodium aux 2 sauts de pH et déterminez la

concentration en acide phosphorique de la solution inconnue.

Manipulation 4

Titrer le vinaigre du commerce par une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de

concentration appropriée, sachant que la teneur en acide acétique du vinaigre est d’environ

7°.

Informations sur le vinaigre

Le vinaigre est le produit de fermentation sous l’action de bactéries acétiques de

solutions alcooliques appelées moûts. Ces solutions ont été elles-mêmes obtenues par

fermentation alcoolique de liquides sucrés d’origine végétale.

CH3CH2OH + O2 CH3CO2H + H2O

Selon l’origine du moût, on distingue :

- Les vinaigres de vin,

- Les vinaigres de fruits (de cidre, etc.)

- Les vinaigres d’alcool fabriqués à partir de solutions purement alcooliques (alcools de

pommes de terre, de mélasse, etc.)

Tous les vinaigres contiennent à côté de l’acide acétique, de petites quantités

d’éthanol, d’acétate d’éthyle et d’éthanal (aldéhyde acétique) résultant de la fermentation.

Les vinaigres de vin et de fruits contiennent de plus de petites quantités d’autres acides

organiques, de substances aromatiques et colorées, ainsi que de sels minéraux, provenant

de moût, leur conférant leur arôme et leur couleur particulières. Les vinaigres d’alcool n’en

contiennent que fort peu.

Teneur en acide acétique :

La teneur en acide acétique s’exprime en degrés. Un degré correspond à un gramme

d’acide acétique par 100 ml de vinaigre. Les teneurs réglementaires en acide acétique

(teneur minimum) sont :

- vinaigres de vin : 6°

- vinaigres d’alcool : 8°

Dans le cas des vinaigres d’alcool, les quantités d’acides autres que l’acide acétique

sont négligeables. Il est dès lors raisonnable de considérer que toute l’acidité mesurée par le

titrage doit être attribuée à l’acide acétique.


Séances.

Rapports

Pour les 1ère et 2ème manipulations, les rapports comporteront :

1) La nature du titrage effectué

2) L’indicateur choisi et la justification

3) Les volumes mesurés

4) Le calcul de la concentration en base, en utilisant la valeur moyenne des volumes

mesurés

5) La comparaison des volumes mesurés en utilisant deux indicateurs différents et la

justification des résultats obtenus

Pour la 3ème manipulation, le rapport comportera pour chaque saut de pH :

1) l’indicateur choisi et la justification

2) les volumes mesurés

3) la concentration de la solution aqueuse d’acide phosphorique

Pour la 4ème manipulation, le rapport comportera :

- Les points 1) à 4) des deux premières manipulations

- La comparaison de la teneur en acide acétique avec celle indiquée sur la bouteille du

commerce.


Séances.

5ème séance : Préparation de chlorure d’hydrogène

Précautions à prendre

- Comme l’objectif de cette séance est de produire un acide volatil, il est évident que

toutes les expériences doivent être réalisées sous hotte.

- L’acide sulfurique concentré est un déshydratant énergique ; il faut éviter tout contact

de ce liquide avec la peau ainsi que les projections dans le yeux. Rappel : en cas de

brûlure avec un acide, laver immédiatement et abondamment avec de l’eau (robinet)

puis avec une solution de NaHCO3 à 5 %. Bien entendu, il convient également d’en

faire part aux responsables du laboratoire.

Préparation du chlorure d’hydrogène à partir de NaCl

Équation : NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl ↑ (1)

Propriétés :

- HCl est un gaz incolore, d’odeur piquante (à ne pas vérifier).

- HCl est très soluble dans l’eau.

- La solubilité de HCl est inversement proportionnelle à la T°.

- A 0°C, 100 g d’eau dissolvent plus de 50 l de HCl gazeux.

Remarques :

- En travaillant en solutions diluées, la dissociation des électrolytes serait plus

complète, ce qui augmenterait la vitesse de cette réaction ionique. Mais alors, la

réaction serait limitée à un équilibre chimique étant donné la grande solubilité de HCl

dans l’eau. Ainsi, si on envisage le rendement en HCl, il faudra travailler en solutions

concentrées de manière qu’il ne reste qu’une faible quantité de HCl dans le mélange

réactionnel. En employant du NaCl sec et H2SO4 concentré, l’équilibre se déplace

dans le sens de la formation de HCl gazeux.

- A plus haute température, NaHSO4, formé dans la réaction (1), réagit suivant

l’équation : NaHSO4 + NaCl Na2SO4 + HCl ↑

Schéma de l’appareillage et mode opératoire


Séances.

- Peser le flacon de Woulff après y avoir ajouté exactement 150 ml d’eau distillée.

Puis réaliser le montage. (50 ml de NaOH dans le verre à pied). Vérifier l’étanchéité.

- Dans le ballon de 500 ml, préparer 55 ml d’une solution aqueuse d’acide sulfurique

(80 % en masse) en ajoutant lentement 40 ml d’H2SO4 concentré (98 %, d = 1,84) à

15 ml d’eau distillée. La dissolution de H2SO4 dans l’eau étant extrêmement

exothermique, il convient de refroidir la solution à mesure que des portions d’acide

sont ajoutées et de veiller à toujours bien homogénéiser cette solution. Autre rappel,

on verse toujours l’acide dans l’eau… l’ordre d’addition est donc primordial à

respecter.

- Peser environ 24 g de gros sel et les introduire dans le ballon. Boucher

immédiatement.

- Chauffer avec un bain de sable, légèrement. Très rapidement, la réaction s’amorce.

Le débit gazeux s’accélère et on observe la formation de bulles dans le flacon de

Woulff.

- Après une vingtaine de minutes, la réaction est pratiquement terminée : ce qui se

remarque au ralentissement du débit gazeux. Chauffer encore une minute un peu

plus fort. Fermer le bunsen et déconnecter le flacon de Woulff avant de le peser.

- Dès que le ballon est tiède, le remplir complètement d’eau et jeter son contenu.

Informations techniques

- Le flacon laveur (Drechsel) inversé permet d’éviter tout « retour d’eau » dans le

ballon à distiller en cas de diminution de pression dans ce dernier.

- Le tube entonnoir placé dans le flacon de Woulff sert de régulateur de pression. Son

extrémité inférieure doit plonger dans l’eau.


Séances.

Détermination de la quantité de HCl dissous

Par pesée

La méthode la plus simple consiste à comparer la masse du flacon de Woulff au

départ, alors qu’il ne contenait que de l’eau et à la fin, lorsque l’acide chlorhydrique s’est mis

en solution dans cette eau. La quantité d’HCl dissous est alors simplement égale à la

différence de masse obtenue (ΔM).

Par titrage alcalimétrique HCl + NaOH NaCl + H2O

- Déterminer par un titrage alcalimétrique, la concentration en HCl de la solution

obtenue, par une solution de base de concentration exactement connue (NaOH 1 mol

l-1) en présence d’un indicateur coloré (bleu de bromothymol ou phénolphtaléine)

- Quand l’indicateur change de teinte (virage de l’indicateur), x moles de NaOH ont

réagi avec x moles de HCl contenues dans un volume bien déterminé.

- Connaissant le nombre de moles de HCl dans la solution obtenue, calculer la masse

de HCl dissous.

- Pour le mode opératoire et les calculs, se référer aux séances 3 et 4.

Quelques questions et rappels pour vous faciliter la rédaction de votre

rapport

- Calculer le nombre de moles de NaCl et de H2SO4 utilisés comme réactifs. Le quel

est en excès ?

- Déterminer le rendement théorique de la réaction. Rappel : le rendement se calcule

toujours à partir du réactif en défaut.

- Déterminer le rendement pratique via les deux méthodes proposées, à savoir la

pesée et le titrage alcalimétrique. Déterminer le rendement moyen et l’erreur absolue

et relative par rapport à la valeur théorique.

- Comparez les deux méthodes de détermination de la quantité de HCl produit et tirez-

en éventuellement des conclusions.


Séances.

6ème et 7ème séance : Préparation de composés basiques

But

- Application du cours théorique.

- Préparation de bases solubles, volatiles et insolubles.

- Étude des propriétés de certaines bases et de certains oxydes basiques.

Préparation d’une base insoluble

Préparation de Cu(OH)2 à partir de sulfate de cuivre.

Réaction à froid :

- Introduire dans un tube à essais quelques cristaux de CuSO4. Les dissoudre dans

quelques ml d’eau distillée (environ 10 ml). Ajouter progressivement quelques ml

d’une solution aqueuse de NaOH (1 M, environ 5 ml). Conserver le tube et son

contenu.

- Qu’observez-vous ? Quelle est votre interprétation ?

- Quelle est l’équation de la réaction ?

Réaction à chaud :

- Dans un berlin de 100 ml contenant 20 ml d’eau distillée, dissoudre quelques cristaux

de CuSO4. Chauffer la solution jusqu’à ébullition. Arrêter le chauffage et ajouter 10 ml

de NaOH 1M. Filtrer le précipité obtenu et le conserver.


- Quelle est l’équation de la réaction qui a lieu ? (Indice : CuO est un solide noir).

Préparation de CuO par décomposition thermique de Cu(OH)2 :

- Filtrer le précipité obtenu dans la première expérience (réaction à froid) et le laver.

- L’introduire dans un tube à essai en prenant soin de ne pas dépasser 1/3 du tube.

- Chauffer (attention au voisin).


- Quelle est l’équation de la réaction ?

- Ce résultat confirme-t-il ce que vous avez obtenu avec la réaction à chaud ?

Propriétés basiques de CuO :

- Introduire dans une capsule de porcelaine 30 ml d’une solution aqueuse de H2SO4 (3

M) et porter à ébullition.

- Dès que le liquide bout, cesser de chauffer. Ajouter alors, par petites portions, et en

remuant (agitateur en verre), 8 g d’oxyde de cuivre (CuO). Cette quantité est-elle


Séances.

stoechiométrique, en défaut, ou en excès par rapport à la quantité d’acide

sulfurique ?

- Après 15 minutes, ajouter 20 ml d’eau bouillante et filtrer. Quel est le précipité qui est

filtré ?

- Diviser le filtrat en 3 portions.

- Abandonner une part du filtrat obtenu, dans un cristallisoir, à l’air. Qu’observez-vous

après refroidissement ? A la séance suivante ?

- A une deuxième part de filtrat, ajouter lentement 20 ml d’alcool dénaturé. Filtrer le

précipité obtenu.

- Evaporer aux ¾ le reste du filtrat dans une capsule de porcelaine et verser la solution

ainsi concentrée dans un cristallisoir. Laisser refroidir. Filtrer les cristaux.

- Comparez la taille des cristaux obtenus par ces différentes méthodes. Que pouvez-

vous en déduire ?

- Imaginez un mode opératoire pour préparer du NaCl pur à partir de BaCl2 et de

Na2SO4.

Préparation de Cu(OH)2 en remplaçant NaOH par NH4OH :

- Introduire dans 2 tubes à essais quelques cristaux de CuSO4. Les dissoudre dans

quelques ml d’eau distillée (environ 10 ml).

- Dans l’un, ajouter goutte à goutte quelques ml d’une solution aqueuse de NH4OH (1

M, environ 5 ml). Conserver le tube et son contenu.

- Dans l’autre, ajouter les 5 ml de NH4OH d’un seul coup.

- Qu’observez-vous ? Quelle est votre interprétation (sachant que le complexe

Cu(NH3)42+ est bleu intense) ?

- Quelle(s) est(sont) l’(es) équation(s) de(s) la réaction(s) ?


Séances.

Préparation d’une base soluble

Préparation de NaOH à partir de Na2CO3

Équation : Na2CO3 + Ca(OH)2 2 NaOH + CaCO3↓

Remarques :

- Ca(OH)2 (chaux éteinte) est utilisée sous forme de lait de chaux, obtenu en faisant

réagir CaO (chaux vive) avec de l’eau : CaO + H2O Ca(OH)2.

- Tous les produits et réactifs sont à caractère basique. Le rendement de NaOH sera

déterminé par titrage acido-basique nécessité d’éliminer Na2CO3, Ca(OH)2 et

CaCO3 du milieu.

o Mettre un excès de Ca(OH)2 après réaction, il ne restera plus de Na2CO3.

o L’excès de Ca(OH)2 et CaCO3 formé seront éliminés par filtration.

Mode opératoire :

- Dans un berlin, dissoudre 20 g de Na2CO3 anhydre (ou 60 g de Na2CO3.10H2O) dans

200 ml d’eau et chauffer.

- D’autre part, broyer 20 g environ de CaO (chaux vive) et y ajouter 50 ml d’eau.

Lorsque l’hydratation est achevée, mélanger de manière à obtenir un lait de chaux.

- Porter la solution de carbonate à ébullition et y ajouter le lait de chaux tout en agitant

continuellement.

- Après introduction totale de la chaux, maintenir encore l’ébullition pendant quelques

minutes en continuant d’agiter.

- S’assurer que la réaction est terminée en laissant décanter, puis en ajoutant

quelques gouttes de chaux. Si il n’y a pas apparition d’un trouble, c’est que la

réaction est terminée (Expliquer dans votre rapport).

- Lorsque la réaction est terminée, laisser refroidir. Filtrer rapidement sur filtre plissé.

- Laver sommairement le précipité.

- Transférer quantitativement le filtrat dans un jaugé de 500 ml et amener à niveau

avec de l’eau distillée.

- Déterminer la quantité de NaOH produite par titrage acido-basique (prélèvement de

10 ml de la solution du jaugé et titrage par HCl 0,2 M). Calculez le rendement de

votre réaction.

- Sécher le précipité à l’étuve. Sur quelques grains secs, ajouter quelques gouttes de

HCl et observer.


Séances.

Préparation d’une base soluble décomposable en eau et produit

volatil

Préparation d’une solution d’ammoniaque à partir de NH4Cl

Principe et équations :

- La préparation de l’ammoniaque aura lieu en solution suivant la réaction :

2 NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 NH4OH

- L’ammoniaque NH4OH se décompose finalement en H2O et en gaz ammoniac

NH3 : NH4OH NH3↑ + H2O

(Cette réaction qui est normalement un équilibre, est totalement déplacé vers la

droite. Expliquez pourquoi).

- Équation globale : 2 NH4Cl + Ca(OH)2 2 NH3↑ + 2 H2O + CaCl2

Appareillage :

:

- Dans un erlenmeyer de 300 ml, introduire 200 ml d’eau. Placer un minimum de

solution de NaOH concentré dans le flacon laveur.

- Introduire dans le ballon 50 g de NH4Cl et 30 g de Ca(OH)2, puis la quantité

minimale d’eau, juste suffisante pour recouvrir les réactifs. Boucher et agiter au

mieux.

- La réaction commence à froid et se poursuit à chaud. Chauffer modérément sur une

toile métallique.

- Après réaction, transférer quantitativement le contenu de l’erlenmeyer dans un ballon

jaugé de 250 ml et amener au trait avec de l’eau distillée.

- Prélever 10 ml de la solution ainsi obtenue et titrer par HCl 0,5 M, en présence de

rouge de méthyle. Faire un titrage rapide et 2 précis. Ne pas oublier de

préalablement bien nettoyer les burettes et pipettes, comme montré durant les

séances 3 et 4. A partir de la concentration de cette solution, déterminer la masse de

NH3 produite et calculer le rendement.


Séances.

8ème séance : Illustration des processus d'oxydoreduction

Préparation du chlore

Principe

- On prépare les halogènes à l'état libre par l'action d'oxydants sur des dérivés

halogénés.

- Au laboratoire, le chlore est préparé par oxydation de HCl par MnO2, à chaud

(Réaction de Scheele). Cette réaction se déroule en deux étapes :

o MnO2 + 2 HCl Cl2 + MnO + H2O

o MnO + 2 HCl MnCl2 + H2O

o On a donc globalement MnO2 + 4 HCl Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

- Autre préparation : 2 KMnO4 + 16 HCl 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O

Propriétés du chlore

- Gaz jaune-verdâtre, à l'odeur très irritante et extrêmement toxique attention à

l'étanchéité de votre appareillage et travail sous hotte ventilée obligatoire.

- Densité du chlore par rapport à l'air : 2,45. Ce qui correspond à une masse de 3,19 g

l-1.

- Se dissout dans l'eau à raison de 9,5 g l-1 pour former « l’eau de chlore » suivant

l’équation : Cl2 + 2 H2O HClO + Cl- + H3O+.

- En milieu basique, c’est l’hypochlorite de sodium qui est formé (eau de Javel) : Cl2 +

2 NaOH NaCl + NaOCl + H2O.

Appareillage


Séances.

Mode opératoire

- Introduire

o Dans le flacon laveur : 200 ml d'eau distillée

o Dans le Woolf : 15 g de KI en solution dans 150 ml d'eau distillée

o Dans l'erlenmeyer : 100 ml de NaOH à 10 %

o Dans le ballon de 500 ml

10 g de MnO2

la quantité équivalente d'HCl (d = 1,19 à 38 %)

- Boucher immédiatement.

- Chauffer DOUCEMENT le ballon sur toile métallique.

- Observer tous les phénomènes en cours de réaction. Conserver les différentes

solutions.

- Test supplémentaire : Après réaction, verser le contenu du woolf, après avoir agité,

dans un erlenmeyer. Laisser reposer. Par décantation, éliminer la solution

surnageante. Rincer les cristaux obtenus avec 50 ml d'eau distillée et décanter deux

fois. Dans un petit berlin, préparer une solution de KI, contenant 6 g de KI et 10 ml

d'eau. Verser cette solution sur l'iode recueilli. Observer.

Rapport pour cette partie

- Calculez le volume théorique de chlore produit dans ces conditions.

- Pourquoi faut-il chauffer doucement le contenu du ballon ?

- Quel est le rôle joué par le flacon laveur ?

- Quels sont, dans le mode opératoire, les moyens utilisés

o Pour identifier la présence d'un dégagement de chlore ?

o Pour le neutraliser étant donné sa toxicité et sa faible solubilité dans l'eau ?

- Interprétation des observations et équations correspondantes (Y compris du test

supplémentaire).

Propriétés oxydantes de l'eau de chlore

Pour chacune des expériences suivantes : Quelles sont vos observations et

conclusions ? Quelles en sont les équations ?

Passage d'un sel ferreux en sel ferrique

- Préparer dans un tube à essais, une solution diluée de FeCl2.

- Ajouter quelques ml d'eau de chlore (provenant du flacon laveur). Agiter.


Séances.

- Mise en évidence des ions Fe+++ : ajouter quelques gouttes de KSCN à la solution.

Oxydation des bromures avec dégagement de brome

- Préparer dans un tube à essais une solution diluée de KBr. Ajouter quelques ml d'eau

de chlore. Agiter.

- Mise en évidence du Br2 : ajouter à la solution quelque ml de chloroforme. Agiter 30

secondes.

Détermination du degré chlorométrique de l’eau de chlore.

Principe

- Cl2 + 2 KI 2 KCl + I2

- I2 + 2 Na2S2O3 Na2S4O6 + 2 NaI

- 2 moles de thiosulfate réagissent avec une mole d'iode provenant de la réaction avec

1 mole de Cl2, provenant initialement d'une mole d'hypochlorite.

Mode opératoire

- Préparer et placer dans une burette une solution 0,1 M de Na2S2O3.

- Dans un erlenmeyer, prélever à la pipette jaugée, 10 ml de l’eau de chlore à laquelle

on ajoute 3 g de KI. Bien dissoudre KI et homogénéiser.

- Titrer jusqu'à coloration jaune pâle. Ajouter 5 ml d'empois d'amidon. Titrer jusqu'à

décoloration complète.

- Recommencer 2 fois.

Questions

- Le KI est-il en excès ? De combien ? Pourquoi ?

- La concentration déterminée par titrage correspond-t-elle bien à ce que l’on attendait

en fonction de la solubilité du chlore dans l’eau ?


Séances.

9ème séance : Préparation et dosage du sulfate ferreux. Préparation de l'alun ferrique ammoniacal

But

- Préparation d'un sel par réaction d'échange électronique.

- Dosage redox.

- Etude d'une réaction d'oxydation liée à une réaction de complexation.

Rappels théoriques

- Les trois étages d'oxydation du fer sont 0, +2 (ferreux), +3 (ferrique).

- En solution, les sels ferreux sont verdâtres et les sels ferriques sont brunâtres.

- Le sulfate ferreux a une grande tendance à s'oxyder en sulfate ferrique réducteur

assez puissant.

- Les sels ferriques les plus courants sont les chlorures et les sulfates.

- L'alun ferrique ammoniacal Fe2(SO4)3.(NH4)2SO4.24H2O est un sel double qui

cristallise sous forme de cristaux octaédriques transparents de couleur améthyste

pâle (violet), s'effleurissant à l'air ( conservation dans des récipients hermétiques à

l'abri de la lumière).

Manipulations

Préparation du sulfate ferreux (FeSO4)

Principe :

- Oxydation du fer par l'acide sulfurique dilué : Fe + H2SO4 FeSO4 + H2

- On travaille

o Avec H2SO4 dilué afin d'éviter l'oxydation en Fe3+ suivant l'équation 2 Fe + 3

H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3 H2

o En présence d'un excès de fer par rapport à l'acide sulfurique dilué afin que

l'ion ferrique éventuellement formé simultanément à l'ion ferreux soit réduit

directement en ion ferreux.

Mode opératoire :

- Dans un ballon de 500 ml, sous hotte, introduire quantitativement

o Un échantillon de fer de masse connue (~ 9 g de clous)

o 25 ml d'eau

o 46 ml d'acide sulfurique 5 N


Séances.

- Fixer le ballon sur le statif et placer sur le goulot un petit entonnoir pour réduire

l'évaporation.

- Chauffer à douce ébullition, au moyen d'une petite flamme, pendant 30 min.

- Filtrer la solution, encore chaude, dans un erlenmeyer de 200 ml sur filtre plissé.

- Laisser égoutter le filtre, puis rincer 3 fois le ballon avec 10 ml d'eau distillée

bouillante que l'on verse sur le filtre. Attendre entre chaque rinçage que la solution

soit écoulée avant d'effectuer le rinçage suivant. NE PAS JETER LE FILTRE !

Recueillir tous les filtrats dans l'erlenmeyer de 200 ml. Homogénéiser la solution de

l'erlenmeyer par agitation.

- Le fer n'ayant pas réagi (précipité que vous n'avez pas jeté ☺ ) est lavé à l'eau

distillée, puis séché entre papiers filtres et finalement laissé à l'étuve pendant 1

heure. Cet excès de fer est pesé après refroidissement au dessicateur. En

soustrayant cette masse de la masse initiale, il est possible de déterminer la quantité

de fer qui s'est transformé en sulfate ferreux et donc, de calculer votre rendement.

- La solution non diluée est séparée approximativement en deux portions, l'une servira

à la cristallisation du FeSO4, la seconde à la préparation de l'alun ferrique.

Cristallisation du sulfate ferreux

- La première moitié de filtrat est évaporée de façon à réduire le volume d'un tiers.

- Chauffer avec une flamme aussi petite que possible (attention qu'elle ne s'éteigne) et

arrêter l'évaporation dès que le sulfate commence à précipiter.

- Refroidir légèrement et ajouter à la solution encore chaude 20 ml d'alcool éthylique

pour réduire la solubilité de FeSO4 peu soluble dans l'éthanol (loin de toute flamme).

- Refroidir à fond la solution en mélangeant avec une baguette de verre. On observe

une précipitation massive de cristaux de FeSO4.7H2O.

- Quand la cristallisation est terminée, on décante la solution et on lave 2 fois avec 10

ml d'alcool éthylique.

- Etaler les cristaux sur une feuille de papier filtre pour accélérer l'évaporation de

l'alcool.

- Placer une partie de ces cristaux dans l'étuve et comparer l'évolution.

Préparation de l'alun ferrique ammoniacal

- A la seconde moitié de filtrat, on ajoute 21 ml d'acide sulfurique 6 N .

- On réalise l'oxydation par H2O2 à 15 % en ajoutant d'abord 10 ml de peroxyde

d'hydrogène par portions de 2 ml en agitant à chaque fois.

- Contrôler la fin de l'oxydation avec la réaction spécifique au K3[Fe(CN)6] :


Séances.

o Dans un tube à essais, introduire environ 1 ml de la solution de ferricyanure

de potassium puis, au moyen d'une baguette de verre, une goutte de la

solution à analyser.

o S'il se forme instantanément un précipité bleu continuer l'addition de quelques

gouttes de peroxyde d'hydrogène, puis recommencez le test au ferricyanure.

o Veiller à bien rincer le tube à essai et la baguette après chaque essai.

- Lorsque le précipité bleu ne se forme plus, cesser l'oxydation et ajouter 4 g de sulfate

ammonique.

- Mélanger. Laisser reposer la solution cristallisation.

- Essai : chauffer quelques cristaux d'alun ferrique.

- Dans le rapport, indiquez vos différentes observations, les interprétations que vous

en faites et les éventuelles équations qui y sont liées.


Séances.

10ème séance : Synthèse de composés du cuivre

Objectifs

- Effectuer la transformation de l'élément cuivre en divers produits par synthèses

successives.

- Cette séance va permettre de maîtriser plusieurs techniques analytiques :

o Attaque d'un métal à l'aide d'un acide fort.

o Précipitation d'un ion métallique sous forme d'hydroxyde.

o Réduction d'une solution ionique pour obtenir le métal correspondant.

- L'expérience suggérée peut être représentée sous forme du cycle suivant :

- L'élément de départ est une quantité connue de cuivre métallique. L'action d'un acide

fort sur le métal produira une solution aqueuse de nitrate de cuivre. Les ions

cuivriques seront ensuite précipités sous forme d'hydroxyde de cuivre. L'hydroxyde

sera transformé en oxyde et séparé de la solution par filtration. L'oxyde solide sera

solubilisé à l'aide de l'acide sulfurique pour donner une solution aqueuse de sulfate

de cuivre. Finalement, on retourne au cuivre métallique par une réaction des ions

cuivriques à l'aide de zinc métallique. Le cuivre obtenu est séché et pesé. Une

comparaison avec la masse initiale de cuivre permettra d'évaluer l'efficacité des

différentes réactions chimiques ainsi que la dextérité de l'expérimentateur.

Solubilisation du métal

- Sur une balance analytique, peser exactement, environ 1 g de cuivre métallique.

Vous pouvez peser ce métal dans un bécher de 100 ml propre et sec.

- La mise en solution qui suit doit être effectuée sous hotte.

- Ajouter 5 ml d'acide nitrique concentré au bécher contenant le cuivre métallique.

- Placer un verre de montre sur le bécher.

- Le cuivre devrait se dissoudre en une dizaine de minutes.


Séances.

- Observez et notez cette réaction de solubilisation. Quelle est l'équation de cette

réaction ? Quel est l'état physique des réactifs et des produits (solide, liquide,

gazeux, solution) ?

- Si le cuivre n'est pas complètement solubilisé, ajouter 2 ml de HNO3 concentré.

Remettre le verre de montre, puis chauffer doucement au bain-marie.

- Lorsque la solubilisation est complète, laisser refroidir et diluer la solution en ajoutant

très lentement 30 ml d'eau distillée.

- Transférer la solution dans un bécher de 250 ml en utilisant deux portions de 10 ml

d'eau pour rincer le bécher de 100 ml. En opérant de cette façon tout le cuivre est

transféré dans le bécher de 250 ml.

Précipitation sous forme d'hydroxyde, puis transformation en

oxyde

- Placer une tige de verre propre dans le bécher. Tout en agitant, ajouter lentement à

l'aide d'un cylindre gradué 15 ml de NaOH 6 M. On ajoute la base par petites

quantités successives. Le pH de la solution augmentera pour devenir basique. L'ion

cuivrique précipite alors sous forme d'hydroxyde. Quelle est l'équation de cette

réaction ? Quels sont les états physiques des réactifs et des produits ? Observations

?

- NOTE : La séparation, ainsi que la purification d'un précipité gélatineux tel que

Cu(OH)2 est difficile et pas très efficace. Le produit gélatineux retient les sels solubles

qui sont difficilement éliminés par lavage à l'eau distillée. Pour remédier à cette

situation, on transforme l'hydroxyde de cuivre en oxyde de cuivre CuO, beaucoup

moins gélatineux.

- Dans la hotte, chauffez votre solution d'hydroxyde de cuivre. Attention de bien agiter

continuellement la solution avec une tige de verre pour éviter une ébullition irrégulière

qui donnerait des projections de la solution.

- Chauffer jusqu'à ébullition et baisser la température pour maintenir une ébullition

douce. Continuer le chauffage pour transformer tout l'hydroxyde (bleu) en oxyde

(noir).

- Filtrer.

- Laver le précipité avec trois portions de 10 ml d'eau distillée.

- Utiliser l'eau de lavage pour transférer le CuO de votre bécher vers le filtre.

- Si nécessaire, utiliser une portion supplémentaire d'eau de lavage.


Séances.

Transformation de l'oxyde en sulfate de cuivre

- Cette étape consiste à solubiliser l'oxyde en ajoutant l'acide sulfurique pour former le

sulfate de cuivre soluble en milieu aqueux.

- Utiliser un bécher de 100 ml propre.

- Transférer le CuO dans le bécher.

- Solubiliser le CuO restant sur le filtre ou la tige de verre avec une solution tiède

d'acide sulfurique diluée (10 ml de 2 M)

- Utiliser une autre portion d'acide sulfurique 2 M pour solubiliser l'ensemble du CuO.

Si nécessaire, chauffer légèrement afin de faciliter la mise en solution.

- Assurez-vous qu'il ne reste plus de CuO solide. Laissez refroidir la solution.

- Quelles sont vos observations, interprétations et équations associées ?

Transformation des ions cuivriques en cuivre métallique

- Une réaction d'oxydo-réduction sera utilisée pour cette transformation. Pour effectuer

la réduction des ions Cu++ il faut une source d'électrons (Cu++ + 2 e- Cu). Le zinc

métallique peut réduire les ions Cu++ tout en étant oxydé (Zn Zn++ + 2 e-).

- Prendre le bécher contenant la solution aqueuse de sulfate de cuivre et ajouter, par

petites portions 1,5 g de poudre de zinc.

- Agiter avec une tige de verre jusqu'à la disparition de la couleur bleue des ions Cu++.

A ce point, les ions Cu++ ont été transformés en Cu métallique et le zinc, qui a réagi,

en ZnSO4, sachant que le Zn était en excès, on retrouve au fond du bécher, un

mélange de zinc et de cuivre. Pour récupérer le cuivre seulement, il faut éliminer le

zinc en l'oxydant sous forme de Zn++.

- Par de petites portions, tout en agitant, ajouter 10 ml de HCl 6 M à votre bécher. Le

zinc métallique réagit avec l'acide chlorhydrique pour donner du chlorure de zinc et

de l'hydrogène suivant la réaction : Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2.

- Si la réaction est trop lente, il faut chauffer la solution légèrement.

- Laisser le cuivre se déposer dans le bécher de 100 ml propre et sec, sur la balance

analytique.

- Transférer votre cuivre métallique dans ce bécher en utilisant un minimum d'eau.

- Chauffer légèrement afin d'évaporer l'eau. Laisser refroidir.

o Peser le bécher et calculer la quantité de cuivre métallique récupérée.

o Calculer le pourcentage récupéré.

o Donner toutes les équations des réactions et expliquer le résultat de votre

pourcentage de récupération.


Séances.

11ème séance : Solubilité des sels dans l’eau et spectrométrie d’émission atomique.

But

- Etablir expérimentalement une table de solubilité de différents sels.

- Etudier quelques facteurs capables d’influencer la solubilité.

- Montrer comment il est possible d’identifier un élément à partir de la couleur de son

émission de flamme.

Table de solubilité

Sels inorganiques

- Les chlorures sont solubles, sauf AgCl – PbCl2 –Hg2Cl2

o Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu d’AgNO3 – Pb(NO3)2 et Hg2(NO3)2.

o Dans chacun des tubes à essais, ajouter quelques gouttes de HCl.

o Observer et donner les équations.

- Les bromures sont solubles sauf AgBr – PbBr2 –Hg2Br2

o Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu d’AgNO3 – Pb(NO3)2 et Hg2(NO3)2.

o Dans chacun des tubes à essais, ajouter quelques gouttes d’une solution de

KBr.


- Les iodures sont solubles, sauf AgI – PbI2 –Hg2Br2 – HgI2 – BiI3 – CuI

o Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu d’AgNO3 – Pb(NO3)2 – Hg2(NO3)2 –

HgCl2 – Bi(NO3)3 et Cu(NO3)2.


KI.


- Les sulfates sont solubles, sauf CaSO4 – BaSO4 – PbSO4 – SrSO4

o Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu de CaCl2 – Ba(NO3)2 – PbCl2 –

Sr(NO3)2.

o Dans chacun des tubes à essais, ajouter quelques gouttes d’acide sulfurique

diluée.


- Les nitrates sont tous solubles


Séances.

- Les phosphates donnent des sels peu solubles sauf Na+, K+ et NH4+

. A titre

d’exemples, faites les expériences suivantes :

o Dissoudre dans quelques ml d’eau un peu de CaCl2 – Ba(NO3)2 – PbCl2 ––

Fe(NO3)3 – Bi(NO3)3 et Cu(NO3)2


phosphate de sodium (Conserver le tube avec le phosphate de calcium).


- Les carbonates donnent des sels peu solubles sauf Na+, K+ et NH4+

. A titre

d’exemples, faites les expériences suivantes :

o Dissoudre dans quelques ml d’eau un peu de CaCl2 – Co(NO3)2 – NiCl2 ––

Fe(NO3)3 – Bi(NO3)3 et Cu(NO3)2


carbonate de sodium.


Sels organiques

- Les acétates sont solubles, sauf Hg2(CH3COO)2 et CH3COOAg

o Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu d’AgNO3 – Pb(NO3)2 – Hg2(NO3)2 –

Na2CO3 et AlCl3.

o Dans chacun des tubes à essais, ajouter quelques gouttes d’acide acétique

diluée.


- Les oxalates sont insolubles sauf Li+, Na+, K+, NH4+ et Fe3+ (partiellement pour Mg2+)

o Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu d’MgSO4 – CuSO4 – Bi(NO3)2 –

Na2CO3 – KBr – CrCl3 – AlCl3 – FeCl3 et CaCl2.

o Dans chacun des tubes à essais, ajouter quelques gouttes d’oxalate

d’ammonium.


Paramètres influençant la solubilité

Température

En général la solubilité des sels croit avec la température. Cette affirmation vous

semble-t-elle correcte ? Quels exemples ou contre-exemples de la vie courante pouvez-vous

en donner ?


Séances.

Présence d’électrolytes ayant un ion commun avec le sel considéré

- Sauf réaction donnant lieu à la formation d’un complexe, la présence d’une

électrolyte ayant un ion commun avec le sel étudié a généralement pour effet de

réduire la solubilité de ce sel.

- Expérience :

o Préparer 15 ml d’une solution de CaCl2 à 10 %.

o Dissoudre 5 g de Na2SO4 dans un peu d’eau et verser cette solution dans

celle de CaCl2.

o Filtrer le précipité formé. Le laver jusqu’à disparition des ions Cl- (comment le

vérifier ?) dans les eaux de lavage.

o Dans un tube à essais, introduire un peu de précipité lavé. Le couvrir d’eau

jusqu’au ½ inférieur. Chauffer dans une petite flamme ou au bain-marie

pendant une dizaine de minutes de manière à obtenir une solution saturée de

CaSO4.

o Laisser refroidir, filtrer, recueillir dans un tube à essais. Y ajouter un volume

égale d’acide sulfurique concentré. Refroidir, observer et expliquer.

Augmentation apparente de la solubilité d’un sel par addition d’un autre

électrolyte ou d’une autre substance qui donne lieu avec le sel considéré

à la formation d’un complexe

- Dissoudre dans quelques ml d’H2O un peu de Co(NO3)2 – CuSO4 – ZnCl2.

- Dans chacun des tubes à essais, ajouter quelques gouttes de soude diluée.

- Observer et donner les équations.

- Dans chacun des tubes ajouter quelques gouttes d’ammoniaque concentrée.

Action d’un acide fort sur la solubilité apparente d’un sel dérivant d’un

acide fort

- Dans le tube de phosphate de calcium que vous avez conservé, ajouter quelques ml

d’une solution diluée de HCl.

- Observations, équations et conclusions.

Modification de la nature du milieu

- On peut modifier notablement la solubilité d’un sel en ajoutant à l’eau des non-

électrolytes qui y sont solubles et qui changent la nature du milieu.

- Expérience :


Séances.

o A une solution concentrée de sulfate de cuivre, ajouter petit à petit de l’alcool

éthylique.

o Décrire le phénomène. Y avez-vous déjà été confronté ?

Feu d’artifice

- Dans des tubes à essais, mettre en solution BaCl2 – CaCl2 – KCl – NaCl – CuSO4

- Tremper l’extrémité d’une tige de verre dans la solution et la passer à la flamme du

bunsen.

- Observations et conclusions.

- Note : Bien rincer la tige de verre entre chaque expérience.


Séances.

12ème séance : Techniques de l’analyse immédiate

Buts

- Déterminer si une substance donnée est un mélange ou un corps pur.

- Identifier et séparer les corps purs constituants le mélange.

Techniques de l’analyse immédiate

Deux cas peuvent se présenter :

- La substance à analyser est homogène : un fragment quelconque, aussi petit soit-il,

présente les mêmes propriétés, quel que soit l’endroit où il est prélevé.

- La substance à analyser est hétérogène : nécessite de la transformer en deux ou

plusieurs fractions homogènes par des procédés mécaniques.

Transformation d’un mélange hétérogène en plusieurs substances

homogènes

- Mélange hétérogène formé d’un liquide et d’un solide séparation par :

o Décantation

o Filtration

o Centrifugation

o Evaporation

- Mélange hétérogène de deux liquides non miscibles séparation par :

o Décantation

o Centrifugation

Analyse immédiate des substances homogènes en phases

Principe :

S’efforcer, en utilisant des méthodes physiques et parfois chimiques, de faire

apparaître, à partir de la phase initiale, une ou plusieurs phases de propriétés différentes. Si

l’on y parvient, on conclut que la substance homogène étudiée est un mélange.

Méthodes chimiques :

Consistent à ajouter au mélange un réactif convenable qui puisse isoler un

constituant du mélange ou se combiner avec lui. Dans ce dernier cas, on doit pouvoir

séparer le constituant facilement par un procédé physique et s’il y a lieu, on le traite par un


Séances.

autre réactif pour régénérer le constituant du mélange qui lui a donné naissance (ex. :

Résines échangeuses d’ions.)

Méthodes physiques :

- Distillation fractionnée

- Liquéfaction fractionnée

- Fusion et solidification fractionnée

- Cristallisation fractionnée

- Précipitation fractionnée

- Dissolution fractionnée

- Diffusion

- Dialyse

- Chromatographie

La chromatographie

Principes généraux

- Technique de séparation puissante, mais complexe.

- Son nom dérive du grec « chromos » (couleur), car les premiers composés séparés

par chromatographie ont été des pigments végétaux colorés.

- Les séparations chromatographiques mettent en œuvre des techniques basées sur

les propriétés générales des molécules :

o Tendance d’une molécule à se dissoudre préférentiellement dans un liquide

(partage)

o Affinité d’une molécule pour un support d’une polarité donnée (adsorption)

o Taille et forme de la molécule (exclusion de taille)

o Charges que porte la molécule (échangeurs d’ions)

- Basé sur l’établissement d’un équilibre de partage des constituants d’un mélange

entre deux phases non miscibles, l’un fixe (phase stationnaire) et l’autre mobile

(phase mobile).

Définition de termes liés à la chromatographie

- Adsorbant : substance solide servant de phase stationnaire en chromatographie

d’adsorption.

- Support : support du film liquide en chromatographie de partage.

- Développement : écoulement de la phase mobile sur le support ou l’adsorbant.


Séances.

- Elution : séparation des composants du mélange, lors du développement.

- Solutés : substances séparées.

Technique de la chromatographie sur couche mince (CCM)

- L’adsorbant est réparti en une mince couche (environ 0,25 mm d’épaisseur) sur un

support solide (plaque de verre, aluminium ou plastique).

- L’adsorbant est un solide à grains très fins comme l’oxyde d’aluminium (alumine), le

gel de silice, la poudre de cellulose ou la poudre de nylon.

- Le mélange à séparer est en solution (dans un solvant convenable) et une goutte de

celle-ci est déposée près du bord inférieur de la plaque (à environ 1 cm du bord de la

plaque).

- La goutte qui doit avoir un diamètre de 3 à 5 mm est déposée à l’aide d’un capillaire.

- On laisse s’évaporer le solvant, ou on accélère l’évaporation par un courant d’air

chaud (sèche-cheveux) les substances dissoutes se fixent sur l’adsorbant.

- La plaque est alors placée verticalement dans un récipient fermé contenant un

solvant (moins d’un cm dans le fond) qui est en contact avec le bord inférieur de la

plaque, sans cependant atteindre le niveau de la tache du mélange que l’on a

déposé.

- Le solvant, appelé éluant, monte par capillarité dans la couche d’adsorbant

entraînant avec lui, avec des vitesses différentes, les constituants du mélange.

- Si le solvant a été bien choisi, il va résoudre le dépôt initialement appliqué en une

série de taches qui correspondent, en principe, à autant de composés définis. Si les

taches ne sont pas colorées, elles peuvent être révélées si on vaporise dessus une

substance qui les rend colorées.

- La CCM s’opère dans une chambre dont l’atmosphère est saturée aussi

complètement que possible par le solvant utilisé dans le développement.

Termes importants utilisés en CCM

- Origine : dépôt contenant le mélange et placé au début du chromatogramme.

- Dépôt d’échantillon : technique pour placer le mélange à l’origine.

- Front de solvant : limite supérieure du solvant progressant sur la couche d’adsorbant.

Lorsque le développement est fini, cette distance représente le maximum de hauteur

atteint par le solvant.

- Rate factor (Rf) : défini la position relative occupée par les constituants du mélange

par rapport au front de solvant. On le calcul en divisant la distance parcourue par la

substance, par la distance parcourue par le solvant. Un Rf est donc toujours < 1.


Séances.

Dans des conditions données (nature de l’adsorbant, du solvant, épaisseur et

homogénéité de la couche, T°), le Rf est caractéristique pour une substance il peut

servir à identifier celle-ci. (Rf = B/A). Rem : Des substances différentes peuvent avoir

des des Rf identiques nécessité de procéder à des chromatographies dans des

conditions différentes ou se servir d’autres critères d’identification.

Manipulation : Extraction de l’huile essentielle d’agrume par hydrodistillation

Objectifs

- Réaliser l’extraction de l’huile essentielle d’orange par hydrodistillation.

- Réaliser une extraction liquide-liquide dans une ampoule à décanter.

- Identifier, par CCM, le limonène dans l’huile essentielle d’orange.

Principe

- Les agrumes contiennent dans leurs cellules des composés organiques odorants.

Ces composés, peu solubles dans l’eau, sont difficiles à extraire par macération ou

décoction dans l’eau. D’autre part, la présence de résidus rend difficile l’extraction par

d’autres solvants, puis la filtration.

- On préfère utiliser la technique de l’hydrodistillation. On porte à ébullition, un mélange

d’agrume et d’eau. Sous l’action de la chaleur, les cellules des agrumes éclatent et

libèrent des composés organiques volatils. La vapeur d’eau formée entraîne les

composés organiques à l’état gazeux vers le réfrigérant. La condensation de ce

mélange gazeux provoque sa séparation en deux phases liquides :

o La phase organiques supérieure, huileuse et très odorante, appelée « huile

essentielle » et contenant la majorité des composés odorants.


Séances.

o La phase aqueuse inférieure, odorante, appelée « eaux aromatiques », qui

n’en contient que très peu.

Hydrodistillation de l’écorce d’orange.

- Laver soigneusement deux oranges afin d’éliminer au mieux les produits de

conservation généralement pulvérisés sur les agrumes.

- Les éplucher en évitant de prendre la partie interne blanche de la peau, puis les

couper en morceaux.

- Introduire les morceaux dans le ballon et le remplir à moitié d’eau distillée.

- Réaliser le montage illustré (ballon de 500 ml) et le faire vérifier.

-

- Faire circuler l’eau froide dans le réfrigérant à eau, puis, porter le mélange du ballon

à ébullition.

- Recueillir 40 ml de ce distillat et stopper le chauffage.

- Verser la totalité du distillat dans une ampoule à décanter et laisser reposer.

- Ajouter 20 ml d’une solution de chlorure de sodium saturée. Agiter et laisser reposer

à nouveau. Faire un schéma légendé de l’ampoule à décanter et de son contenu.

- Lorsque les phases sont bien séparées :

o Evacuer la phase aqueuse dans un erlenmeyer.

o Recueillir l’huile essentielle dans un minitube.


Séances.

Chromatographie sur CCM de l’huile essentielle

- Dans la cuve à chromatographie, verser 4 ml de l’éluant (50 % cyclohexane + 50 %

éther diéthylique).

- Couvrir la cuve afin de permettre à son atmosphère de se saturer en vapeurs

d’éluant.

- Préparation des échantillons suivants (avec l’aide du responsable) :

o Echantillon n°1 : 200 µl de limonène pur dans 800 µl de cyclohexane.

o Echantillon n°2 : huile essentielle du minitube + 700 µl de cyclohexane.

- Réaliser, sur la plaque, 1 dépôt de l’échantillon n°1 seul, un dépôt de l’échantillon n°1

+ échantillon n°2 et un dépôt de l’échantillon n°2 seul.

- Elution : placer la plaque dans la cuve et laisser évoluer jusqu’à ce que le front de

l’éluant arrive à 5 mm du haut de la plaque. Retirer la plaque de la cuve et marquer

aussitôt, au crayon le niveau atteint par l’éluant.

- Laisser sécher.

- Placer la plaque sous lampe UV et observer : noter les observations.

- Verser un peu de solution de KMnO4 dans une boite de Pétri. Plonger la plaque (face

silice en dessous) en la tenant avec une pince, la sortir immédiatement et la poser

sur une feuille d’essuie-tout : il apparaît des taches jaunes sur le fond jaune du

permanganate : laisser sécher la plaque.

Rapport

Répondre aux questions suivantes :

- Que se passe-t-il lorsque l’on chauffe le mélange écorce d’agrume – eau ?

- Qu’observe-t-on dans le réfrigérant à eau au cours du chauffage ? Quel est le rôle du

réfrigérant à eau ?

- Que peut-on dire de la température de la phase gazeuse pendant l’ébullition ?

Comparer avec celle de l’eau.


Séances.

- Quel est le volume d’huile essentielle dans les 40 ml de distillat

(approximativement) ?

- A l’aide du tableau suivant, justifier la position des phases aqueuses et organiques.

Huile essentielle Eau Eau salée

Densité 0,86 1,0 -

Solubilité des composés organiques - Faible Nulle

- Quel est l’intérêt de cette opération appelée « relargage » ?

- Quelle(s) espèce(s) chimique(s) peut-on identifier dans l’huile essentielle ?

Pourquoi ?

- Calculer le rapport frontal du limonène. Comparer avec la valeur donnée dans les

tables pour le limonène : Rf = 0,90.


Séances.


13ème séance : Dosage approximatif des sucres dans un jus d’orange.

Principe

- Le glucose et le saccharose sont les principaux sucres contenus dans le jus

d’orange.

- En milieu basique et à froid, le glucose (glu-CHO) est oxydé en ion gluconate (glu-

COO-) par le diiode en excès (tandis que le saccharose n’est pas oxydé) ; le dosage

du diiode excédentaire par une solution de thiosulfate de sodium permet de calculer

la quantité de glucose libre contenu dans l’échantillon de jus de fruit analysé.

Glu-CHO + I2 + 3 OH- RCOO- + 2 I- + H2O

- En milieu acide et à chaud, le saccharose s’hydrolyse en glucose et en fructose

suivant l’équation-bilan : C12H22O11 + H2O C6H12O6 (glucose) + C6H12O6 (fructose).

Après retour en milieu basique, la totalité du glucose présent peut être oxydé par une

solution de diiode comme précédemment (tandis que le fructose n’est pas oxydé) ; le

dosage du diiode excédentaire par une solution de thiosulfate de sodium permet

cette fois de calculer la quantité de glucose total contenu dans l’échantillon de jus de

fruit.

- La connaissance des quantités de glucose libre et de glucose total contenues dans

un échantillon de jus de fruit permet alors de calculer la quantité de saccharose qu’il

renferme.

- Note : L’acide ascorbique, contenu en faible quantité dans le jus d’orange, est

également oxydé par le diiode. On admet qu’il ne vient pas perturber le dosage des

sucres.

Petit rappel théorique

Titrages avec un bilan réactionnel du type aA + bB qqc.

Au point équivalent, on aura nA/a = nB/b (1)

Ex. : H2SO4 + 2 NaOH 2 H2O + Na2SO4 Il faut 2 moles de NaOH pour neutraliser

complètement une mole de H2SO4 (qui libère 2 H+). Donc nH2SO4 = nNaOH/2.

(1) (CA VA)/a = (CB VB)/b

Séances.


Formule à appliquer pour l’étalonnage de la solution de diiode suivant l’équation :

I2 + 2 Na2S2O3 Na2S4O6 + 2 NaI

Mode opératoire

Préparation de la solution S pour le dosage du glucose libre

- Verser dans une fiole jaugée de 50 ml, 10 ml de jus de fruit (prélevés à la pipette

jaugée) et ajuster à 50 ml avec de l’eau distillée. Boucher et homogénéiser.

Préparation de la solution S’ pour le dosage du glucose total

- Verser dans un erlenmeyer 10 ml de jus de fruit (prélevés à la pipette jaugée).

- Ajouter 5 ml d’acide chlorhydrique 2 M.

- Mettre au bain-marie à 80°C pendant 30 min.

- Boucher l’erlenmeyer et refroidir sous l’eau du robinet.

- Ajouter 5 ml de solution de soude à 2 M afin de ramener à un pH sensiblement

neutre.

- Transvaser quantitativement dans une fiole jaugée de 50 ml, rincer, ajuster à 50 ml

avec de l’eau distillée. Boucher et homogénéiser.

Etalonnage de la solution de diiode (environ 0,05 M)

- Remplir la burette avec la solution de thiosulfate

- Prélever à la pipette jaugée, 25 ml de la solution de diiode et la verser dans un

erlenmeyer.

- Verser progressivement la solution de thiosulfate 0,1 M jusqu’à décoloration jaune

pâle.

- Ajouter quelques gouttes d’empois d’amidon et titrer jusqu’à décoloration totale.

Oxydation du glucose dans la solution S (dans 3 erlenmeyers)

- Introduire 10 ml de la solution S prélevés à la pipette jaugée.

- Ajouter 25 ml de la solution de diiode (pipette jaugée).

- Ajouter 5 ml de NaOH 2 M pour se placer en milieu basique.

- Laisser reposer à l’obscurité pendant 30 minutes.

Séances.


- En milieu basique, le diiode se dismute en ions iodate (IO3-) et en iodure (I-) ; la

coloration du diiode excédentaire n’apparaît donc pas. Ajouter à la solution environ

10 ml de solution d’acide chlorhydrique 2 M pour revenir en milieu acide ; la

coloration jaune du diiode excédentaire réapparaît.

Dosage de l’excès de diiode dans la solution S

- Titrer le diiode excédentaire au moyen de la solution de thiosulfate 0,1 M, en

présence d’empois d’amidon.

Oxydation du glucose dans la solution S’ (dans 3 erlenmeyers)

- Même mode opératoire que pour l’oxydation de la solution S.

Dosage de l’excès de diiode dans la solution S’

- Même mode opératoire que pour l’oxydation de la solution S.

Questions pour rapport

- Déterminer la concentration exacte de la solution de diiode.

- Déterminer la concentration de glucose libre dans l’échantillon S.

- Déterminer la concentration en glucose total dans l’échantillon S’.

- En déduire les concentrations molaires du jus de fruit en glucose libre et en

saccharose.

- Transformer ces concentrations molaires en concentrations massiques sachant que

la MM(glucose) = 180 g mol-1 et MM(saccharose) = 342 g mol-1.

Séances.


14ème séance : Dosage du cuivre dans un alliage.

Principe

Un échantillon de cuivre métallique est dissous dans de l’acide nitrique pour produire

du Cu(II) et les oxydes d’azote sont éliminés par ajout de H2SO4 et ébullition jusqu’à

dégagement de SO3. La solution est neutralisée avec NH3, puis légèrement acidifiée par

H3PO4, lequel permet également de complexer toute trace de Fe(III) qui pourrait être

présente et prévenir ainsi sa réaction avec I-. Finalement, la solution est traîtée avec un

excès de KI pour produire CuI et une quantité équivalente de I3-, lequel est titré avec une

solution standard de thiosulfate de sodium, en présence d’empois d’amidon comme

indicateur.

Equations

2 Cu2+ + 5 I- 2 CuI + I3-

IO3- + 8 I- + 6 H+ 3 I3- + 3 H2O

I3- + 2 S2O32- 3 I- + S4O6

2-

Préparation et étalonnage de la solution de thiosulfate de sodium

(~0,1 M)

- Dissoudre 6,2 g de thiosulfate de sodium pentahydrate dans 250 ml d'eau.

- Dans un erlenmeyer de 250 ml, introduire successivement :

a. 25 ml d'une solution d'iodate de potassium étalon à 0,0167 M (pipette jaugée)

b. 25 ml d'une solution de KI à 10 % (éprouvette)

c. 10 ml de H2SO4 1 N (éprouvette)

- Verser la solution de Na2S2O3, peu à peu, à la burette, jusqu'à coloration jaune pâle.

- Ajouter un peu d'empois d'amidon et continuer le titrage jusqu'à disparition de la

coloration brune.

- Recommencer 2 fois et déterminer le titre exact de la solution de thiosulfate.

Détermination de la quantité de cuivre dans un inconnu

- Dans 3 erlenmeyers de 250 ml, peser 0,2 g d’alliage.

- Sous la hotte, dissoudre les échantillons dans 10 ml de HNO3 6 M, chauffer au bain

marie si nécessaire.

Séances.


- Toujours sous la hotte, ajouter 10 ml d’acide sulfurique concentré (Faites

extrêmement attention !!!!) et évaporer jusqu’à apparition d’une copieuse fumée

blanche de SO3.

- Refroidir et ajouter avec précaution 20 ml d’eau.

- Faire bouillir 1-2 minutes et refroidir.

- Ajouter du NH3 6 M au goutte à goutte, tout en agitant la solution d’échantillon (pas

avec une baguette de verre) jusqu’à apparition du complexe Cu(NH3)42+ bleu intense.

- Ajouter alors de l’acide sulfurique 3 M jusqu’à retour à la couleur bleu clair, puis 2 ml

d’acide phosphorique concentré.

- Laisser refroidir à température ambiante.

- A partir de là, traiter les échantillons séparément !!!

- Dissoudre environ 2 g de KI dans 10 ml d’eau et ajouter à l’erlenmeyer.

- Titrer immédiatement avec le thiosulfate jusqu’à ce que la coloration jaune de I3- soit

pratiquement disparue.

- Ajouter 2-3 ml d’empois d’amidon et titrer jusqu’à ce que la coloration brune soit

complètement disparue.

- Répéter deux fois (3 titrages au total). Déterminer la molarité du thiosulfate.

- Déterminer le pourcentage (massique) de cuivre dans cet échantillon.

Annexe

Annexe.

Préambule Les règles énoncées dans cette annexe sont relativement générales et normalement

applicables dans n’importe quel laboratoire. Vous pourrez vous y référer pour connaître la

conduite à avoir en cas de problème et comment éviter ces problèmes. Cela dit, vous avez

reçu (ou vous allez recevoir) une formation concernant la sécurité. Tout ce qui pourra être dit

durant cette formation prime sur cette annexe, donc en cas de contradiction, c’est la version

« orale » qui vous a été (ou qui vous sera) donnée qui a force de loi.

Règles générales

Interdictions : Il est strictement interdit :

- De séjourner et à fortiori de travailler seul dans le laboratoire.

- D’y travailler sans l’autorisation du responsable.

- D’emporter quoi que ce soit du laboratoire, sauf autorisation expresse du

responsable.

- De fumer, manger et de boire dans le laboratoire. Ne buvez jamais non plus au

robinet ou dans la verrerie de laboratoire, ceci afin d’éviter l’ingestion de produits

nocifs.

Obligations :

- Avant d’entreprendre quelque expérience que ce soit ou d’employer tout produit

soumis à restriction, informez le responsable et suivez toutes les consignes qu’il vous

donnera.

- Portez, pendant le travail, une blouse de laboratoire, boutonnée, fermant bien au col

et aux poignets. Vous éviterez ainsi de détériorer vos vêtements (brûlures, trous,

tâches, etc.) par l’acide, le feu, la flamme incolore du brûleur à gaz, etc.

- Vous êtes tenus de toujours porter des lunettes de sécurité.

- Si il y a des sources lumineuses riches en rayons UV, protégez vos yeux avec des

verres spéciaux.

- Maintenez votre table propre. Les produits renversés doivent être neutralisés ou

dilués à suffisance avant d’y passer le torchon réservé à cet usage. Ramassez les

morceaux de verre avec une brosse ou un balai avant d’utiliser le torchon ; vous

éviterez ainsi de vous couper.

- Ne vous appuyez jamais contre un appareil ou à une table de laboratoire.

Gillet Steve, D.Sc. -ii-

Annexe.

- Lavez-vous les mains dès qu’elles sont souillées et en tout cas avant de quitter le

laboratoire.

- Ne jetez dans l’évier aucun objet susceptible de le boucher.

- Avertissez le responsable de tout incident et de tout bris ou détérioration

d’appareillage ou de matériel.

- Après chaque séance de travaux pratiques, remettez le laboratoire complètement en

ordre (tables, plancher, éviers, hottes, flacons à réactifs, balances, etc.). Débranchez

les appareils électriques du secteur, coupez le gaz et nettoyez votre matériel avant

de le ranger dans l’armoire. L’ORDRE EST UNE GARANTIE DE SECURITE.

Consignes relatives aux manipulations et à la pratique courante de laboratoire

Règles de manipulation

- Ne faites aucune expérience, ne mélangez jamais des produits, la figure penchée au

dessus d’un récipient. Tenez-vous à distance en travaillant à bout de bras, au dessus

d’une table ou d’un évier. Mélangez les réactifs concentrés goutte à goutte, afin

d’éviter toute projection.

- Pour la même raison, versez lentement l’acide dans l’eau et ne versez jamais l’eau

dans l’acide (Acide dans l’eau, tout est beau ! Eau dans l’acide, au suicide !).

- Ne respirez jamais au col d’un flacon, d’un tube à essais. Si vous êtes obligés de le

faire, faites-le en amenant de la vapeur de l’éprouvette vers le nez par un mouvement

de la main. Respirez prudemment.

- Ne goûtez jamais un produit. Ne pipetez jamais des liquides toxiques ou corrosifs

sans faire usage d’une pipette à piston ou d’une pro-pipette.

- Ne tournez jamais l’orifice d’un tube à essais vers vos mains, votre figure ou celle de

vos voisins. Dirigez le tube de biais, l’orifice vers le centre de la table.

- Pour chauffer un tube à essais dans la flamme d’un brûleur à gaz :

o Ne le remplissez qu’au quart.

o Tenez-le avec une pince en bois.

o Ne chauffez pas le fond (surtout si vous voulez faire bouillir, ou si il se forme

un précipité).

o Chauffez-le à mi-hauteur en l’agitant

- Ne mélangez jamais des produits dans un tube à essais en le bouchant avec le

doigt ; bouchez-le avec un bouchon ou transvasez le contenu dans un autre tube à

essais.

Gillet Steve, D.Sc. -iii-

Annexe.

- N’abaissez jamais un bain d’huile chaud à main nue à la fin d’une opération, vous

risqueriez de faire basculer le bain et de vous brûler.

- Avant d’allumer un brûleur à gaz, fermez d’abord complètement les orifices d’accès

d’air. Ensuite, laissez arriver le gaz et allumez le brûleur.

- L’allumage des fours à moufle devra se faire conformément aux instructions

données. La mise à feu se fera en approchant la canne d’allumage spéciale de la

partie supérieure des brûleurs de la rampe de chauffage.

- Lorsque le gaz brûle à l’intérieur d’un brûleur à gaz, celui-ci siffle, la flamme devient

verte et on aperçoit une petite flamme à travers les orifices d’accès d’air. Dans ce

cas, ne touchez pas au brûleur, vous vous brûleriez les doigts. Fermez complètement

l’arrivée du gaz, laissez refroidir, puis rallumez.

- Il est déconseillé de laisser brûler un brûleur à gaz en flamme éclairante sous un

grand débit de gaz. La combustion incomplète qui résulte de l’absence d’air

secondaire dans la flamme produit de l’oxyde de carbone (CO) ce qui peut constituer

un danger d’intoxication très grand dans une atmosphère confinée. L’existence de

ces grandes flammes vacillant au moindre souffle, constitue en outre un danger non

négligeable d’incendie.

- Eteignez les brûleurs dont vous n’avez pas immédiatement besoin. Fermez tous les

robinet quand il y a coupure de gaz.

- Avant de commencer à travailler, vérifiez si les appareils sont complètement en ordre

et ne sont pas ébréchés, ni fêlés.

- Avant d’employer des burettes, des ampoules à brome, des appareils à décanter, ou

tout appareil muni d’un robinet à boisseau, assurez-vous que la carotte est graissée

et munie d’un dispositif de sécurité l’empêchant de sortir du boisseau.

- Lorsque vous introduisez un tube de verre dans un bouchon perforé ou dans un tube

en caoutchouc, ou encore lorsque vous voulez enfoncer un bouchon dans un col de

ballon, vous risquez de briser la pièce de verre et de vous blesser. Utilisez donc un

perce-bouchon bien aiguisé pour pratiquer dans le bouchon une ouverture adaptée

au diamètre du tube de verre, dont les extrémités seront parfaitement bordées à la

flamme. Pendant l’introduction du tube, saisissez-le aussi près que possible du

bouchon, entourez-vous les mains d’un chiffon ou portez des gants de cuir (vous

faciliterez grandement l’introduction du verre en le recouvrant d’une pellicule de

glycérine ou même d’eau).

- Lorsque vous déplacez un appareil en verre, prenez la précaution de le démonter

chaque fois que cela est possible ; à fortiori s’il contient des produits inflammables,

toxiques ou corrosifs.

Gillet Steve, D.Sc. -iv-

Annexe.

- Ne laissez jamais fonctionner sans surveillance un appareil nécessitant un courant

d’eau (bain-marie, réfrigérant, etc.) pour lequel une interruption du courant d’eau

risque de provoquer un incendie ou une explosion, sauf si l’appareil est muni d’un

dispositif automatique de sécurité.

Transport et emploi des produits chimiques

- Ne versez jamais le mercure et les sels de mercure dans l’évier. Il est prévu un flacon

pour la récupération du mercure.

- Lorsque vous voulez verser les restes d’acide forts dans l’évier, faites couler l’eau

afin de diluer les acides avant de les envoyer dans les canalisations. Attention

cependant aux projections : ne faites pas couler l’eau trop fort. N’agissez cependant

pas de cette façon avec l’acide sulfurique concentré. Versez d’abord l’acide

sulfurique dans un récipient contenant beaucoup d’eau, puis videz celui-ci dans

l’évier.

- Après avoir pris la quantité voulue d’une substance hors d’un flacon, refermez-le

immédiatement avec son propre bouchon. Ne tenez jamais un flacon par le col, mais

bien par le corps. Pour verser un liquide, tenez le flacon de façon à ce qu’aucune

goutte ne tombe sur l’étiquette. Si vous ne pouvez tenir le bouchon en main, en le

déposant, veillez à ce qu’il ne puisse se salir.

- N’employez jamais une tige de verre (et encore moins un tube de verre), mais une

spatule ou une cuillère pour désagréger des substances solides contenues dans un

flacon (la tige pourrait se briser et vous blesser).

- Dans toutes les manipulations où l’hydrogène est utilisé pendant un certain temps

avec un débit appréciable (par exemple, en chromatographie gazeuse), vérifiez le

bon fonctionnement de l’évacuation du gaz à l’air libre. Vérifiez fréquemment la

vanne de la bonbonne ainsi que les raccords pour déceler les fuites de gaz

éventuelles. Une solution d’eau savonneuse appliquée au pinceau sur les raccords

peut être utilisée à cet effet.

Emploi des appareils électriques

- Assurez-vous que les appareils soient mis à la terre.

- Ne les mettez jamais sous tension que lorsqu’ils sont entièrement montés et après

accord du responsable. Une erreur de montage pourrait entraîner un court-circuit, un

début d’incendie ou une électrocution.

- Isolez les contacts ou les fils dénudés.

Gillet Steve, D.Sc. -v-

Annexe.

- Veillez à avoir les mains sèches ; n’utilisez pas d’appareils électriques sur des tables

humides et employez un tapis isolant en caoutchouc si les semelles de vos

chaussures sont mouillées.

- Lorsque vous travaillez avec des appareils électriques, ne vous mettez pas en

contact avec des objets reliés directement à la terre (robinets, tuyaux d’eau ou de

gaz, etc.).

- Ne déplacez jamais un appareil avant de l’avoir débranché. N’oubliez pas que la

position « off » de l’interrupteur ne signifie pas que tout l’appareil soit hors tension –

de toute façon, les fils d’arrivée restent sous tension - . Pour déplacer un appareil ne

mettez jamais les mains en dessous sans vous être assuré qu’il possède une plaque

de fond. Il peut y avoir des condensateurs qui restent chargés même après que

l’appareil ait été débranché. Evitez les fils d’entrée trop longs. Munissez les toujours

d’une fiche mâle et utilisez des allonges spéciales adéquates.

- Lorsque vous recherchez une panne, n’oubliez pas que des tensions élevées

peuvent apparaître en des points inhabituels.

- En cas d’incident de distribution du courant, coupez l’alimentation de tous les

appareils.

- Avant de porter secours à un électrocuté :

o Assurez-vous qu’il n’est plus relié à la source de courant.

o Coupez, ou faites couper les tensions d’entrée de l’appareil.

o Isolez-vous électriquement ou isolez l’électrocuté.

o Ne le touchez qu’à l’aide d’un linge sec.

o Prévoyez le cas échéant l’amortissement de la chute de la victime.

Stockage et emploi des produits particulièrement dangereux

(toxiques, corrosifs, inflammables, explosifs, etc.)

- Comme on vous l’a déjà signalé, la plupart des produits que vous utilisez dans le

laboratoire ne sont pas inoffensifs. Nous vous rappelons en conséquence que vous

ne pouvez ni manger, ni boire dans le laboratoire et que vous devez vous laver les

mains dès qu’elles ont été souillées par l’un ou l’autre de ces produits.

- Voici une liste non limitative de produits courants de laboratoire, particulièrement

toxiques, corrosifs, dangereux, inflammables et explosifs qu’il convient de manipuler

avec prudence.

Gillet Steve, D.Sc. -vi-

Annexe.

Toxiques

- Par inhalation : oxyde de carbone, cyanure d’hydrogène, anhydride sulfureux, chlore,

phosgène, sulfure d’hydrogène, ammoniaque, vapeurs nitreuses, vapeurs de brome,

d’iode, de solvants chlorés, de mercure, de sulfure de carbone, de benzène et

d’hydrocarbures ainsi que les vapeurs d’acides.

- Par ingestion : cyanures, sels d’arsenic, sels de mercure, sels de plomb, sels de

manganèse et bon nombre de composés organiques.

- Par voie cutanée : mercure, brome, sels de mercure, sels de plomb.

Corrosifs, dangereux à manipuler Acide sulfurique, hydroxyde de sodium, de potassium et de calcium, chaux (même

dangereux à manipuler à l’état solide, surtout s’il s’en projette dans les yeux), peroxyde

d’hydrogène concentré, naphtalène et de nombreux dérivés aromatiques (cancérigènes),

acide chromique et chromates, sodium, potassium.

Substances inflammables

Ether de pétrole, éther sulfurique, phosphore blanc, sulfure de carbone, etc. Les

mesures relatives aux produits inflammables sont les suivantes :

- Dans un laboratoire, il y a toujours danger d’incendie. Il faut être prudent. Dès votre

entrée au laboratoire, assurez-vous toujours de la mise en service des hottes.

- Le sodium et le phosphore blanc s’enflamment spontanément à l’air. Il faut donc

travailler sur de petites quantités au dessus d’une table. Si un morceau de sodium ou

de phosphore s’enflamme, laissez-le se consumer. Si le revêtement de la table n’est

pas en bon état, il faut le protéger avant de manipuler du sodium ou du phosphore

blanc.

- On provoque souvent des incendies de laboratoire lors de la distillation de produits

volatils et inflammables sur une flamme nue.

- Ne chauffez jamais de produits très volatils et inflammables sur une flamme nue.

- Certains solvants sont particulièrement dangereux ; surtout ceux dont le point éclair

est inférieur à 20°C : l’éther, l’acétone, l’éther de pétrole, l’essence légère, le sulfure

de carbone. Ils peuvent s’enflammer au contact d’une surface chaude, même sans

flamme nue. Si vous les distillez sur une plaque chauffante, faites spécialement

attention. Mieux vaut utiliser un manteau chauffant. Le sulfure de carbone est un des

solvants les plus dangereux.

Gillet Steve, D.Sc. -vii-

Annexe.

- L’éther est très volatil et ses vapeurs fort inflammables ; elles sont plus denses que

l’air. Un flacon d’éther débouché émet des vapeurs qui se répandent en nappe au ras

du sol ou sur les tables et qui prendront feu au contact de la première flamme ou

surface chaude qu’elles rencontrent ; cette inflammation se produisant même à

plusieurs mètres de distance du flacon, se propagera rapidement dans toutes la

nappe et fera exploser le flacon. Eteignez par conséquence tous les brûleurs à gaz

avant de travailler avec de l’éther et assurez-vous de l’absence de surfaces chaudes

à proximité.

- N’approchez jamais une flamme d’un flacon contenant de l’éther. Fermez le flacon

directement après l’emploi. Ne le placez jamais sur l’étagère au dessus de la table,

ou à proximité d’une surface chaude et ne l’exposez jamais à la lumière solaire.

- Les résidus d’éther doivent être versés dans des récipients réservés à cet usage.

- Ne jetez jamais dans les poubelles ou éviers des carbures métalliques alcalins ou

alcalino-terreux susceptibles de dégager de l’acétylène au contact de l’eau.

Substances explosives

La plupart des dérivés nitrés sont des explosifs violents : nitrate de cellulose

(nitrocellulose), nitrate de glycérine, trinitrotoluène, etc. Plusieurs des substances

inflammables citées ci-dessus donnent des mélanges explosifs avec l’air. Les mesures

relatives aux produits et aux mélanges explosifs sont les suivantes :

- Avant de faire réagir l’une sur l’autre deux substances, informez-vous qu’elles ne

puissent former de produits explosifs. Ce sera le cas par exemple lorsque l’on

mélange l’ammoniaque et l’iode. Il y a également danger d’explosion lorsque vous

mettez en présence :

o Du peroxyde de sodium, un métal et de l’eau.

o Du carbure et de l’eau.

o Un chlorate ou un perchlorate et une substance réductrice.

o Du mercure et de l’acide nitrique, en présence de traces de substances

organiques (formation de fulminate de mercure très explosif)

o Un réducteur et un oxydant.

o De l’acétone et un oxydant.

- Des mélanges explosifs peuvent se produire de façon accidentelle si, à la fin d’une

manipulation, on néglige de prendre les précautions pour éviter le retour intempestif

d’un produit d’un récipient dans un autre. Ce serait le cas lors de la préparation du

chlore par action de l’acide chlorhydrique sur du permanganate, si on a omis

d’interposer un vase de garde entre le ballon contenant le permanganate et le flacon

Gillet Steve, D.Sc. -viii-

Annexe.

laveur contenant l’acide sulfurique. Ce dernier peut passer dans le ballon au moment

où on arrête de chauffer celui-ci.

- Un autre cas fréquent d’explosion, sans qu’il y ait matière explosive, se présente

lorsqu’on ferme toutes les ouvertures d’un appareil pendant la préparation d’un gaz.

(Par suite d’excès de pression – le gaz ne pouvant s’échapper – il y a explosion de

l’appareil que l’on a involontairement rendu étanche). Ce sera toujours le cas si vous

chauffez un gaz, et dans une moindre mesure, un liquide, dans un volume fermé.

- Il est dangereux de chauffer sans précaution certaines substances telles que par

exemple le nitrate d’ammonium, les chlorates, les perchlorates, etc. Au-dessus de

160°C le nitrate d’ammonium peut exploser, surtout en présence de composés

organiques.

- Lorsque vous effectuez une manipulation où il y a risque d’explosion ou d’implosion,

portez toujours des verres protecteurs, des gants, un couvre-face et au besoin

disposez un écran protecteur devant l’appareillage.

- Ne placez jamais de récipients en polyéthylène contenant des produits secs à

proximité de substances inflammables ; ces récipients se chargent d’électricité

statique et pourraient donner naissance à une décharge susceptible d’enflammer ces

produits.

Implosion – consignes particulières en cas d’utilisation du vide

- L’utilisation du vide (même celui qui s’obtient par l’usage d’une simple trompe à eau)

nécessite l’observation de précautions élémentaires dont la non application peut

entraîner des dangers d’autant plus grands qu’on s’y attend peu. L’implosion (lors

d’un travail sous vide) peut en effet être plus dangereux que l’explosion.

- Les appareils à haute pression ou autres susceptibles de provoquer subitement une

forte tension (distillation sous vide) doivent offrir une protection du côté des étudiants,

par exemple, un écran en plexiglas. Veillez à ce que cette protection soit bien en

place.

- Les parois des récipients soumis au vide doivent être d’une épaisseur suffisante pour

ne pas céder sous la pression atmosphérique extérieure.

- Ne chauffez pas des pièces en verre d’appareillage sous vide à une température à

laquelle le verre peut se ramollir ou perdre une partie de sa résistance (danger

d’implosion). Une exception cependant à cette règle : lorsque vous devez sceller

sous vide, il faut alors prendre les précautions qui s’imposent.

- Lorsque vous décidez de rétablir la pression à sa valeur normale, il est important de

laisser l’arrivée d’air s’effectuer lentement afin d’éviter que les couvercles et portes de

Gillet Steve, D.Sc. -ix-

Annexe.

l’appareillage ne soient projetés avec force vers l’extérieur sous la brusque

augmentation de pression.

- En cas de coupure de courant électrique (pompe à vide) ou de distribution d’eau

(trompe à eau) prenez toutes dispositions pour éviter que des entrées d’air

intempestives puissent se produire.

Conduite à suivre en cas d’incendie et d’accident

Règles premières à observer

- Lorsque vous entrez pour la première fois dans un laboratoire où vous serez appelés

à travailler fréquemment par la suite, localisez l’endroit où se trouve le matériel

suivant :

o Le téléphone le plus proche.

o Le matériel de premiers soins.

o Le matériel de lutte contre l’incendie (couverture de laine, extincteurs, douche,

etc.)

o L’équipement de protection.

o Le matériel de sauvetage.

o Autres (que vous indiquera éventuellement le responsable)

- En cas d’incendie ou d’accident ou d’accident, gardez votre sang-froid ; restez calme

et évitez toute panique ;suivez les ordres qui vous seront donnés. Si le personnel

responsable était hors d’état d’agir, donnez l’alarme.

- Si les détecteurs électroniques ou thermiques (ces derniers dans les hottes) ne

déclanchent pas automatiquement la sirène d’alarme générale, alertez directement

les pompiers par téléphone ou actionnez manuellement le système d’alarme (par

pression du bouton-poussoir d’alarme le plus proche) et fermez la vanne de barrage

de la conduite d’arrivée de gaz à l’extérieur du laboratoire (si il y en a une).

- Conformez-vous aux instructions reçues.

o Si votre présence n’est pas indispensable, quittez le local par la porte d’entrée

ou par la sortie de secours, selon les circonstances. (En principe, toutes les

portes s’ouvrent vers l’extérieur. Si certaines portes s’ouvraient vers l’intérieur,

elles devraient rester constamment ouvertes).

o Les exercices réguliers d’évacuation des locaux auxquels vous avez participé,

vous ont donné l’entraînement voulu pour quitter le local calmement,

méthodiquement et dans le temps minimum : comportez-vous exactement de

Gillet Steve, D.Sc. -x-

Annexe.

Gillet Steve, D.Sc. -xi-

la même façon en cas de sinistre. Ainsi votre sécurité sera préservée au

maximum.

Lutte contre le feu

- Il existe divers moyens de lutte contre le feu : sable, eau, extincteurs à neige

carbonique, extincteurs à poudre. Il ne faut cependant pas employer n’importe lequel

de ces moyens pour éteindre n’importe quel type d’incendie. Par exemple : l’eau est

un liquide d’extinction convenable dans un incendie d’alcool méthylique ou éthylique,

mais est inefficace dans un incendie d’essence ou d’huile. Le tableau ci-après

indique le genre d’extincteur à utiliser en fonction du genre d’incendie :

Eau Feux ordinaires de corps solides (papier, bois, tissus, etc.)

Sable Feux d’éléments combustibles (magnésium, poudre d’aluminium,

phosphore, etc.)

Neige carbonique Feux d’origine électrique (jamais d’eau à cause du risque

d’électrocution)

Poudre Feux de liquides inflammables, gaz sous pression et dans tous les cas

où il y a un incendie intense et localisé

- Les responsables et les étudiants doivent être entraînés au maniement des divers

extincteurs. De même ils doivent connaître l’emplacement des bouches d’eau, savoir

raccorder les lances, etc.

- Restez à distance en attaquant le feu.

- Ne jetez jamais d’eau sur un incendie commençant, jetez-y du sable, ou mieux,

employez directement le type d’extincteur approprié.

- Lorsque vous procédez à l’extinction d’un incendie au moyen d’un extincteur,

attaquez toujours les flammes en surface (pour ne pas provoquer de projections de

liquide enflammé et risquer d’étendre l’incendie) : avancez lentement à partir des

bords vers le centre. Si vous utilisez un extincteur à poudre contre un incendie

important et fortement étalé, avancez très lentement ; en effet, si vous avancez trop

vite vers le centre de l’étendue en flamme, l’incendie peut reprendre derrière vous et

vous risquez d’être entouré par les flammes.

- Si les vêtements de quelqu’un prennent feu, empêchez-le de courir, enroulez-le

immédiatement dans une couverture de laine ou mieux, amenez-le sous la douche.

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