Gee L1gi Zenasni TP

République Algérienne Démocratique et Populaire
Ministère de l'Enseignement Supérieur et de la Recherche Scientifique

Université AbouBakr Belkaid – Tlemcen –
Faculté de Technologie,
Département de Génie Electrique et Electronique
Filière Génie Industriel Productique
Travaux Pratiques de Chimie Générale

(Génie Industriel)
Présenté par
Dr. ZENASNI Mohamed Amine
Dr. MEROUFEL Bahia
2018/2019
République Algérienne Démocratique et Populaire
Ministère de l’Enseignement Supérieur et de la Recherche Scientifique
Université AbouBakr Belkaid – Tlemcen
Faculté de Technologie
Département de GEE
Table des Matières
Introduction………………………………………………………………………………... 01
Avant-propos……………………………………………………………………………… 02
Comment rédiger un compte rendu……………………...………………………………... 04
TP (01) : Sécurité au laboratoire de chimie et description du matériel et de la verrerie….. 06
TP (02) : Préparation des solutions par dissolution et dilution ………….……………….. 15
TP (03) : Dosage acido-basique…………………………………………………………… 22
TP (04) : Titrage d’oxydo-réduction du peroxyde d'hydrogène par manganimétrie……… 28
TP (05) : Titrage par précipitation (Méthode de Mohr)…………………………………... 33
TP (06) : Dosage par mesure de la dureté de l’eau……………………………………….. 39
TP (07) : Modèles moléculaires assistés par ordinateur …………………..……………… 44
TP (08) : Gaz Parfait (H2) : Réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique……… 49
TP (09) : Mesures Calorimétriques………………………………………………………... 54
TP (10) : Détermination de la chaleur latente de fusion de la glace « Lf »…….................. 60
Références…………………………………………………………………………………. 63
Introduction TP
Introduction
Les travaux pratiques, souvent abrégés en TP, constituent un type d'enseignement
fondé sur l'apprentissage pratique en réalisant d'expériences permettant de vérifier et
compléter les connaissances dispensées dans les cours théoriques.
Les travaux pratiques concernent généralement les sciences expérimentales. Contrairement

aux autres types de cours qui se passent exclusivement à l'oral ou à l'écrit, les séances de
travaux pratiques nécessitent souvent un matériel spécifique (verrerie et produits chimiques,
ordinateurs...). La salle de classe, de type laboratoire, affectée à ces travaux est généralement
appelée Salle de travaux pratiques ou salle de TP.
Les travaux pratiques sont une mise en application (et une mesure de la maîtrise par les
étudiants) de la méthode scientifique, basée sur la pose d'hypothèse, la conception d'un
protocole expérimental, l'expérimentation, l'interprétation des résultats et le raffinement des
hypothèses initiales.
Les travaux pratiques permettent de mettre en évidence les transferts et les techniques mis en
œuvre dans les ateliers d’application et d'adapter les supports pédagogiques en fonction des
techniques étudiées.
Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 1

Avant-Propos TP
Avant-Propos
Ce polycopié a été élaboré pour les étudiants de la première année Génie Industriel. C’est
un module de chimie, qui peut également être destiné pour d’autres filières et d’autres
spécialités en première année telles que : Sciences de la nature et de vie (Biologie),
Pharmacie, Médecine, chimie, Génie biomédical… etc
Nous souhaitons vous faire acquérir certaines compétences qui sont propres à la conception et
à la réalisation d'expériences au laboratoire de chimie. Pour arriver à cela, le module est divisé
en plusieurs Travaux Pratiques qui comporteront une partie en premier semestre, et une autre
partie en deuxième semestre.
Pour chaque TP, nous vous donnerons une série d'objectifs propres au TP qu'il vous faudra
résoudre :
 par la préparation active de votre TP depuis chez vous,

 par une partie de manipulation que vous réalisez au laboratoire,
 et finalement par une phase de réflexion et de rédaction où vous tirerez, le maximum
d'informations des résultats que vous aurez obtenus en salle de travaux pratiques.
Pour vous aider dans votre parcours, nous mettons à votre disposition, pour chaque
TP, plusieurs aides. Ainsi vous trouverez généralement :
 une partie théorique qui contient la plupart des notions que vous devez posséder pour
atteindre vos objectifs.
 une aide pour concevoir votre protocole : à quoi il faut impérativement faire attention
au choix de la verrerie et aux précautions à prendre.
 Attention cette aide ne constitue pas une "recette" du TP, et bien souvent les conseils
seront des questions !
 une aide pour vous permettre de présenter vos résultats expérimentaux afin de pouvoir
tirer des conclusions. Il sera important ici d'être critique par rapport à vos résultats.
Cependant nos objectifs sont plus ambitieux que dans la formation classique, car nous vous
proposons de concevoir vous-même le protocole que vous expérimentez en salle de TP.

Avant-Propos TP
Au cours de ce module nous souhaitons que vous développiez différentes compétences, mais
que vous appreniez aussi des éléments de théorie. Voici la liste des objectifs généraux que
nous avons fixés :
 Apprentissage de notions théoriques : des parties de cours sont présentes pour chaque
TP.
 Introduction à la démarche expérimentale : vous concevrez vous-mêmes vos
protocoles de manipulation.
 Le travail de groupe est encouragé : confrontez vos protocoles avec ceux des autres
étudiants, il en ressortira toujours des questions qui vous feront avancer dans votre
réflexion.
 Apprentissage de la sécurité : lors de la conception de votre protocole, il sera
nécessaire de prévoir les précautions de sécurité à prendre.
 Apprentissage des gestes de manipulations et utilisation d'appareils de mesure : lors
des séances en présentiel.
 Introduction à la manipulation de programmes type ajusteur de courbes : vous aurez
l'occasion d'utiliser un tel programme pour traiter vos données.
 Prise de conscience de la différence module / phénomène observé : nous souhaitons
vous faire réfléchir sur le fait que ce que l'on obtient en TP n'est pas toujours
exactement conforme au modèle. Ceci peut provenir d'imperfections lors de la
manipulation : notion d'erreur.

Comment rédiger un compte rendu de TP en chimie TP
Comment rédiger un compte rendu de TP en chimie

1. Introduction
Pour les travaux pratiques en chimie, un fascicule de TP est distribué aux étudiants dans
lequel sont détaillés précisément les protocoles expérimentaux à suivre. Un compte rendu de
TP est demandé aux étudiants dans le but d'évaluer le taux de compréhension et d'analyse. Les
enseignants attendent des étudiants qu'ils montrent par le biais de leur compte rendu qu'ils
aient non seulement fait preuve de rigueur de travail au cours du TP par la qualité des résultats
obtenus mais aussi qu'ils aient un bon sens de l'analyse et de l'interprétation de leurs résultats.
Le but n'est donc pas de recopier ce qui écrit dans le fascicule de TP!! Voici quelques pistes à
suivre pour rédiger un compte rendu efficace.
2. Etapes de la rédaction
Un compte rendu de TP doit, en général, être composé de 5 parties distinctes :
2.1. Page de Garde
2.2. Introduction
Présenter rapidement (environ 10 lignes) le principe et le but du TP en donnant le concept
chimique abordé.
L’introduction contient les éléments suivants :
 un rappel du travail envisagé au cours de la séance ; les buts ou objectifs recherchés ;
 les hypothèses éventuelles adoptées pour la démarche ou les résultats attendus
apriori ;
 la (les) méthode(s) envisagée(s) ;
 les moyens envisagés (matériel, protocole, …) si ces moyens présentent un intérêt
particulier ou si le TP porte essentiellement sur l’acquisition d’une nouvelle technique
opératoire ou d’un nouveau matériel (conductimètre, pH-mètre ….).
Tous les éléments ci-dessus n’apparaissent pas obligatoirement pour chaque TP. A vous
d’adapter une méthode en fonction du TP.

Comment rédiger un compte rendu de TP en chimie TP
2.3. Protocole et Résultats

Présenter les graphes (avec titre, échelle choisie, unités et nom des axes), les tableaux (avec
titre), les calculs des grandeurs demandées (avec unités) avec leurs incertitudes associées.
Présenter aussi les protocoles qui ne figurent pas dans le fascicule (dilution,…)
2.4. Analyse des résultats et discussion
Interpréter les courbes et les tableaux. Commenter les résultats à l’aide d’une approche
théorique.
Le tracé de courbe est un élément fondamental en Chimie, raison pour laquelle, il faut lui
apporter un soin et une précision très importants.
Les tracés se font sur papier millimétré.
Il faut occuper la plus grande surface disponible sur la feuille pour une meilleure précision.
Il doit y avoir un titre.
Chaque axe doit être gradué avec une échelle précise et clairement indiquée.
Les grandeurs physiques doivent figurer au bout de chaque axe avec leur unité.
2.5. Conclusion : Comme pour tout travail écrit, rédigé rigoureusement, il est essentiel de
conclure.
La conclusion doit indiquer :
 si les objectifs ont été atteints (et si non, pourquoi) ;
 si les hypothèses éventuelles de départ sont correctes ;
 les notions apprises grâce aux expériences ;
Les commentaires éventuels sur les résultats, la méthode,…

La sécurité en travaux pratiques de Chimie et description du matériel et de la verrerie TP 01
TP. (01)
La sécurité en travaux pratiques de Chimie et description
du matériel et de la verrerie
Introduction
Le travail au laboratoire et particulièrement dans un laboratoire de chimie, requiert
parfois le montage d'appareillages complexes ou l'exécution d'opérations délicates ; il entraîne
aussi la manipulation de produits qui peuvent être toxiques, inflammables ou explosifs.
L'exécution de ces travaux peut donc être à l'origine d'accidents ou d'intoxications graves dont
les effets sont immédiats ou insidieux. Tout le personnel de laboratoire, soucieux de
développer un esprit de sécurité, devrait donc connaître et appliquer rigoureusement les
règlements de sécurité, être au courant des implications et des risques associés à la
manipulation en cours et être capable d'intervenir efficacement en cas d'accident ou d'incendie.
Dans un laboratoire, il est indispensable de respecter un certain nombre de règles afin d’assurer
sa propre sécurité et aussi celle des autres.
1. Principales règles de sécurité

En entrant dans un laboratoire de chimie, il faut :
1.1. Avoir un comportement approprié :
1. Ne pas manger ou boire.
2. Ne pas mâcher de chewing-gum
3. Ne pas encombrer le sol avec les sacs, en particulier laisser dégagées les allées et les
issues.
4. Ne pas encombrer la paillasse avec classeurs, trousses, …
5. Ne pas courir
6. Ne pas utiliser de téléphone portable
7. Ne pas porter à la bouche ou au visage ses mains, son stylo…
8. Ne pas gouter ou sentir les produits chimiques
9. Ne pas jouer avec le matériel
10. Manipuler debout

11. Eviter tout comportement irréfléchi ou précipité même si vous vous sentez pressés pour
terminer un TP. Soyez concentrés et ne vous laissez pas distraire.
1.2. Avoir une tenue adaptée :
 Un pantalon long et des chaussures plates fermées, pour minimiser les zones de peau
exposées en cas de projection
 Les cheveux longs attachés
 Pas de lentilles de contact car elles peuvent être attaquées par les solvants volatils
 Une blouse longue en coton
 Des lunettes de sécurité placées sur les yeux à tout moment
 Si nécessaire, des gants. Attention, les gants sont réservés à la manipulation de produits
corrosifs ou toxiques par voie cutanée : Ils ne doivent jamais être utilisés pour taper sur
un clavier, tenir un stylo, ouvrir une porte…
1.3. Prévenir au maximum le danger :

 Quand l’enseignant le précisera, on manipulera sous la hotte aspirante.
 Le risque majeur pour vous est la coupure due au bris de verre lors de l’introduction
d’un tube de verre ou d’un thermomètre dans un bouchon, d’une pipette dans une
propipette… Toujours tenir le tube de verre près de l’extrémité à introduire. Ne jamais
forcer sur la verrerie.
 Les montages de chimie doivent être solidement attachés par les parties rodées au bâti
de la paillasse et de façon à pouvoir rapidement enlever un système de chauffage.
 La paillasse est le lieu de votre travail : gardez la propre et ordonnée et essuyez les
liquides répandus en faisant attention à leur nature.
 Lavez-vous toujours les mains quand la séance est terminée.
2. Risques inhérents aux produits chimiques

Il existe trois grandes catégories de dangers intrinsèques aux substances chimiques :
1. Les dangers physiques (explosion, inflammation,…)
2. Les dangers pour la santé (toxicité aiguë, lésion oculaire…)
3. Les dangers pour l’environnement (danger pour les milieux aquatiques)

Nous trouverons dans les ouvrages de sécurité et dans les catalogues commerciaux des
indications utiles sur les risques inhérents aux produits chimiques ; ces risques sont classés
nuls, faibles, moyens ou élevés, selon la nature du produit.
2.1. Précautions générales

 I1 est essentiel de lire attentivement l'étiquette du récipient contenant un produit
chimique ; celle-ci donne des renseignements utiles, la plupart du temps codés, sur les
risques inhérents à ce produit, les moyens de protection et les premiers soins à
dispenser en cas de contact, d'ingestion ou d'inhalation accidentels.
 Nous devons éviter d'inhaler les vapeurs des solvants organiques. La manipulation de
substances toxiques ou de produits risquant d'affecter le système respiratoire doit être
faite sous une hotte.
 À moins d'indication contraire, nous ne goûtons jamais un produit chimique et nous

évitons son contact avec la peau et les yeux, car certaines substances entraînent des
irritations cutanées, provoquent des brûlures ou encore sont absorbées rapidement par
la peau.
 Nous ne devons jamais pipeter avec la bouche, mais employer une poire ou une pipette
automatique en s'assurant que la pointe de la pipette soit immergée sous la surface du
liquide.
 Travailler avec de petites quantités de produits (de l’ordre du gramme quand vous
synthétisez un solide ou de 5 mL quand vous préparez un liquide que vous souhaitez
purifier par distillation) et utiliser la verrerie adaptée. N’oubliez pas de diviser par 2, 5
ou 10 les quantités indiquées dans les ouvrages de manipulation. Plus les quantités sont
petites, plus les risques sont diminués. Demandez conseil à votre enseignant quand
vous hésitez sur la quantité à synthétiser : cela dépend beaucoup du mode de
purification que vous envisagez, du moyen de caractérisation du produit formé…etc.
Nous disposons de kits de microchimie, ils permettent d’effectuer des synthèses sur de
petites quantités (quelques centaines de milligrammes)
 Ne jamais chauffer au bec bunsen un composé organique ou inflammable. Utiliser une

plaque chauffante ou un chauffe-ballon. Si le contenant est fondu ou se brise, il peut y
avoir un incendie.

 Après avoir manipulé des produits chimiques et avant de quitter le laboratoire, il est
recommandé de se laver les mains avec du savon et de l'eau : l'introduction de
contaminants dans l'organisme s'effectue souvent par les mains.
2.2. Les symboles de danger

En plus des renseignements analytiques habituels, l'étiquette apposée à un récipient contenant
une substance chimique, comporte soit des informations relatives aux risques inhérents à cette
substance ou associés à sa manipulation, soit des conseils de prudence ou de premiers soins.
Ces informations peuvent prendre les formes suivantes.
A. Symboles internationaux
Chaque symbole est un pictogramme ayant une signification précise. Le tableau suivant montre
le pictogramme des produits chimiques :
Pictogramme Signification Pictogramme en cours de

remplacement
- Toxicité pour certains
organes cibles
- Produits Cancérigènes
- Mutagènes ou
Reprotoxiques
- Sensibilisation
respiratoire
- Danger par aspiration
Toxicité aiguë
- Corrosif pour les métaux

- Corrosion / irritation
cutanée
- Lésions oculaires graves /
irritation oculaire

- Toxicité aigue
- Corrosion / irritation
cutanée
- Lésions oculaires graves /
irritation oculaire
- Sensibilisation cutanée
- Toxicité pour certains
organes cibles – exposition
unique
Gaz sous pression -------
- Gaz, liquide ou matière

Inflammables
- Peut dégager des gaz
inflammables au contact
avec l’eau
- Gaz, liquide ou matière

- Comburants
Matière explosive
Danger pour le milieu

aquatique aigu et chronique
B. Informations codées de la Communauté européenne

Pour identifier les risques particuliers présentés par une substance chimique et les conseils de
prudence correspondants, outre les symboles de dangers déjà cités, la Communauté européenne

a prescrit un système d'étiquetage codé comportant une lettre suivie d'un indice numérique : la
lettre R se rapporte au risque et le chiffre qui la suit le spécifie ; la lettre S se rapporte à des
conseils de prudence et le chiffre qui la suit les précise. Sur les nouvelles étiquettes les phrases
R et S sont remplacées respectivement par les phrases H et P.
 Phrases H : Mentions de danger

Les mentions de danger complètent les pictogrammes. Elles commencent toujours par la lettre
H (pour Hazard = danger) qui est suivie d’un nombre à 3 chiffres. Exemple : H335
Ces codes correspondent à une mention de danger particulière. Exemple : H335 = peut irriter
les voies respiratoires
 Phrases P : Conseils de prudence
Il s’agit de conseils de prévention, d’intervention, de stockage ou d’élimination. Ils
commencent toujours par la lettre P qui est suivie d’un nombre à trois chiffres. Ex : P232 :
Protéger de l’humidité.
Les deux tableaux Illustrent les significations des différents indices chiffrés (R et S) :
Phrases R => Phrases H

0 Ingestion
2 Dangers physiques 1 Contact cutané
2 Yeux
3 3 Inhalation
Signification Dangers pour la Signification 4 Anomalies
er ème
du 1 chiffre santé du 2 chiffre génétiques
5 Cancérogènes
4 Dangers pour 6 Mutagènes
l’environnement 7 organes cibles
Phrases S => Phrases P

1er chiffre Signification
1 Conseils généraux
2 Prévention
3 Intervention
4 Stockage
5 Elimination

Les étiquettes fournissent également des données numériques que vous devez savoir utiliser :
densité des liquides, état de pureté (en général en % massique), caractéristiques physiques
(point de fusion, indice de réfraction…), formule brute et masse molaire (attention les sels
cristallisés sont souvent hydratés et il faut en tenir compte pour les pesées. Exemple : Na2S2O3,
5H2O).
Etude d’un exemple :
La première information sur les dangers d’une substance chimique est donnée par l’étiquette
exemple :
Figure 1. Etiquetage d’un produit chimique
Pour une liste de phrases de danger détaillée, voir le lien : www.inrs.fr et www.9pictos.com :
Dossier web consacré au nouvel étiquetage de produits chimiques
3. Description du Matériel et de la verrerie :

Dans un laboratoire de chimie, on se dispose d’un bon nombre de matériel et de verrerie. On va
citer certains dont nous avons besoin pour réaliser nos travaux pratiques de première année.

4. Evaluation avec corrigé

1. Pourquoi doit-on mettre une blouse dans un laboratoire de chimie ?
La blouse sert à protéger notre peau et nos vêtements d’une éventuelle projection des produits
chimiques.
2. Quelles sont les différentes informations que l'on peut lire sur l'étiquette d'un produit
chimique ?
Le nom; la formule; le Pictogramme de danger; risques particuliers du produits (phrases de
risque) et mesures de sécurité (phrase de sécurité); densité; point de fusion; point d’ébullition;
Masse Molaire; pourcentages de pureté.

3. Donner la signification des pictogrammes suivants :
Inflammable Toxique Dangereux

pour l’environnement
4. Nommer les verreries suivantes :
Pipette Eprouvette pipette Erlenmeyer Burette

jaugée graduée
5. Quelle est la différence entre la pipette graduée et la pipette jaugée et laquelle est la plus
précise ?
La pipette graduée permet de mesurer plusieurs volumes et de précision moyenne.
La pipette jaugée ne mesure qu’un seul volume et de précision élevée.
6. Que devez-vous faire dans les circonstances suivantes ?
a) Les vêtements d’un étudiant prennent feu.

L’utilisation une douche proche, s’envelopper dans une couverture anti-feu
b) Des produits chimiques sont projetés dans vos yeux.

Rinçage des yeux plusieurs fois avec beaucoup d’eau.

Préparation des solutions par dissolution et dilution TP 02
TP. (02)
Préparation des solutions par dissolution et dilution
1. Objectifs :
 Élaborer un protocole de dissolution.
 Mettre en œuvre un protocole de dilution.
2. Quelques rappels
Une solution d’hydroxyde de sodium de formule NaOH est obtenue par dissolution du NaOH
dans de l’eau.
Le NaOH est l’espèce chimique dissoute, c’est le soluté ; l’eau est le constituant majoritaire de
la solution, c’est le solvant.
Une solution est obtenue en dissolvant un soluté dans un solvant.
Lorsque le solvant est l’eau, la solution porte le nom de « solution aqueuse ».
Lorsque le solvant ne peut plus accueillir davantage de soluté, la solution est dite saturée.
L’hydroxyde de sodium qui est une espèce ionique solide, dans l’eau on retrouverait des ions
OH- et des ions Na+ dispersés dans tout le volume de la solution : on dirait alors que la solution
d’hydroxyde de sodium est une solution ionique.
La concentration massique d’une espèce chimique est la masse de cette espèce chimique
dissoute dans un litre de solution.
Si on note « m » la masse de l’espèce chimique dissoute dans une solution dont le volume est
noté « V », la concentration massique notée Cm s’exprime par la relation : Cm=m/V, avec Cm
en g/L, m en g et V en L.

La concentration molaire ou Molarité d’une espèce chimique est la quantité de matière

(nombre de moles) de cette espèce chimique dissoute dans un litre de solution.
Si on note « n » le nombre de moles de l’espèce chimique dissoute dans une solution dont le
volume est noté « V », la concentration molaire notée C s’exprime par la relation : C=n/V,
avec C en mol/L, n en mol et V en L.
La Molalité d’une espèce chimique est la quantité de matière (nombre de moles) de cette
espèce chimique dissoute dans un kilogramme de solvant.
La normalité d’une espèce chimique est le nombre d’équivalent gramme de cette espèce
chimique dissoute dans un litre de solution. Elle est notée N
Lorsqu’une solution est diluée F fois, le facteur de dilution F, liant le volume Vf de solution
fille obtenue au volume Vm de solution mère, s’écrit : F=Vf/Vm relation dans laquelle Vf et Vm
sont exprimés dans la même unité.
3. Préparation d’une solution aqueuse de NaOH par dissolution

 Vous disposez du matériel et des produits suivants :
Matériel Produits
- balance électronique - Hydroxyde de sodium NaOH en bille
- sabot (capsule) de pesée - 1 pissette d’eau distillée
- spatule
- 1 entonnoir à solide
- 1 fiole jaugée de 50 mL
- 1 bouchon pour la fiole jaugée
 A partir d’hydroxyde de sodium en pastille, préparer avec précision, un volume V1 = 50

mL d’une solution aqueuse de NaOH de concentration molaire C1 = 0,2 mol.L-1.
Calculs préalables : (expression littérale et application numérique)
3.1. Mode opératoire :

Manipulation
 Peser la masse de solide préalablement calculée. La pesée s’effectue à l’aide, soit d’une
capsule de pesée, soit d’un sabot de pesée (verre ou plastique).
 Rincer la fiole avec de l’eau distillée (3 fois avec un fond d’eau).
 Introduire quelques mL d'eau distillée dans la fiole. (La fiole fait partie de la verrerie de
précision et à ce titre un étalonnage, à une température T est fait (20 °C). Certaines
réactions de dissolution sont exothermiques et l’eau introduite au départ permet ainsi de

limiter les variations de température).
 A l’aide d’un entonnoir à solide introduire le solide. Rincer l’entonnoir dans la fiole.
 Agiter (mouvement circulaire) afin de dissoudre le solide. Au besoin (solution saturée)

ajouter de l’eau, toujours en petite quantité.
 Une fois la dissolution terminée, ajuster au trait de jauge avec de l’eau distillée à l’aide
d’une pissette en plastique (fiole droite, œil au niveau du ménisque pour éviter les erreurs
de parallaxe).
 Boucher et homogénéiser.
 la solution est prête.

4. Préparation d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium par dilution.

 On suppose connaitre la concentration de la solution mère Cm (à prélever), de la solution
voulue (solution fille) Cf et le volume final la solution fille Vf. On cherche le volume de
solution mère à prélever Vm.
nm = nf => Cm×Vm=Cf×Vf => Vm= (Cf×Vf)/ Cm
Vous disposez du matériel et des produits suivants :
Matériel Produits
 1 fiole jaugée de 50 mL  solution aqueuse d’hydroxyde de
 1 bouchon pour fiole sodium (Na+, HO-)aq de concentration
 1 pipette jaugée de 25 mL molaire
 1 propipette C1 = 0,2 mol.L-1
 1 bécher  1 pissette d’eau distillée
 A partir de la solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration molaire C1 = 0,2

mol.L-1, préparer avec précision, un volume V2 = 50 mL d’une solution aqueuse
d’hydroxyde de sodium de concentration molaire C2 = 0.1 mol.L-1.
Calculs préalables : (expression littérale et application numérique)
4.1. Mode opératoire

Utilisation d’une propipette (poire d’aspiration) :

 Nettoyer un bécher : rincer à l’eau puis laver à la solution mère (au moins 3 fois).
 Mettre un fond d’eau dans la fiole (pour les solutions aqueuses).
 Verser la solution à diluer dans ce bécher.

 Laver la pipette à l’aide de la solution mère (prélever un peu de solution mère du

bécher, incliner la pipette horizontalement et nettoyer bien la totalité de la surface
interne de la pipette). Répéter ce lavage 3 fois. La solution de lavage est jetée dans un
endroit prévu à cet effet (bidon de récupération ou évier). Attention, en position
horizontale la poire doit être enlevée.
 Prélever, à l’aide d’une pipette jaugée adaptée équipée d’une propipette, en dépassant
légèrement le trait de jauge. (Ne jamais pipeter à la bouche ! ! !). Attention à ce que
l’extrémité soit toujours dans le liquide (afin ne pas aspirer d’air), pendant le
prélèvement.
 Retirer la pipette de la solution et essuyer l’extérieur de la pipette avec du papier.
 Ajuster au trait de jauge, pipette à 45° sur la paroi du bécher, pipette hors du liquide.
 Faire couler (toujours à 45°) sur les parois de la fiole (soit jusqu’au bout si la pipette à
un trait de jauge, soit jusqu’au deuxième trait de jauge).
 Ajouter de l’eau et agiter (mouvements circulaires).
 Ajuster au trait de jauge.
 Boucher et homogénéiser.
 la solution est prête.


1ère manipulation
a) Le but de la 1ère manipulation :
Le but de cette manipulation est de préparer une solution par dissolution d’un produit solide
(NaOH)
b) Donner la signification du pictogramme suivant :
Danger
Produit corrosif
c) Déterminer la masse nécessaire de NaOH, pour avoir 50 mL d’une solution de soude 0,2
mol/L.
Masse molaire de NaOH= 40 g/mol
C = 0,2 mol/L => n = C V = 0,2 x 50 x 10-3 = 0.01mol
n = m / M => m = n M = 0.01x 40 => m = 0.4 g
d) Décrire brièvement le protocole opératoire pour réaliser cette solution.

 A l’aide d’une balance, peser dans un verre de montre 0.4 g ;
 Introduire la quantité à l’aide d’un entonnoir dans une fiole jaugée ;
 Remplir la fiole jusqu’à la moitié avec de l’eau distillée et agiter jusqu’à la dissolution
complète de NaOH
 Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge
 Fermer puis agiter
2ème manipulation
a) Le but de la 2ème manipulation :
Le but de cette manipulation est de préparer une solution par dilution de la solution mère.
b) A partir de la solution de NaOH (0,2 M), calculer le volume nécessaire à prélever pour
préparer 50 mL d’une solution fille de concentration de 0,1 M.
nm = nf => Cm×Vm=Cf×Vf => Vm= (Cf×Vf)/ Cm
Vm= (0,1×50)/ 0,2= 25 mL
Vm= = 25 mL
c) Donner le nom de la verrerie utilisée pendant tout le TP.

 Une fiole jaugée de 50 mL
 Une pipette jaugée de 25 mL
 Un bécher de 50 mL
 Un entonnoir
 un verre de montre

4Dosage acido-basique TP 03
TP. (03)
Dosage acido-basique
1. But : L’objectif de cette manipulation est de savoir réaliser un dosage acido-basique simple.
Il y sera effectué pour la détermination de la molarité d’une solution d'acide lactique contenu
dans un lait par dosage afin de déterminer sa fraicheur en mesurant son degré Dornic. La
réalisation de cette expérience nécessite la maîtrise de calcul en volumétrie.
2. Principe : Réaliser un titrage acido-basique, c’est déterminer la concentration de l’acide ou

de la base contenu(e) dans une solution, en utilisant une réaction acido-basique appelée
réaction de titrage.
Cette réaction doit être :
 Rapide
 Univoque : elle ne doit pas être perturbée par d’autres réactions qui consommeraient ou
produiraient les réactifs ou les produits impliqués dans la réaction de titrage
 Totale
Si la solution titrée est une solution d’acide, on y verse progressivement une solution titrante de
base, de concentration connue. De même, si la solution titrée est une solution de base, on y
verse progressivement une solution titrante d’acide, de concentration connue.
Remarque : différence entre dosage et titrage
Doser une espèce dans une solution signifie déterminer la concentration de cette espèce dans la
solution.
Un titrage est une méthode de dosage mettant en œuvre une réaction chimique entre l'espèce à
doser et un réactif convenablement choisi, appelé réactif titrant (l'espèce à doser étant l'espèce
titrée).

3. Théorie :
3.1. Introduction
Le dosage acido-basique est utilisé afin de déterminer la concentration inconnue d'une solution
composée d'un acide ou d'une base, ou d'un mélange. L'intérêt étant de déterminer précisément
la quantité de base ajoutée pour neutraliser l'acide. Il existe deux méthodes :
 l'utilisation d'un indicateur coloré (volumétrie colorimétrique non instrumentale),
 le tracé de la courbe qui donne le pH en fonction du volume de base ajouté (volumétrie
instrumentale).
3.2. Généralités et rappels sur les titrages acido-basiques

Equivalence d’un titrage acido-basique équimolaire
L’ajout de titrant doit permettre de repérer un moment privilégié où les réactifs titrant et titré
sont entièrement consommés : l’équivalence.
A l’équivalence, les réactifs titrant et titré sont introduits dans les proportions
stoechiométriques.
Si on note V le volume de réactif titrant versé et VE celui versé à l’équivalence,
 Pour V < VE, le réactif titrant est limitant
 Pour V > VE, le réactif titré est limitant
Dans le cas d’un titrage acido-basique, à l’équivalence, la quantité de matière de base ou
d’acide apportée par la solution titrante est égale à la quantité de matière d’acide ou de base
initialement présente dans la solution titrée n (acide) = n (base).
A l’équivalence, la relation entre les réactifs est : Na.Va = Nb.Vb
Avec :
n est le nombre de moles
Na et Nb les normalités de l’acide et de la base respectivement.
N= Z.C (Z : e- ou H+ échangés…)
Si Z=1 pour l’acide et la base la relation sera Ca.Va = Cb.Vb
C’est cette relation d’équivalence qui permet de déterminer la concentration inconnue.
En classe de 1ère année Génie Industriel, les titrages acido-basiques ont été effectués par suivi
colorimétrique ; le principe reste le même dans le cas des titrages acido-basiques avec suivi pH
métrique ou conductimétrique, seule la méthode de suivi change.

3.3. Suivi colorimétrique d’un titrage acido-basique
3.3.1. Principe
Le volume à l’équivalence peut être déterminé grâce à un indicateur coloré convenablement
choisi.
Reprenons un exemple ou on ajoute quelques gouttes de bleu de bromothymol (BBT) dans la
solution d’acide chlorhydrique avant le titrage par une solution d’hydroxyde de sodium : à
l’équivalence, le BBT vire du jaune au bleu.
Dans un titrage colorimétrique, l’équivalence est repérée par le changement de couleur d’un
indicateur coloré ajouté dans la solution titrée.
Remarque : pour éviter de fausser la détermination du volume équivalent, on introduit
seulement quelques gouttes d’une solution diluée d’indicateur dans la solution titrée (et non
dans la burette).
3.3.2. Indicateur coloré acide-base
En chimie, un indicateur coloré est un couple de deux espèces chimiques (ou plusieurs couples
faisant intervenir l’une des espèces du premier couple) dont l’une de ces espèces prédomine
par rapport aux autres en solution, et ce en fonction des propriétés du milieu. En fonction de
l’espèce qui prédomine, la couleur de la solution est différente. Pour cela l’indicateur coloré :
 est un acide faible (Ain) ou une base faible (Bin) (donc caractérisé par un pKa) dont les
deux formes acide et base conjuguées possèdent des couleurs intenses et bien
différentes
 l'équation Ain → Bin + H+ montre que l'équilibre entre les deux formes dépend de la
concentration en ions H+ (donc du pH). Le principe de Le Chatelier nous permet de

dire qu'en milieu fortement acide l'équilibre est déplacé vers la gauche. C'est donc la
forme Ain qui prédomine (et donne sa couleur au milieu) qu'en milieu fortement
basique, c'est la forme Bin qui impose sa couleur au milieu
 pour un pH intermédiaire, la couleur sera intermédiaire (mélange des deux formes). On
appelle zone de virage de l'indicateur cette zone intermédiaire où la couleur observée
est celle du mélange des deux formes. On peut montrer qu'elle s'étend sur une zone de
deux unités de pH ( pKa ± 1 )
Tableau : Exemples d’indicateurs Colorés
3.3.3. Application
Le lait est un liquide biologique qui se dégrade par transformation du lactose en acide lactique.
Le titrage de cet acide est un moyen de contrôler la qualité du lait : 1 degré Dornic (°D)
correspond à 0,1 g d’acide lactique par litre de lait ; un lait de vache frais titre entre 13 et 18
°D. Quand l’acidité est de 70°D, le lait caille.
4. Etude expérimentale
4.1. Matériel disponible
Produits :
Lait pasteurisé ou stérilisé ouvert le jour même ou depuis quelques jours et conservé au
réfrigérateur
Solution de soude de concentration 10-1 mol.L-1 (1000 mL)
Solution d’acide chlorhydrique HCl de concentration inconnue
Phénolphtaléine à 0,2% dans l’éthanol
Eau distillée
Matériels :
Pipette jaugée de 20 mL et une poire à pipeter
Erlenmeyer 50 mL
Burette graduée
Eprouvette graduée (au moins 150 mL)
Trois béchers de 250 mL

Deux béchers de 50 mL
Un verre à pied
Agitateur magnétique si possible
Pissette d’eau distillée.
4.2. Mode opératoire du dosage

On réalise deux expériences :
1) La première expérience est de doser l’acide chlorhydrique HCl par la soude NaOH 0,1
mol/L. Verser dans un erlenmeyer 10 mL de HCl puis ajouter quelques goutte
d’indicateur coloré. Doser cette solution par la soude NaOH 0,1 mol/L.
2) La seconde fois avec du lait ouvert lors du TP. Verser dans un erlenmeyer 20 mL de lait
et un peu d’eau distillée. Ajouter une quinzaine de gouttes d’indicateur coloré. Faire la
même chose qu’en premier dans un second erlenmeyer qui servira de témoin. Verser la
solution de soude dans la burette et ajuster le zéro. Procéder au dosage en faisant
d’abord un dosage rapide puis un dosage précis (à la goutte près).
Un dosage rapide permet d’encadrer la zone d’équivalence en versant le réactif titrant
mL par mL.
Un dosage précis où le réactif titrant est versé jusqu’à 1,5 mL ou 2 mL de la zone
d’équivalence rapidement, puis goutte à goutte jusqu’à l’équivalence.

1. Quel est le rôle d’un indicateur coloré dans un dosage ?
Les indicateurs colorés sont utilisés pour déterminer le point d'équivalence lors d'un
titrage colorimétrique par changement de couleur.
2. Le rajout de l’eau modifie-t-il la position de l'équivalence ? 1pt

Non, au point d’équivalence neq.g.(acide) = neq.g.(base) par conséquence le rajout de l’eau
modifie la concentration et pas la quantité de la matière.
3. Compléter le tableau .25pt
Tableau. Dosage précis (dit « dosage à la goutte »)
Dosage de HCl Dosage de l’acide lactique
Volume de 1er essai 2ème essai 3ème essai 1er essai 2ème essai 3ème essai
Soude (mL) 9,8 9,6 9,7 5,7 5,9 5,8

4. Calculer la concentration molaire de l’acide chlorhydrique.

V moyen de la soude =9,7 mL= Vb
Na.Va = Nb.Vb et N= Z.C
Comme Z=1 pour l’acide et la base, la relation sera Ca.Va = Cb.Vb
CHCl= CNaOH.VNaOH / VHCl
CHCl= 0,1 × 9,7/ 10 = 0,097 mol/L
5. Calculer la concentration molaire, puis massique en acide lactique du lait.

V moyen de la soude = 5,8 mL= Vb
Cacide lactique = CNaOH.VNaOH / Vacide lactique
Cacide lactique = 0,1 × 5,8 / 20 = 0.029 mol/L (concentration molaire)
L’acide lactique (acide -2-hydroxy-propanoique) a la formule brute C3H6O3
Masse molaire de l’acide lactique = 90,08 g/mol
Concentration massique : Cm = Cacide lactique M acide lactique = 0,029 × 90,08 = 2,612 g/L
6. Calculer le degré Dornic de ce lait.

1 °D → 0,1 g/L
x → 2,61 g/L => x =2.612 × 1 /0.1= 26,12 °D
7. Quelle est la qualité du lait ? Frais ou non.

Un lait frais doit avoir un degré Dornic ≤ 18 °D.
26,12 °D => Le lait n’est pas frais.

Titrage d’oxydoréduction du peroxyde d'hydrogène par manganimétrie TP 04
TP. (04)
Titrage d’oxydo-réduction du peroxyde d'hydrogène par
manganimétrie
1. But : Il s’agit de déterminer la normalité d’une solution d’eau oxygénée (H2O2), à l’aide
d’une solution de Permanganate de Potassium (KMnO4) préparée au laboratoire.
2. Principe : Le dosage consiste à déterminer la normalité d'une solution réductrice

connaissant celle de la solution oxydante. On se propose d'étudier l'oxydation de l'eau
oxygénée H2O2 par l'ion permanganate MnO4- en milieu acide.
2MnO4- + 5H2O2 + 6H+ ----> 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
Ce dosage est appelé manganimétrie. Les propriétés oxydantes de l’ion permanganate sont à
l’origine de la manganimétrie. La forme oxydante MnO4- est violette, la forme réductrice Mn2+
est incolore, ce qui permet de déterminer le point équivalent sans utiliser d’indicateurs colorés.
Les ions H+ sont mis en excès. On utilise de l’acide sulfurique H2SO4. L’excès d’acide
sulfurique qui joue le rôle d’un catalyseur permet d’éviter la réaction en milieu neutre.
3. Théorie
3.1. Introduction
Une réaction d'oxydoréduction met en jeu un transfert d'électrons entre la forme réduite d'un
couple et la forme oxydée d'un autre couple. Lors d’un titrage, l’équivalence est l’état du
système quand les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.
Le dispositif expérimental est le même que pour tous les titrages.
3.2. Notion de titrage
Dosage : Un dosage consiste à déterminer la quantité de matière ou la concentration d’une
espèce chimique dans un échantillon.
Titrage : Un dosage par titrage consiste à faire réagir l’espèce dont on veut déterminer la
quantité de matière dans un volume donné (réactif titré) avec une autre espèce dont on connaît
la concentration exacte (réactif titrant).

Titrage d’oxydo-réduction : Il s’agit d’un titrage dont la réaction support est une réaction
d’oxydoréduction.
La réaction de titrage doit être :
 Rapide ;
 Totale (elle s’arrête lorsqu’un des réactifs a disparu)
 Spécifique (le réactif titrant ne doit réagir qu’avec l’espèce à titrer dans la solution où
elle se trouve).
3.3. Dosage d’une solution aqueuse de peroxyde d’hydrogène par manganimétrie.
Le peroxyde d’hydrogène, de formule H2O2, fut découvert par le chimiste français Thenard au
début du XIXème siècle.
Pur, c’est un liquide sirupeux incolore. Il est commercialisé en solutions aqueuses de titres τ
variés dites eaux oxygénées à τ volumes.
En général, les dénominations peroxyde d’hydrogène et eau oxygénée sont confondues.
Historiquement, le peroxyde d’hydrogène servait de source d’énergie de propulsion.
Actuellement, il est surtout utilisé comme agent de blanchiment mais on l’emploie aussi pour
décolorer les huiles et les graisses, comme générateur de dioxygène et comme agent
d’oxydation.
En pharmacie, on utilise l’eau oxygénée pour son action bactériostatique et pour sa faible
action sporicide (elle peut inactiver certains virus comme celui de la poliomyélite).
L’eau oxygénée ne doit pas être exposée aux rayons ultraviolets et doit être conservée à l’abri
de la chaleur afin d’éviter sa décomposition.
Une solution d’eau oxygénée de concentration élevée peut provoquer des brûlures et l’irritation
des muqueuses et de la peau si les applications sont répétées.
3.3.1. Couples rédox intervenant dans une eau oxygénée
Le peroxyde d’hydrogène est une espèce chimique oxydante : H2O2 est un oxydant. Son
réducteur conjugué est l’eau H2O.
Le couple rédox correspondant est H2O2/H2O.
En milieu acide, la demi-équation électronique associée est :
H2O2 + 2 H+ + 2 e- <=> 2 H2O
Le peroxyde d’hydrogène est aussi une espèce chimique réductrice : H2O2 est un réducteur.
Son oxydant conjugué est le dioxygène O2.
Le couple rédox correspondant est O2/H2O2.
En milieu acide, la demi-équation électronique associée est :
H2O2 <=> O2 + 2 H+ + 2 e-

Le peroxyde d’hydrogène étant oxydant et réducteur, il est auto-oxydé, il subit une dismutation
d’équation bilan :
2 H2O2 <=> O2 + 2 H2O
3.3.2. Réaction et équation bilan du dosage
La solution aqueuse de permanganate de potassium : K+ + MnO4- contient l’espèce chimique
oxydante. Par réaction avec le peroxyde d’hydrogène, les ions permanganates sont réduits, en
milieu acide, selon la demi-réaction électronique associée au couple MnO4- / Mn2+ :
MnO4- + 8 H+ + 5 e- <=>Mn2+ + 4 H2O
Par réaction avec les ions permanganate, le peroxyde d’hydrogène est oxydé, en milieu acide,
selon la demi-réaction électronique associée au couple O2/H2O2.
H2O2 <=>O2 + 2 H+ + 2 e-
L’équation bilan de la réaction de dosage est donc :
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ <=>2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
Les ions permanganate violets ajoutés réagissent et se transforment en ions manganèse
incolores. Le liquide du bécher reste donc incolore tant qu’il contient des molécules de
peroxyde d’hydrogène. Lorsque le liquide prend une teinte rose violacé, c’est qu’il ne reste
plus de peroxyde d’hydrogène : les ions permanganate ne peuvent pas réagir. On a atteint
l’équivalence.
4. Etude expérimental
4.1. Matériels
Matériel nécessaire pour effectuer une dilution :
 Deux pipettes, une de 10 mL et une de 25 mL
 Deux fioles jaugées 100 mL
Matériel nécessaire pour effectuer un dosage :
 Burette et agitateur magnétique
Solutions :
 Solution de permanganate de concentration C0 = 2.10-2 mol. L-1.
 Solution d’eau oxygénée à 110 volumes.
 Solution d’acide sulfurique de concentration C = 10-1 mol. L-1.
4.2.1. Dilution de l’eau oxygénée
A l’aide de deux pipettes jaugées, diluer 20 fois l’eau oxygénée avec de l’eau distillée (une
dilution au dixième et une dilution par deux)
On obtient une solution S dont on veut déterminer la concentration CS.

4.2.2. Dosage de l’eau oxygénée

Mettre dans le becher 1 mL de solution S, 10 mL d’acide sulfurique et 10 mL d’eau distillée.
Le mélange est incolore. C’est la solution à titrer. Mettre dans la burette une solution aqueuse
violette de permanganate de potassium de concentration connue. Verser la solution titrante
dans le mélange à titrer, pour obtenir précisément, à la goutte près, le mélange équivalent, juste
quand une légère teinte rose-violacé apparaît.
Lire sur la burette la valeur du volume équivalent : VE
Répéter l’expérience trois fois.

a) Préciser les couples redox présents. Ecrire les demi-équations et l’équation de la réaction
Dans cette réaction l’oxydant est MnO4- et le réducteur est H2O2.
Les deux couples rédox mis en jeu sont :
MnO4-/Mn2+: MnO4- + 8 H+ + 5 e- <=>Mn2+ + 4 H2O
O2/ H2O2 : O2 + 2 H+ + 2 e- <=> H2O2
L’équation de la réaction est :
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6 H+ <=>2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O
b) Etablir le tableau d’avancement de la réaction choisie. Quelle est la relation entre les
quantités de matière à l'équivalence ?
2 MnO4- 5 H2O2 6 H+ 2 Mn2+ 5 O2 8 H2O
Etat initial n(MnO4-)ajouté n(H2O2) / 0 0 /
En cours n(MnO4-)ajouté - 2x n(H2O2) – 5x / 2x 5x /
Etat final n(MnO4-)ajouté - 2xmax n(H2O2) – 5xmax / 2xmax 5xmax /
A l’équivalence, les ions permanganate et l’eau oxygénée ont totalement réagi. On note
l’avancement maximal à l’équivalence : xE
Donc à l’équivalence :
n(H2O2) – 5xE = 0 <=> xE = n(H2O2)/5
n(MnO4-)ajouté à l’équivalence - 2xE = 0 <=> xE = n(MnO4-)/2
n(H2O2)/5= n(MnO4 -)/2
c) Détermination de la concentration de l’eau oxygénée

c1) Concentration molaire de l’eau oxygénée dosée :
On connaît :
- la concentration C0 = 0.02 mol.L-1 de la solution de permanganate
- le volume VE = 9,8 mL de la solution de permanganate

- le volume VS = 1 mL de la solution diluée d’eau oxygénée
A l’équivalence, les nombre de moles d’ions permanganate et de peroxyde d’hydrogène mis en
présence sont dans les proportions stoechiométriques de l’équation bilan de dosage. Donc :
n(MnO4- )/2 =n(H2O2)/5 ou n0 /2 = nS / 5 <=> nS = 2,5 n0
ainsi Cs = 2,5 . 0,02 . 9,8 / 1 = 0,49 mol/L
c2) Détermination de la concentration molaire de l’eau oxygénée initiale :
La solution d’eau oxygénée a été diluée 20 fois.
Donc, C (H2O2 )= 20 . 0,49 = 9,8 mol.L-1.
c3) Détermination du titre de l’eau oxygénée initiale en volumes :
Le peroxyde d’hydrogène subit une dismutation d’équation bilan :
2 H2O2 <=> O2 + 2 H2O
2 moles de H2O2 libèrent 24 litres (volume molaire) de O2, donc
9,8 moles de H2O2 libèrent 9,8 . 24/2 = 117,8 litres de O2.
L’eau oxygénée initiale est à 117,8 « volumes ».
c4) Calculons l’incertitude relative pour le titre de l’eau oxygénée initiale :
ΔC/C = (117,8-110/ 110) . 100 = 6,62 %
En plus des erreurs de manipulation, on peut considérer aussi que la solution d’eau oxygénée à
110 volumes n’a pas été fraîchement préparée.
d) Pourquoi nous n’avons pas utilisé un indicateur coloré ?

Nous n’utilisons pas l’indicateur coloré dans la manganimétrie car la forme oxydante MnO4-
est déjà colorée violette, la forme réductrice Mn2+est incolore, ce qui permet de déterminer le
point d’équivalence.
e) Pourquoi faut-il utiliser une solution KMnO4 fraîchement préparée ?

Il faut utiliser une solution KMnO4 fraîchement préparée car le permanganate de potassium
s’oxyde rapidement à la lumière, ceci modifiera sa concentration (non précision de la
concentration).

Titrage par précipitation (méthode de Mohr). Analyse Gravimétrique TP 05
TP. (05)
Titrage par précipitation (méthode de Mohr)
Analyse Gravimétrique
1. But : Savoir doser les ions chlorure dans une solution (eau de robinet et minérale
commerciale) par la méthode de Mohr.
2. Principe : Nous allons effectuer le dosage (ou titrage) des ions chlorure Cl- par les ions
argent Ag+, ce qui nous permettra de déterminer la chlorinité d'une eau et donc de calculer sa
salinité.
3. Théorie :
3.1. Introduction
En chimie et en métallurgie, un précipité est la formation d'une phase dispersée hétérogène
dans une phase majoritaire. La formation d'un précipité est la précipitation. Le terme est aussi
utilisé en biochimie, pour désigner la formation d'un agrégat moléculaire, par exemple
d'anticorps, qui sédimente (ou est sédimenté par centrifugation) au fond du tube.
En chimie, cela désigne en général la formation d'un cristal solide d'un sel dans un liquide. En
métallurgie, cela peut en outre désigner la formation d'un cristal de composition donnée au sein
d'un alliage.
En chimie, un sel est un composé ionique composé d’anions et de cations, formant un produit
neutre. Ces ions peuvent être aussi bien minéraux (chlorure Cl-) qu’organiques (acétate
CH3COO-) et monoatomiques (sodium Na+) aussi bien que moléculaires (sulfate SO42-). Les
solutions de sels dans l'eau sont appelées électrolytes car conductrices d’électricité.
Titrages de précipitation sont basés sur des réactions qui produisent des composés ioniques de
solubilité limitée. Le réactif de précipitation le plus important est le nitrate d'argent. Méthodes
de titrimétrie sur la base de nitrate d'argent sont parfois appelées méthodes argentométriques.

Le chromate de potassium peut servir d'indicateur de point d'équivalence pour la détermination

argentométrique d'ions chlorure, bromure et cyanure par réaction avec des ions argent en
formant le chromate d'argent qui est un précipité rouge brique.
3.2. Equilibres de précipitation
3.2.1. Définition
Soit la réaction suivante : An Bm (s) <=> n Am+ + m Bn-
Am+ est un ion chargé positivement; charge : m+ (par exemple dans un cation métallique).
Bn- est un anion (ion chargé négativement); il est échangé entre le cation et le solide (c’est le
ligand).
Attention ! L’électroneutralité du solide comme celle de la solution impose une écriture très
stricte des coefficients stoechiométriques.
Le produit de solubilité Ks du solide An Bm (s) correspond à la constante d’équilibre de la
réaction :
soit : K s = [Am+ ]n [Bn- ]m
Remarque 1 : Le produit de solubilité est sans dimension.
Remarque 2 : Les produits de solubilité ont des valeurs faibles, souvent exprimées sous la
forme 10-x, ce qui justifie l’emploi fréquent du pKs .
pKs = - log Ks donc Ks = 10-pKs
Remarque 3 : Plus le pKs est grand, plus le sel est insoluble
Remarque 4 : Pour utiliser le modèle du produit de solubilité, il ne faut pas utiliser de solutions
trop concentrées !
Remarque 5 : Le produit de solubilité dépend de la température.
3.2.2. Solubilité d’un solide
La solubilité molaire d’un solide ionique est définie comme la quantité maximale de ce solide
qu’on peut dissoudre par litre de solution. Elle s’exprime en mol / L.
Dans un litre d’eau pure, on introduit x mol du solide ionique An Bm (s). Soit s la solubilité du
solide.
En utilisant la définition ci-dessus, on peut établir le tableau de moles qui suit :
An Bm (s) <=> n Am+ + m Bn-
Initialement x mole 0 0
Après dissolution (x-s) mole n.s mole m.s mole
Le produit de solubilité s’écrit alors : Ks = (n.s) × (m.s)m
n
On obtient :
Sn+m = Ks/ (nn×mm)

Les concentrations en ions s’écrivent : [Am+] = n.s et [Bn-] = m.s

3.2.3. Influence de différents facteurs sur la précipitation et la dissolution.
3.2.3.1. Effet d'ion commun
Solubilité d'un sel dans une solution qui contient déjà l'un des ions du sel.
An Bm (s) <=> n Am+ + m Bn-
Initialement x mole C 0
Après dissolution (x-s) mole (n.s + C) mole m.s mole
Interprétation : L'équilibre suivant a été déplacé vers la gauche par ajout de l'ion commun
Am+
3.2.3.2. Influence du pH sur la précipitation et la dissolution
Solubilité de Mg(OH)2 (s) <=> Mg2+ (aq) + 2 OH- (aq)
t=0 x 0 0
t = équilibre (x-s) s 2s
2+ - 2 -11
Ks = [Mg ]éq [OH ] éq = 1,5. 10
Ks = [Mg2+]éq [OH-]2éq = s (2s)2 = 4.s3 s = (Ks/4)1/3 s = 1,55 10-4 mol.L-1
[OH-] = 2.s = 3,11 10-4 mol.L-1
Le milieu est basique (présence d’ions OH-).
Les ions H3O+ et OH- provenant de l’autodissociation de l’eau sont en quantités négligeables
(Ke = [H3O+] [OH-] = 10-14).
Soit : pH = 14 + log [OH-] = 10,5
Comment évolue la solubilité de Mg(OH)2 dans un milieu moins basique?
Si pH [OH-] l’équilibre de dissolution de Mg(OH)2 se déplace dans le sens 1
vers la dissolution de Mg(OH)2 la solubilité augmente.
3.3. Dosage des ions chlorure présents dans une eau par la méthode de MOHR
3.3.1. Principe du dosage
Doser les ions Cl - présents dans une eau en les faisant réagir avec des ions Ag+.
Problème : comment repérer la fin de la réaction de précipitation de AgCl ?
Réponse : on introduit dans la solution des ions chromate CrO42- .
Quand il existe simultanément dans une solution les ions Cl-, CrO42- et Ag+, les réactions
susceptibles de se produire sont les suivantes :

Ag+ + Cl- <=> AgCls (précipité blanc)

2 Ag+ + CrO42- <=> Ag2CrO4(s) (précipité rouge)
La solubilité de AgCl est de 1,2.10-5 mol.L-1, et celle de Ag2CrO4 est de 5,4.10-4 mol.L-1 .
Cela veut dire que AgCl est moins soluble que Ag2CrO4, ou bien que AgCl précipite avant
Ag2CrO4 (phénomène de précipitation préférentielle).
Que va-t-on observer : AgCl précipite tant qu’il y a des Cl- . A la fin du dosage, quand il n’y a
plus de Cl-, Ag2CrO4 précipite alors : l’apparition de la couleur rouge indique donc la fin du
dosage.
4. Etude expérimentale
Nous pouvons réaliser les réactions ci-dessus dans des tubes à essais et faire apparaitre ainsi le
principe du dosage.
Cette méthode de dosage est celle homologuée en France « NF-T90-014 février 1952 » pour
analyser la teneur en Cl- dans l’eau. Il y a des règles à respecter :
la teneur en Cl- doit être comprise entre 5 et 150 mg.L-1 (en dessus ou en dessous, la
méthode donne des résultats faux)
le pH doit être compris entre 5 et 9 (pour éviter les « transformations » des ions Ag+ et
CrO42-, ce qui rendrait le dosage impossible)
la présence des ions I - et Br - est ‘’ interdite’’ : AgI et AgBr précipiteraient avant AgCl.
4.1. Matériel et produits utilisés

Produits :
Une solution de chromate de potassium à 50 g.L-1
Une solution de nitrate d’argent de concentration C = 0,02 mol.L-1, à conserver à l’abri de
la lumière
Eau du robinet
Eau de Mansourah ou Ifri ou Saida…
Materiels :
Une burette de 25 mL
une pipette graduée de 0 à 5 mL,
un erlen de 150 mL,
un becher,
un agitateur magnétique,
tubes à essais.

4.2. Dosage des chlorures dans l’eau du robinet

Mesurer avec une éprouvette 100 mL d’eau du robinet. Les verser dans un erlenmeyer de 150
mL. Ajouter 2 à 3 mL de solution de chromate de potassium. Doser avec la solution de nitrate
d’argent.
4.3. Dosage des chlorures dans l’eau minérale
Verser 100 mL d’eau minérale dans l’erlenmeyer de 150 mL. Ajouter 2 à 3 mL de la solution
de chromate de potassium. Doser avec la solution de nitrate d’argent.

1) Quels sont les critères auxquels doit répondre une réaction de précipitation pour qu’elle
puisse être utilisée pour faire un dosage ?
Pour réaliser un dosage, une réaction doit être unique, totale et rapide.
2) Ecrire l’équation de la réaction de dosage.
Ag+(aq) + Cl-(aq) = AgCl(s)
3) Dosage des chlorures de l’eau du robinet

a) Déterminer le volume d’équivalence
VE = 41,3 mL
b) Calculer la concentration molaire volumique des ions Cl-.
CAg+ × VE = CCl- × Veau robinet
0.02 × 41,3 = CCl- × 100
CCl- = 8,26.10-3 mol.L-1
c) Donner la concentration massique volumique (en mg.L-1) des ions Cl-.
Masse molaire du Cl : MCl = 35,5 g/mol
Cm Cl- = C Cl-× MCl =3.10-4×35,5=293,23.10-3g/L=293,23mg/L
4) Dosage des chlorures de l’eau minérale

a) Déterminer le volume d’équivalence
VE = 5,2 mL
b) Calculer la concentration molaire volumique des ions Cl-.
CAg+ × VE = CCl- × Veau robinet
0.02 × 5,2 = CCl- × 100
CCl- = 1,04.10-3 mol.L-1
c) Donner la concentration massique volumique (en mg.L-1) des ions Cl-.
Masse molaire du Cl : MCl = 35,5 g/mol
Cm Cl- = C Cl-× MCl =1,04.10-3×35,5=36,92.10-3 g/L=36,92 mg/L

d) Sachant que L’étiquette de l’eau Ifri indique une Teneur en Cl- : 36,5 mg.L-1 ; le résultat
trouvé est-il en accord avec la valeur portée sur l’étiquette ?
La valeur trouvée par dosage et très proche de la valeur indiquée par l'exploitant de l'eau
minérale.

Dosage de la dureté de l’eau TP 06
TP. (06)
Dosage par mesure de la dureté de l’eau
1. But : Le but de ce TP est de déterminer la dureté totale d’une eau de distribution.

2. Principe : Pour déterminer la concentration en ions calcium et en ions magnésium dans une
eau on utilise une réaction de complexation avec l’ion éthylènediaminetétraacétate EDTA un
tétracide que l’on note Y4- sa formule :
Ca+2aq+Y4-(aq) = [CaY]2-
Mg+2 (aq) + Y4-(aq) = [MgY]2-
Le dosage s’effectue à partir du sel disodique de l’EDTA Na2H2Y en milieu tamponné à pH 10,
le pH auquel on observe de bons résultats expérimentaux.
Les complexes de l’EDTA avec les ions Ca+2 et Mg+2 ne sont pas colorés. Afin de détecter
l’équivalence, on complexe les ions Ca2+ et Mg+2 contenus dans l’eau minérale par le noir
d’ériochrome NET, donnant des complexes colorés mais moins stables qu’avec l’EDTA. Lors
de l’ajout de la solution titrante d’EDTA, le NET est progressivement libéré jusqu’à
l’équivalence où il est libre en solution.
Le NET joue le rôle d’indicateur de fin de réaction. Il est violet en présence d’ions Ca et Mg,
et bleu dans l’eau distillée.
3. Théorie
3.1. Introduction
La qualité de l’eau utilisée ne retient pas toujours l’attention, mis à part les cas extrêmes de
pollution. Pourtant l’eau de source peut renfermer un grand nombre d’ions en concentrations
importantes.
D’une manière générale, les corps dissous les plus gênants sont les hydrogénocarbonates de
calcium et de magnésium (Ca2+, 2HCO3-) et (Mg2+, 2HCO3-). Ces deux corps sont solubles
mais se décomposent en carbonates insolubles (précipités) dès que l’eau, contenant ces
derniers, est chauffée.

3.2. Dureté d’une eau :

La dureté d’une eau représente la concentration en sels de calcium ou de magnésium dissous ;
ces corps sont des hydrogénocarbonates ou des sulfates auxquels il faut ajouter parfois des
chlorures. On distingue plusieurs duretés :
Dureté temporaire : elle est due aux hydrogénocarbonates de calcium et de magnésium.
Dureté permanente : elle est due aux sulfates de calcium et de magnésium, et parfois aux
chlorures.
Dureté totale : elle est égale à la somme des deux précédentes.
Dureté totale = Dureté permanente + Dureté temporaire
Dureté totale = [n (Ca2+) + n (Mg2+)]/L
n : nombre de mole
3.2.1. Définition du degré hydrotimétrique:

1 degré hydrotimétrique français (1°TH) est égal à une concentration globale en ions calcium
et magnésium de 10-4 mol.L-1. On l’exprime aussi souvent en masse de ces ions par litre d’eau
ou en masse équivalente de carbonate de calcium par litre d’eau.
Valeurs du TH : les normes habituelles classent les eaux naturelles de la façon suivante :
eau très douce : 0 TH 5
eau douce : 5 TH 15
eau demi-dure : 15 TH 25
eau dure : au-delà de 25
Pour les eaux potables, il est souhaitable d’avoir TH 15, l’idéal étant de 12 à15.
3.2.2. Détermination de la dureté totale
Pour doser l’ensemble des ions Ca2+ et Mg2+, on utilise une réaction de complexation de ces
ions par l’Acide Ethylène Diamine Tétraacétique (EDTA). L’équivalence de ce dosage est
marquée par le virage de couleur de la solution en présence d’un indicateur coloré le noir
d’ériochrome T (NET).
Remarque :
Pour éviter les problèmes de précipitation de ces ions on travaille à un pH = 10 grâce
à l’ajout dans la solution à doser d’une solution tampon ammoniacale.
Pour mieux repérer le virage de couleur, on réalisera 2 solutions témoins, l’une qui
aura la couleur de la solution avant l’équivalence et l’autre la couleur de la solution
après l’équivalence.

Cette dureté peut se mesurer rapidement avec des bandelettes test (voir kit pour
analyse de l’eau d’un aquarium). On utilise alors une unité allemande, le °GH, telle
que :
°GH = 0,56.°TH (donc °TH = 1,78.°GH)
Les alcalinoterreux présents dans l’eau sont amenés à former un complexe du type
chélate par le sel disodique de l’acide éthylénediamine tétracétique à pH=10. La disparition des
dernières traces d’éléments libres à doser est décelée par le virage de l’indicateur spécifique,
doser avec EDTA jusqu’au virage de violet au bleu. En milieux convenablement tamponné
pour empêcher la précipitation du magnésium, la méthode permet de doser la somme des ions
calcium et magnésium.
4. Etude expérimentale (d’après une méthode industrielle « ERPAC »)

4.1. Préparations des solutions témoins
Dans un bécher, ajouter environ 50 mL d’eau, quelques mL de solution tampon, puis une
pointe de spatule de NET. Dans un autre bécher, ajouter environ 10 mL de solution d’EDTA (à
0,02 mol.L-1), quelques mL de solution tampon et une pointe de spatule de NET.
4.2. Dosage de l’eau minérale
On préparera un erlenmeyer avec 50 mL d’eau minérale, quelques mL de solution tampon et
une pointe de spatule de NET que l’on placera sur l’agitateur magnétique. On ajoutera
progressivement la solution titrante en faisant attention de comparer la couleur de la solution
avec celles des solutions témoins. On repérera ainsi l’équivalence du dosage.
4.3. Dosage de l'eau du robinet
Même manipulation que précédemment, nous remplaçons l’eau minérale par l’eau du robinet
qui n’a pas d'indications.

1) La solution d’EDTA à 0,02 mol.L-1 est préparée à partir d’un sel de masse molaire 372
g.mol-1. Expliquer la préparation de 1 L de solution titrante.
C = 0,02 mol/L => n = C V = 0,02 x 1 = 0.02 mol

n = m / M => m = n M = 0.02 x 372 => m = 7.44 g

 A l’aide d’une balance, peser dans un verre de montre 7.44 g de sel;
 Introduire la quantité à l’aide d’un entonnoir dans une fiole jaugée de 1L;
 Remplir la fiole jusqu’à la moitié avec de l’eau distillée et agiter jusqu’à la dissolution
complète du sel ;
 Compléter avec de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge
 Fermer puis agiter
2) L’EDTA est un tétra acide faible, noté H4Y : donner les différentes formes acidobasiques
que l’on peut rencontrer.
H4Y/ H3Y- H3Y-/H2Y2- H2Y2- /HY3- HY3-/Y4-
3) On étudie l’eau minérale de Lalla Khedidja pour laquelle on lit sur l’étiquette : « Ca2+ : 53
mg/L et Mg2+ : 7 mg/L ». Si on en croit l’étiquette, quelle est la dureté de cette eau ? En
déduire le degré hydrotimétrique et la qualité de cette eau minérale.
[Ca2+]= 53 .10-3/40 =1,325.10-3 mol/L
[Mg2+]= 7 .10-3/24 =0,291.10-3 mol/L
Dureté = [n (Ca2+) + n (Mg2+)]/L = 1,616 .10-3mol/L
1° TH = 10-4 mol/L.
° TH = ([Ca2+] + [Mg2+]) /10-4 = 1,616.10-3/ 10-4 = 16,16
L’eau est de qualité demi-dure, très proche de l’eau douce car pour une eau demi-dure :
15 TH 25
4) Estimer, grâce aux indications sur l'étiquette de la bouteille, le volume de solution titrante à
verser lors du dosage de 50 mL d’eau minérale.
C1V1 =C2V2eq => V2eq = C1V1 / C2 =1,616 .10-3. 50 / 0.02 = 4.04 mL
5) Donner la valeur du volume d’équivalence (moyenne des trois essais) pour doser l’eau
minérale et calculer la concentration globale en ions Mg2+ et Ca2+ de cette eau. Quel est le
pourcentage d’écart relatif ?
 l’eau minérale : Veq = 3,9 mL
C1V1 =C2V2eq => C1 = C2V2eq / V1= 0,02 . 3,9 / 50 = 1,56. 10-3 mol/L = [Ca2+] + [Mg2+]
L’écart relatif = [|1.56 – 1.616| / 1,616 ] . 100 = 3.46 %
6) Donner la valeur du volume d’équivalence (moyenne des trois essais) pour doser l’eau du
robinet et calculer la concentration globale en ions Mg2+ et Ca2+ de cette eau.
 Pour l’eau du robinet : Veq = 10 mL

C1V1 =C2V2eq => C1 = C2V2eq / V1= 0,02 . 10 / 50 = 4.10-3 mol/L = [Ca2+] + [Mg2+]
7) En déduire le degré hydrotimétrique et la qualité de l’eau du robinet.
° TH = ([Ca2+] + [Mg2+]) /10-4 = 4.10-3/ 10-4 = 40
L’eau est de qualité dure car le ° TH est au-delà de 25
8) Qu’est-ce qu’une solution tampon ?
Une solution tampon est une solution dont le pH ne varie pas ou peu lors d'un ajout d'un
acide ou d'une base, ou lors d'une dilution.

Modèles moléculaires assistés par ordinateur TP 07
TP. (07)
Modèles moléculaires assistés par ordinateur
1. Objectif
Une molécule est constituée d'atomes liés entre eux.
Plus qu'un simple jeu, le modèle moléculaire porte bien son nom: il modélise les molécules à
l'aide de boule (les atomes) et de bâtons (les liaisons).
Il permet de mieux visualiser des molécules, il permet aussi de pratiquer une démarche
expérimentale pour :
 Connaître le nombre de liaisons formées par les atomes courants ;
 Représenter les formules développées et semi-développées correspondant à des modèles
moléculaires ;
 Savoir qu'à une formule brute peuvent correspondre plusieurs formules semi-
développées ;
 Repérer la présence d'un groupe caractéristique dans une formule développée.
 Utilisation du logiciel chemsk12 pour visualiser les molécules en 3D
Les molécules sont des assemblages de plusieurs atomes (par exemple deux dans le cas du
dihydrogène, 21 pour l'aspirine ou plusieurs milliers ou dizaines de milliers pour l'ADN ou les
polymères).
En chimie, on modélise cet assemblage par des liaisons qui relient les atomes entre eux.
2. Formule des molécules
2.1. Formule brute

La formule brute (ou formule chimique) d'une molécule est une indication du nombre et du
type d'atomes qui la composent. Par exemple, la molécule d'eau (H2O) est constituée d'un
atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène ; l'éthanol (C2H6O) ; le glucose (C6H12O6)…

2.2. Formule développée

Pour préciser la structure d'une molécule, on la représente par une formule développée. Cette
formule fait apparaître tous les atomes et toutes les liaisons chimiques de la molécule. Pour
représenter une liaison chimique entre deux atomes, on trace un trait entre ces deux atomes.
Par exemple, voici les formules développées de plusieurs molécules :
2,3,4,5,6-pentahydroxyhexanal
2.3. Formule semi-développée
En général, afin de simplifier l'écriture des formules développées, on ne représente pas les
liaisons avec les atomes d'hydrogène, on indique simplement le nombre d'atomes d'hydrogène
en indice à droite du symbole H. Cette notation est appelée la formule semi-développée.
Par exemple :
Dans les modèles moléculaires, les liaisons sont représentées par des bâtonnets et les atomes
par des sphères de tailles et de couleurs différentes (C en noir, H en blanc, O en rouge, N en
bleu…).
3. Représentation de Cram d’une molécule
Pour rendre compte de la géométrie d’une molécule, les chimistes utilisent la représentation de
Cram.
La représentation de Cram d’une molécule obéit aux règles suivantes :
 Les liaisons situées dans le plan de la feuille sont dessinées en traits pleins :

 Les liaisons situées en avant du plan de la feuille sont dessinées en traits épaissis :
 Les liaisons en arrière du plan de la feuille sont dessinées en pointillés
Exemple : Représentation de la molécule de méthane
C
H H
Modèle 3D Représentation de Cram
4. Logiciel chemsk12
Un éditeur de molécules permet de construire des modèles moléculaires, de les visualiser en
3D, de les faire tourner pour mieux appréhender leur géométrie.
En utilisant le logiciel «chemsk12» on peut visualiser les modèles moléculaires des molécules
du document.
 L’icône 1 permet de charger des molécules au format *.MOL. On utilisera ici le format
*.S3D accessible par le menu FILE, OPEN.
 Les icônes 2 à 8 sélectionnent le type de modèle choisi. Le modèle de l’icône 4 est
recommandé. On peut augmenter ou réduire la taille des atomes sans changer la taille
de la molécule avec les icônes 9 et 10.
 L’icône 11 permet de mesurer la distance entre deux atomes (cliquer successivement
sur les deux atomes et lire la réponse dans la barre inférieure. Attention, dans le logiciel
les longueurs sont données dans une vieille unité illégale : l’angstroem. Veiller à les
convertir dans l’unité du système international appropriée. (1 Å = 10−10 m).
 L’icône 12 permet de mesurer l’angle formé par trois atomes : cliquer successivement
sur les trois atomes.
 L’icône 16 produit une rotation automatique. Sans cette option, on peut toujours faire
tourner la molécule avec la souris.


a) Dessiner la molécule de pent-3-èn-ol et celle de l’acide sulfurique avec le logiciel
chemsk12.
Pent-3-èn-ol acide sulfurique
HH O H H
H
O
HH O S O
H
H O
H H H
b) Copier en 3D.

c) Mesurer les distances et les angles.

Alcool Acide sulfurique
Liaison Distance Angle Degré ° Liaison Distance Angle Degré °
Å Å
O-C1 1,566 C1-O-H 119,981 S=O 1,258 O=S-O 109,103
O-H 1,116 O-C1-C2 109,429 S-O 1,450 S-O-H 120,001
C1-H 1,225 H-C1-H 109.527 H-O 0,884 O=S=O 109,481
C3-C4 1,478 C2-C3-C4 119,949
C3-H 1,226 H-C3-C2 120,048
C1-C2 1,688 H-C3-C4 120,003
C2-C3 1,665 H-C5-H 109,464
d) Dessiner la molécule C2H6 en utilisant la représentation de Cram.
H H
H
H H
H
H H H
H
H H

Gaz Parfait (H2). Réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique TP 08
TP. (08)
Gaz Parfait (H2) :
Réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique
1. But
Calculer la quantité de matière du gaz hydrogène par la loi de gaz parfait
2. Généralités
Un gaz parfait est un fluide idéal qui satisfait à l’équation d’état PV= n RT, ou encore c’est un
gaz qui obéit rigoureusement aux trois lois. MARIOTTE, GAY .LUSSAC et CHARLES.
Dans ce chapitre, on désigne par V le volume d’une unité de masse (U.D.M) de gaz parfait et
par Vm le volume molaire d’un gaz parfait avec :
1 mole = 6,023.1023 Molécules = A (nombre d’Avogadro).
On considère une masse gazeuse occupant le volume V sous la pression P et la température T.
3. Réaction
On réalise la réaction entre l'acide chlorhydrique et du magnésium solide.
L'équation de la réaction est :
2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) + Mg(s) Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) + H2(g)
Le but du TP est de mesurer la quantité de matière de dihydrogène H2 formée par la réaction

puis de comparer ce résultat à ce que l'on peut prévoir à partir de l'équation bilan.
4. Etude préliminaire
4.1. Prévisions de la quantité d'ions formés
On fera réagir un volume VA = 50 mL d'acide chlorhydrique de concentration : CA = 1 mol.L-1

avec 5,0 cm de ruban de magnésium.

4.1.1. Quantité de matières introduites
La masse molaire du magnésium est : MMg = 24,3 g.mol-1
 Découper un morceau du ruban de magnésium de 5,0 cm. Selon le fournisseur : 24

mètres du ruban correspondent à 25 g de Mg.
mMg = ………………
a. Calculer la quantité de matière de magnésium introduite (ni(Mg))
b. En considérant que la quantité de matière d'acide chlorhydrique est égal à la
quantité de matière d'ions hydrogène (H+), calculer la quantité de matière d'ions
introduite (ni(H+)).
4.1.2. Prévision de la quantité de produits formés :
Tableau d’avancement :
L’avancement de la réaction est une grandeur notée x, exprimée en mol, qui permet de décrire
l’évolution d’un système chimique en cours de transformation.
x est une quantité de matière de réactif ayant réagi.
L’état final est atteint pour un avancement maximal noté xmax . On suppose dans cette étude
que tout le magnésium va réagir (si ce n'est pas le cas, il faudra reprendre le raisonnement).
a. Construire un tableau d’avancement de la réaction étudiée. Vous veillerez à utiliser le terme

xmax dans la dernière ligne du tableau.
Equation de la réaction 2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) + Mg(s) Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) + H2(g)
Etat du système Avancement Quantités de matière (mol)

(mol)
Etat Initial
En cours de
transformation
Etat Final
b. Calculer la valeur de xmax.
c. Calculer alors la quantité de matière de dihydrogène attendue en fin de réaction (nfthéo. (H2)).

4.2. Méthode utilisée pour connaître la quantité de matière de H2 formé

Nous avons choisi de mesurer la quantité de dihydrogène formé car c'est la quantité la plus
simple à mesurer parmi les produits.
Pour connaître la quantité de matière de dihydrogène en fin de réaction, quelle grandeur peut-
on mesurer ?
5. Mise en œuvre de la manipulation

5.1. Matériel
 Erlenmeyer de 100 mL,
 Bouchon sur lequel est placé un tube à dégagement
 Eprouvette graduée de 100 mL
 Cristallisoir
 deux supports élévateurs
 deux potences et deux pinces
 Thermomètre
5.2. Modes opératoires
Vous disposez d'un erlenmeyer dans lequel vous introduirez les réactifs, cet erlenmeyer est
muni d'un bouchon sur lequel est placé un tube à dégagement.
L’erlenmeyer est placé sur un support élévateur ; le cristallisoir l’est également afin de faciliter
le positionnement du tube à dégagement dans l’éprouvette.
 Introduire dans l'erlenmeyer 50 mL d'acide chlorhydrique.
 Reprendre le morceau de 5cm du ruban de magnésium, le placer dans l'erlenmeyer et
reboucher tout de suite.
 Maintenir le bouchon en place tout au long de la réaction.
 Une fois la réaction terminée, noter le volume de gaz présent dans l’éprouvette.
Le gaz résultant de la manipulation est alors envoyé dans l’éprouvette graduée remplie d’eau,
retournée au-dessus du cristallisoir contenant de l’eau également (ou plus simplement on dit
qu’on recueille le gaz par déplacement d’eau ; voir le schéma du Dispositif expérimental au-
dessous.
Nous supposerons que le gaz présent dans l’éprouvette est à la même température que l’eau du
cristallisoir et à la pression atmosphérique lue sur le baromètre du laboratoire.

Dispositif expérimental

1. Calculer la masse de magnésium introduite mMg.
24 mètre du ruban de Mg → 25 g de Mg
5cm= 0,05m du ruban de Mg → mMg mMg = 0,052 g
2. Calculer la quantité de matière de magnésium introduite ni(Mg)

La masse molaire du magnésium est : MMg = 24,3 g.mol-1
ni(Mg)= mMg / MMg = 2,14.10-3 mol
3. calculer la quantité de matière d'ions introduite ni(H+)

n (H+(aq)) = C. V = 1,0 × 50.10-3 = 50.10-3 mol = 0,05mol.
4. Remplir le tableau d’avancement de la réaction étudiée.
Equation de la réaction 2 H+(aq) + 2 Cl-(aq) + Mg(s) Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) + H2(g)
Etat du système Avancement Quantités de matière (mol)

(mol)
Etat Initial 0 0,05 / 2,14.10-3 0 / 0
En cours de x 0,05-2x / 2,14.10-3- x x / x

transformation
Etat Final xmax 0,05-2xmax / 2,14.10-3- xmax xmax / xmax

b. Calculer la valeur de xmax et déterminer le réactif limitant.

On fait l'hypothèse que chaque réactif est limitant et on calcule xmax , le réactif limitant est
celui pour lequel xmax est le plus petit, le premier atteint.
Si le magnésium Mg est limitant, n(Mg)f = 0 = 2,14.10-3 - xmax ; xmax = 2,14.10-3mol
Si l'ion H+ est limitant, n(H+)f = 0 = 0,05 – 2xmax ; xmax = 0,05 / 2 = 0,025 mol
-3
Le premier xmax atteint est 2,14.10 mol, le réactif limitant est donc le magnésium.
c. Quelle est la quantité de matière de dihydrogène attendue en fin de réaction (nfthéo. (H2)).
D’après le tableau nthéo. (H2)= xmax=2,14.10-3mol.
e). Donner les résultats de vos différentes mesures.
 Le volume de gaz présent dans l’éprouvette (volume de dihydrogène dégagé)

V(H2) = 50 mL.
 la pression du gaz dans l’éprouvette est la même que la pression atmosphérique lue sur
un baromètre. P = 1013 hPa =1atm
 La température est de : T= 20°C
f). Déduire de vos différentes mesures la quantité de matière de dihydrogène que la réaction a
formé (nfexp(H2)).
PV=nRT donc n = PV / RT =(1× 50.10-3) / (0,082 × 293)= 2,08.10-3 mol
d). Calculer l’écart relatif et commenter.

L’écart relatif = [|nexp (H2) – nthéo. (H2)| / nthéo. (H2)] × 100 = 2,75 %
L’écart est très plausible. Nous pouvons dire aussi que H2 se comporte bien comme un gaz
parfait et la méthode utilisée pour déterminer sa quantité de matière est très fiable.

Mesures Calorimétriques
TP 09
TP. (09)
1. But du TP : Déterminations de chaleurs -Enthalpies et de capacités calorifiques :

Dans ce travail pratique on se propose de déterminer :
 La capacité calorifique d'un calorimètre Ccal et / ou valeur en eau du calorimètre "μ"
 La capacité thermique massique (chaleur massique) d’un solide.
 L'enthalpie de neutralisation de NaOH(aq) par HCl(aq)
2. Rappel théorique
2.1. Généralités : Le calorimètre "comme une bouteille thermos" est un système
thermodynamique isolé qui n’échange aucune énergie avec le milieu extérieur (ni travail, ni
chaleur). Sa paroi est indéformable et adiabatique afin de diminuer les pertes thermiques.
Il existe plusieurs types de calorimètre suivant la nature des mesures que l'on effectue. On peut
citer le calorimètre isotherme, le calorimètre adiabatique, le calorimètre différentiel…
Ils permettent notamment de caractériser les matériaux, les réactions chimiques.
Les mesures calorimétriques permettent de déterminer les capacités thermiques massiques des
substances, les chaleurs de changement d’état et les chaleurs de réactions. Les principes qui
régissent la calorimétrie reposent en fait sur le premier principe de la thermodynamique
(principe de la conservation de l’énergie ΔU = Constante pour tout système isolé). Au sein du
calorimètre (Vase Dewar comme l’un des calorimètres le plus simple) il peut s’y dérouler des
échanges thermiques. Le corps le plus chaud cède de la chaleur (Q1 comptée négative) et le
corps le plus froid la reçoit (Q2 comptée positive) totalement en vertu du principe de l’égalité
TP 09
des échanges de la chaleur. La température du corps chaud s’abaisse jusqu’à Teq et la

température du corps froid augmente jusqu’à cette température qui représente l’équilibre
thermique. Ceci peut se traduire par la relation fondamentale :
ΣQi = 0 donc Q1 + Q2 +Qcal = 0 (1)
2.2. Equation calorimétrique

2.2.1. Afin de Déterminer la capacité calorifique du calorimètre Ccal ou mesurer la valeur en
eau (μ) du calorimètre, nous allons travailler au moyen d’un calorimètre n’échangeant ni
énergie ni matière avec le milieu extérieur (système isolé).
En mélangeant de l’eau chaude à de l’eau froide, la quantité de chaleur (Q) perdue par l’eau
chaude a été entièrement transférée à l’eau froide contenue dans le calorimètre et aux parois du
calorimètre lui-même. Alors :
ΣQi = 0 donc Qch + Qfr +Qcal = 0
Qch = mch Ceau (Teq - Tch)
Qfr = mfr Ceau (Teq - Tfr)
Qcal = Ccal (Teq – Tch) ainsi
Ccal = -[ mch Ceau (Teq - Tch)+ mfr Ceau (Teq – Tfr)] / (Teq –Tch) (2)
La quantité d'eau (de masse μ et capacité calorifique massique Ce), équivalente thermiquement
au calorimètre et ses accessoires est : μ = Ccal /Ce en (g).
NB: Ceau = 4,185 J. K-1.g-1 (1 cal. K-1.g-1) à température ambiante.
2.2.2. Afin de Déterminer la capacité calorifique d'un métal (solide), nous allons utiliser le
même calorimètre qui contient une masse d’eau à la température T1.
(Ccal + meau Ceau) (Teq –T1) + mmétal Cmétal (Teq - T métal) = 0
Cmétal = -[( Ccal + meau Ceau) (Teq –T1)] / mmétal (Teq - T métal) (3)
L’inconnue Cmétal (en J/ g.K ou en cal.g-1.K-1) est la capacité thermique massique du solide.
2.2.3. Afin de Déterminer L'enthalpie de neutralisation de NaOH(aq) par HCl(aq) nous allons
utiliser toujours le même calorimètre. La chaleur dégagée par la réaction de quantités bien
déterminées de NaOH(aq) et HCl(aq) est obtenue au moyen de la formule :
Q neut + Q HCl + Q NaOH + Q calorimètre= 0
En supposant que la capacité calorifique d’une solution de HCl et celle d’une solution de
NaOH soient égales à celle de l’eau, on peut écrire :
QHCl = m HCl Ceau (Tneut – THCl)
QNaOH = m NaOH Ceau (Tneut – TNaOH)
Qcal = Ccal (Tneut – THCl)

TP 09
Donc
Qneut = - m HCl Ceau (Tneut – THCl) - m NaOH Ceau (Tneut – TNaOH) - Ccal (Tneut – THCl) (4)
3. Partie expérimentale
3.1. Matériels utilisés : Cristallisoir ; bec bunsen pour chauffer ; calorimètre, 02 thermomètres
de précision, 02 fioles jaugées 100 mL ; cylindre métallique (cuivre, acier, Al, ou plomb...)
d’une masse de 100 g, 02 éprouvettes graduées 100 mL, support burette, 02 Bechers (500 ml) ;
spatule ; balance électrique ; Thermocouple ; solution de NaOH (1N) ; solution de HCl (1N)

3.2.1. Détermination de la capacité calorifique du calorimètre : ou Mesure de la valeur en
eau (μ) du calorimètre : Avant toute mesure, il est indispensable de connaitre la capacité
calorifique du calorimètre et de ses accessoires. On mesure cette capacité thermique Ccal dans
des conditions aussi proches que possible de l'expérience en utilisant la méthode des mélanges
avec de l'eau, comme suit :
Chauffer environ 500 mL d'eau dans un bécher à une température d'environ 60 °C. Peser le
calorimètre vide (mcal) sur une balance analytique. Verser une quantité d'eau chaude suffisante
pour remplir au tiers le calorimètre. Peser à nouveau le calorimètre pour déterminer la masse
d'eau chaude introduite. Prendre la température Tch de l'eau chaude en laissant se stabiliser la
température à 3 reprises avec un intervalle de 30 secondes entre chaque mesure. Verser dans un
bécher une masse d'eau froide (eau courante) proche de celle de l'eau chaude. Prendre la
température Tfr de l'eau froide comme pour l'eau chaude. Verser rapidement l'eau froide dans le
calorimètre et prendre la température Teq du mélange comme pour l'eau chaude. Peser ensuite
le calorimètre pour déterminer la masse exacte d'eau froide qui a été versée.
Réaliser cette expérience 3 fois de suite
3.2.2. Détermination de la capacité thermique massique d'un métal

Verser 400 mL d’eau (400 g) a température ambiante dans le vase Dewar. Agiter et des que la
température se stabilise noter la température initiale du calorimètre et de son contenu Ti.
Mettre un morceau du métal de masse connue mmétal (cuivre, Al, ...) dans un bécher contenant
d’eau bouillante, pendant 1 heure et noter sa température (Tmétal).
Introduire rapidement ce morceau de métal dans le calorimètre ; agiter, observer l'élévation de
température de l'eau du calorimètre et noter la température d'équilibre Teq.

TP 09
3.2.3. Détermination de L'enthalpie de neutralisation NaOH(aq ) par HCl (aq)

Mettre environ 50 mL d'une solution de HCl (0,5M) dans un bécher et mesurer la température
(THCl). Verser cette solution dans le calorimètre. Peser le calorimètre pour déterminer la masse
de HCl mHCl. Mettre environ 50 mL d'une solution de NaOH (0,5M) dans un bécher et mesurer
la température (TNaOH). Verser cette solution dans le calorimètre et mesurer la température du
mélange (TNaOH+HCl = Téq). Peser le calorimètre pour déterminer la masse mNaOH de la solution
de NaOH.
Données ΔHneut = - 57 K J.mol-1

1) Détermination de la capacité calorifique du calorimètre «Ccal » :
a) Quelle est la différence entre la température et la chaleur ?
 La température est une variable d’état, une grandeur physique mesurée à l’aide d’un
thermomètre.
 La chaleur est la quantité d’énergie thermique contenue dans un corps. La chaleur
échangée (absorbée ou cédée) est due soit à une variation de température du corps (on
parle ici de la chaleur "sensible") soit, à un changement d’état physique du corps (on
parle alors de la chaleur "latente").
b) Quelle quantité de chaleur faut-il apporter à un volume de 500 mL d’eau pour augmenter sa
température de 3 °C ?
Q= meau. Ceau . ΔT avec : ΔT= 3 °C ou 3 K (car c’est un écart de température : ΔT= Tf-Ti
AN : Q= 500× 4,185× 3= 6277,5 J
c) Compléter le tableau ci-dessous :
m eau froide m eau chaude T eau froide T eau chaude Téquilibre
m1 (g) m2 (g) T1 (°C) T2 (°C) Teq = Tf (°C)
1ère expérience 50 50 16,1 78,6 43,5

2èmeexpérience 50 50 17,6 75,9 42,6
3ème expérience 50 50 16,85 77,25 43,05
d) Sachant que la transformation est adiabatique, calculer la capacité calorifique du calorimètre

ΣQi = 0 donc Qch + Qfr +Qcal = 0
Qch = mch Ceau (Teq - Tch)
Qfr = mfr Ceau (Teq - Tfr)

TP 09
Qcal = Ccal (Teq – Tch) ainsi

Ccal = -[ mch Ceau (Teq - Tch)+ mfr Ceau (Teq – Tfr)] / (Teq –Tch)
A.N. pour les trois expériences
1ère expérience Ccal = 46,97 J.K-1

2èmeexpérience Ccal = 54.66 J.K-1
3ème expérience Ccal = 48,95 J.K-1
Etablir la valeur moyenne CCal .moy= 50,19 J.K-1 (On utilisera cette valeur dans la suite du TP)
2) Détermination de la capacité thermique massique de l'aluminium

a) Compléter le tableau ci-dessous :
meau =m1 (g) m métal= m2 (g) Teau = T1 Tmétal = T2 Téquilibre =
(°C) (°C) Teq (°C)
400 122.6 20 80 24
b) soit l’équation calorimétrique :

Cmétal = -[( Ccal + meau Ceau) (Teq –T1)] / mmétal (Teq - T métal) (3)
En déduire la capacité thermique massique CAl du métal.
A.N.
CAl = -[(50,19 + 400.10-3. 4.185.103) (297,15–293,15)] / 122,6 .10-3 (297,15 – 353,15)
CAl = 1003,37 J.kg-1.K-1
c) La valeur attendue (lue dans les tables thermodynamiques) est CAl = 920 J.kg-1.K-1 .Calculer
l’écart relatif et identifier toutes les sources d’erreur lors de la détermination de CAl.
L’écart relatif = [|CAl exp – CAl table| / CAl table] × 100 = (1003,37-920 / 920) × 100 = 9 %
Sources d’erreur :
- Le calorimètre imparfait (enceinte pas tout à fait adiabatique);
- la précision des volumes d’eau prélevés à l’éprouvette graduée et donc la précision des
masses correspondante;
- les échanges de chaleur entre l’aluminium et l’air ambiant : le temps pour transporter
l’aluminium et le mettre dans le calorimètre (entrainant une perte de chaleur) ;
- la lecture de la température sur le thermomètre (stabilisation de la température) ;
- La pureté du métal ;
- Remarque : la mesure de la masse de l’aluminium avec la balance est assez précise.
TP 09
3. Détermination de L'enthalpie de neutralisation NaOH(aq ) par HCl (aq)

a) Compléter le tableau ci-dessous :
masse solution masse solution température de température de Téquilibre = Teq

acide = m1 (g) base = m2 (g) l'acide = T1 (°C) la base = T2 (°C) (°C)
51,8 52 20 20 26
b) Calculer l’enthalpie de neutralisation ΔHneut acide-base :

Dans le cas de solutions diluées, on peut écrire : Cacide ≈ Cbase ≈ Ceau:
Qcal = Ccal ( Teq - T1 ) = 4,65 (26-20) = 27,9 cal
Qacide = m1( Teq - T1 ) = 51,8 (26-20) = 310,8 cal
Qbase = m2( Teq - T2 ) = 52 (26-20) = 312 cal
ΣQi = Qcal + Qacide + Qbase + Qneut = 0
Qneut = - ( Qcal + Qacide + Qbase ) = - ( 27,9 + 310,8 + 312 ) ) = - 650 cal
A pression constante, ΔHneut = Qneut = - 650 cal
c) La réaction est-elle exotemique ou endotermique ?

ΔHneut < 0 → Réaction éxothermique
d) Déterminer l’enthalpie molaire ΔHn (en utilisant le réactif limitant).

ΔHn = (ΔHneut/n) J/mole avec n(HCl) = n(NaOH) = 0,05 mole
ΔHn = - 650 / 0,05 = - 13036 cal/mole = - 54,5 KJ / mole,
e) Comparer la valeur de ΔHneutralisation que vous avez mesuré avec celles de la littérature.
Valeur théorique = - 57 KJ.mole-1
L’écart est plausible, compte tenu des nombreuses sources d’erreurs possibles.

Chaleur latente de fusion de la glace TP 10
TP. (10)
Détermination de la chaleur latente
de fusion de la glace « Lf »
1. But
Déterminer la chaleur latente de fusion de la glace.
2. Généralités
Comme la glace, toute substance pure fond (c’est-à-dire passe de l’état solide à l’état liquide) à
une température qui lui est propre : sa température de fusion, notée θF. Nous avons vu qu’un
apport de chaleur peut augmenter la température d’un corps. Cependant, si le corps se trouve à
sa température de fusion, un apport de chaleur ne va plus augmenter sa température, mais toute
la chaleur reçue sera utilisée pour changer le corps de l’état solide à l’état liquide.
La chaleur latente est la chaleur δQ échangée avec le milieu extérieur lors d’un changement
d’état : solidification, fusion, évaporation… Elle est notée L.
Lorsqu’elle est exprimée pour 1 Kg de matière, c’est la chaleur latente massique, lorsqu’elle
est pour 1 mole, c’est la chaleur latente molaire.
∆H = mL avec L en J/kg
∆H = nL avec L en J/mol
Pour qu’il y ait fusion de la glace, il faut qu’elle reçoive de la chaleur d’où le signe positif. La
chaleur latente de la solidification a la même valeur numérique mais avec un signe négatif.
3. Matériel
Le matériel utilisé dans cette seconde partie :
 Une plaque chauffante ou bec bunsen

 Un bécher
 Un calorimètre.
 Des cubes de glace
 De l’eau
 Un thermomètre.
 Une balance.

4. Modes opératoires
 Mesurer Ta, la température ambiante de la salle
 Déterminer mcal, la masse du calorimètre vide.
 Remplir le calorimètre à moitié avec de l’eau à température supérieure à la température

ambiante.
 Mesurer Ti la température initiale de l’eau.
 Déterminer la masse mcal+eau, la masse du calorimètre rempli d’eau.
 Noter la température Tg de petits glaçons non mouillés (placés sur une éponge ou du
papier absorbant) et les mettre un par un dans l’eau du calorimètre en agitant
continuellement et en surveillant la température de l’eau.
 Quand la température de l’eau est inférieure, d’environ 15 °C, à la température

ambiante, mesurer Tf, la température finale.
 Immédiatement après avoir mesuré la température finale, peser de nouveau le

calorimètre pour déterminer le poids final (mf).
 Déterminer mg la masse de la glace ainsi que meau la masse initiale de l’eau.
 Consigner vos mesures dans le tableau suivant :
Masse Masse Masse Masse Masse Température Température Température

mcal (g) mcal+eau (g) meau (g) mf (g) mg (g) Tg (K) Ti (K) Tf (K)

1) Refaire la manipulation qui permet de déterminer Ccal (TP n° 9 première partie). Calculer
Ccal
Ccal = 44.91 JK-1 (utiliser cette valeur dans la suite de ce TP)
2) Compléter le tableau suivant :
Masse Température Masse Température Température

meau (g) Ti (°C) mg (g) de la glace Tf = Teq
Tg (°C)
(°C)
60 27,1 20,89 -8,7 3

3) Ecrire le bilan des énergies thermiques mises en jeu :
ΣQi = 0 donc Q1 + Q2 +Q3 + Q4 = 0

Q1 = mglace. Cglace (273 – Tglace)
Q2 = mglace.L
Q3 = mglace .Cglace (Teq – Tglace)
Q4= (meau. Ceau+ Ccal )(Teq – Ti) ainsi
mglace. Cglace (273 – Tglace) + mglace.L + mglace .Cglace (Teq – Tglace) +(meau. Ceau+ Ccal )(Teq – Ti)=0
4) déterminer la chaleur latente de fusion de la glace Lf.
Lf = -[mglace. Cglace (273–Tglace) + mglace .Cglace (Teq–Tglace) +(meau. Ceau+ Ccal )(Teq–Ti)] / mglace
A.N.
Lf =310,41 J/g= 310,41 kJ/kg
5) La chaleur latente de fusion de la glace est en réalité Lf =334 kJ/kg

a) Quel est le pourcentage d’incertitude de votre résultat par rapport à la valeur théorique ?
L’écart relatif en % = (310,41-334/310,41).100 = 7,5 % environ
La valeur trouvée de la chaleur latente n’est pas très éloignée de celle fournie par la
théorie.
b) Expliquer la raison de cet écart.
En plus des incertitudes de mesures, on peut penser que les parois du calorimètre
utilisé ne sont pas tout à fait adiabatiques.

Réferences TP
1. Travaux pratiques de chimie : De l'expérience à l'interprétation de Thomas

Barilero, Aurélie Deleuze, Matthieu Emond et Hélène Monin-Soyer. 2013.
2. Travaux pratiques de chimie générale minérale et organique. 25 thèmes, Edition

revue et corrigée de François Souil. 2000.
3. Travaux pratiques de chimie tout prêts : Classes préparatoires PC / BCPST-Véto

IUT / BTS / Licence de Thomas Barilero,Aurélie Deleuze, Matthieu Emond et Hélène
Monin-Soyer. 2009.
4. M. Chavanne, A. Jullien, G.J. Beaudoin, E. Flamand, Chimie organique

expérimentale, 2° ed, Belin. 1991.
5. www.inrs.fr et www.9pictos.com : Dossier web consacré au nouvel étiquetage de

produits chimiques
6. www.ineris.fr/ghs-info/ : Service national d’assistance réglementaire sur le

règlement CLP.
7. www.travailler-mieux.gouv.fr : Questions / Réponses sur le CLP / SGH
8. http://ww3.ac-poitiers.fr/sc_phys/tournier/secondes/chimie/verrerie/verrerie.htm
9. http://www.ostralo.net/materieldelabo/pages/bouchons.htm
10. http://chimie.wifeo.com
11. Travaux pratiques de chimie tout prêts. Thomas Barilero , Aurélie

Deleuze , Matthieu Edmond. Editions Rue d'Ulm. 2009.
12. Mini Manuel de Chimie générale - Chimie des Solutions. Elisabeth Bardez.
Dunod. 2008.
13. Techniques instrumentales d'analyse chimique. Francis Rouessac , Annick

Rouessac. Dunod. 2011.
Travaux Pratiques en Chimie Générale (Génie Industriel) 36

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Travaux Pratiques de Chimie Générale

Dr. ZENASNI Mohamed Amine

Dr. MEROUFEL Bahia

Table des Matières

Les travaux pratiques concernent généralement les sciences expérimentales. Contrairement

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 1

 par la préparation active de votre TP depuis chez vous,

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 2

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 3

Comment rédiger un compte rendu de TP en chimie

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 4

2.3. Protocole et Résultats

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 5

1. Principales règles de sécurité

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 6

1.3. Prévenir au maximum le danger :

2. Risques inhérents aux produits chimiques

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 7

2.1. Précautions générales

 À moins d'indication contraire, nous ne goûtons jamais un produit chimique et nous

 Ne jamais chauffer au bec bunsen un composé organique ou inflammable. Utiliser une

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 8

2.2. Les symboles de danger

Pictogramme Signification Pictogramme en cours de

- Corrosif pour les métaux

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 9

Gaz sous pression -------

- Gaz, liquide ou matière

- Gaz, liquide ou matière

Danger pour le milieu

B. Informations codées de la Communauté européenne

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 10

 Phrases H : Mentions de danger

Phrases R => Phrases H

Phrases S => Phrases P

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 11

Figure 1. Etiquetage d’un produit chimique

3. Description du Matériel et de la verrerie :

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 12

4. Evaluation avec corrigé

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 13

3. Donner la signification des pictogrammes suivants :

Inflammable Toxique Dangereux

4. Nommer les verreries suivantes :

Pipette Eprouvette pipette Erlenmeyer Burette

6. Que devez-vous faire dans les circonstances suivantes ?

a) Les vêtements d’un étudiant prennent feu.

b) Des produits chimiques sont projetés dans vos yeux.

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 14

Travaux Pratiques de Chimie Générale (Génie Industriel) 15

La concentration molaire ou Molarité d’une espèce chimique est la quantité de matière

3. Préparation d’une solution aqueuse de NaOH par dissolution

 A partir d’hydroxyde de sodium en pastille, préparer avec précision, un volume V1 = 50

3.1. Mode opératoire :

 Rincer la fiole avec de l’eau distillée (3 fois avec un fond d’eau).

réactions de dissolution sont exothermiques et l’eau introduite au départ permet ainsi de

 Agiter (mouvement circulaire) afin de dissoudre le solide. Au besoin (solution saturée)