Faculté des Sciences

Section de chimie et biochimie Département de chimie physique

Travaux Pratique de chimie physique I

Par

Groupe I

M. Laverrière Romain M. Tissot Jean-Marie M. Dierickx Stéphane

Genève 2011

Équilibre Chimique

Travaux Pratique Titre du travail

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Table des matières

Table des matières ..................................................................................................... i  1.   But de lʼexpérience .............................................................................................. 1  2.   Partie Théorique .................................................................................................. 1  3.   Partie pratique ..................................................................................................... 2  4.   Résultats ............................................................................................................. 3  5.   Discussion ........................................................................................................... 7  6.   Conclusion .......................................................................................................... 8  7.   Bibliographie ....................................................................................................... 8  

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1. But de lʼexpérience

!"(!!!)!!! + 4!"! ↔ !"!"!!! + 6!!! Nous travaillerons sur lʼéquation ci-dessus de deux méthodes distinctes : Lʼune qualitative, où on étudiera lʼéquilibre en observant les changements de couleur selon 3 critères : • La concentration de Cl- (par ajout HCl) • La concentration de H2O • La température

Lʼautre quantitative, où on étudiera lʼéquilibre par le spectre dʼabsorption observé au spectromètre afin dʼen déterminer la constante apparente Kapp ainsi que la variation dʼenthalpie ∆H0.

2. Partie Théorique

• Qualitative :

Dans cette réaction de complexion, quatre facteurs sont capable dʼinfluencer la couleur de ce complexant enfermant un métal de transition :

• La nature du métal • Son degré dʼoxydation • La nature du ligant • Le nombre de coordination (liaison ligant-métal)

• Quantitative :

En mesurant lʼabsorbance de diverses solutions, il est possible de calculer leur concentration par la loi de Beer-Lambert :

! = ! ∙ ! ∙ c   avec : A = absorbance ε = coefficient dʼabsorption molaire (en cm-1M-1) l = longueur de solution à traverser (en cm) c = concentration (en M)

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Les concentrations trouvées permettent de calculer la constante dʼéquilibre apparente, Kap, comme suit :

!!"(!) =!"!#!!!

!"(!!!)!!!

En utilisant, lʼéquation de Vanʼt Hoff ci-dessous, on peut enfin mesurer la variation dʻenthalpie par appréciation de la pente de la régression linéaire, (en admettant ∆H0 constante dans lʼintervalle de température :

! =!(!"!!")! 1

!= −

∆!!

!      ⟺      ∆!! = −! ∙ !

avec : a = pente du graphique de ln(Kap) en fonction de (1/T) T = température (en K) ∆H0 = variation dʼenthalpie (en J/mol)

3. Partie pratique

• Qualitative : Partie A : Tout dʼabord, 5 éprouvettes ont été lavées et séchées. Ensuite, 0.1g de CoCl2.6H2O ont été placés avec une goutte de HCl concentré, puis 5mL de solvant (de différentes proportions) ont été introduits dans chaque tube. Enfin, les tubes ont été secoués et des changements ont été observés. Partie B : 2ml de Co(NO3)2 à 0.4M ont été introduits dans un becher propre et sec. Puis, 10mL de Hcl ont été ajouté progressivement par ajout de 1mL. Ensuite, 18mL dʼeau ont été ajouté progressivement par ajout de 3mL. Partie C : Pour commencer, 3 éprouvettes ont été préparées avec une pointe de spatule de Co(NO3)2.6H2O. Puis, a été versés respectivement dans chacune dʼelle une solution saturée de LiCl, NaCl et KCl. Une fois la dissolution complète, de lʼeau distillée a été ajoutée progressivement (par portion de 0.1 mL) dans la solution la plus concentrée en Cl-, jusquʼà ce que celle-ci atteigne la couleur de lʼéprouvette de moyenne concentration. Le volume dʼeau ajouté e été relevé puis lʼajout dʼeau a été poursuivi jusquʼà ce que la

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solution atteigne la couleur de la solution la moins concentrée en Cl-. De nouveau, le volume dʼeau a été relevé. Enfin, de lʼeau a été ajoutée dans la solution de moyenne concentration jusquʼà ce que celle ci atteigne la couleur de la solution la moins concentrée en ion Cl-. A lʼaide des observations faites, la solubilité relative des 3 sels a été estimé. Partie D :

Dans une grande éprouvette, 10mL de la solution de nitrate de cobalt (II) 0.4M ont été mélangé avec 6mL dʼacide chlorhydrique concentré. Cette solution violette a été divisée dans trois éprouvettes. La première a servi de référence à température ambiante 25°C). La seconde a été placée dans un bain de glace et la dernière a été mise dans un bain dʼeau chauffée (80-90°C) Ensuite, les éprouvettes ont été remises à température ambiante. Puis, celle qui était dans le bain de glace a été déplacée dans le bain dʼeau chaude et celle qui était dans le bain dʼeau chaude a été transférée dans le bain de glace.

4. Résultats

• Qualitative : Partie A :

# Solvant Couleur Prédominance Tendance 1 H2O Rose [Co(H2O)6]2+ Vers la gauche 2 H2O/EtOH 50:50 Rose foncé [Co(H2O)6]2+ Vers la gauche 3 H2O/EtOH 20:80 Rose foncé [Co(H2O)6]2+ Vers la gauche 4 H2O/EtOH 5:95 Violet [Co(H2O)6]2+ et

[CoCl4]2- Mélange

5 EtOH Bleu [CoCl4]2- Vers la droite

1 2 3 4 5

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Partie B :

Vajouté HCl en mL Observations 1 Rose 2 Violet 3 Bleu 4 Bleu foncé 5 Bleu foncé 6 Bleu foncé 7 Bleu foncé 8 Bleu foncé 9 Bleu foncé 10 Bleu foncé

On en conclut que lʼéquilibre est déplacé vers la droite, car lʼespece dominante est le (CoCl4) 2-, dʼoù la couleur bleu.

Vajouté H2O en mL Observations 3 Reste bleu 6 Reste bleu 9 Violet 12 Rose 15 Rose 18 Rose

On en conclut que lʼéquilibre est déplacé vers la gauche, car lʼespèce dominante est le [Co(H2O)6]2+ dʼoù la couleur rose.

Partie C : En mélangeant le cobalt II avec les solutions saturées des trois différents sels, lʼon peut observer que les solutions ont des couleurs différentes.

KCl NaCl LiCl Pour passer de la couleur du LiCl à celle du NaCl, il a fallu ajouter 1.1 ml dʼeau et encore 0.3 ml pour atteindre la couleur de la solution contenant le KCl. Et 0.2 ml pour passer de la couleur du NaCl à celle du KCl.

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Voici les données de la littérature concernant ces sels :

Sel   Solubilité  [g/l]   Solubilité  [mol/l]  LiCl  :   845   19.93  NaCl  :   360   6.16  KCl  :   355   4.76  

Lʼon peut déjà voir que le LiCl a une solubilité beaucoup plus élevée que les deux autres sels, ce qui confirme ce que lʼon déduit de lʼexpérience. Et voici le tableau de solubilité relative avec les valeurs de la littérature et celles estimées dans lʼexpérience.

 Expérimentales   Calculées   Erreur  relative  [%]  

[LiCl]/[NaCl]  :   2.1   3.2   34  [LiCl]/[KCl]  :   2.4   4.2   43  [NaCl]/[KCl]  :   1.2   1.3   8  

Partie D :

Température Couleur Espèces dominantes Environ 0 rose [Co(H2O)6]2+ Environ 25 violette [Co(H2O)6]2+et [CoCl4]2- Environ 80 bleu [CoCl4]2-

La première éprouvette, celle de référence à température ambiante, est resté violette donc il y a autant du complexe [Co(H2O)6]2+ que du complexe [CoCl4]2-. La deuxième éprouvette, celle placée dans le bain de glace est devenue rose, donc cʼest le [Co(H2O)6]2+ qui domine dans la solution. La troisième éprouvette, celle placé dans le bain chaud est devenue bleue, donc cʼest le [CoCl4]2- qui domine dans la solution. Réciproquement, quand les deux éprouvettes ont été placées respectivement dans lʼautre bain, celle qui était bleue est devenue rose et celle qui était rose est devenue bleue.

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y  =  -­‐6010.9x  +  14.255  R²  =  0.97633  

-­‐8  

-­‐6  

-­‐4  

-­‐2  

0  0.003   0.0031   0.0032   0.0033   0.0034  

ln(K  ap)  

1/T  [1/K]  

Ln(Kap)(1/T)  

• Quantitative :

Amax l [cm] c [mol/l] ε [L/mol.cm] 0.894 1 0.002 447.102

Amax étant lʼabsorbance maximale pour la référence de CoCl2 · 6H2O. Nous pouvons en suite en déduire la concentration de [Co(H2O)6]2+ en faisant la différence en la concentration Co(II) (0.1704M après dilution dans HCl) et de [CoCl4]2-.

T [°C] Amax c [CoCl4]2- [mol/l] c [[Co(H2O)6]2+] [mol/l] Kap 25 0.18442412 4.12E-04 1.6999E-01 2.43E-03 30 0.33191517 7.42E-04 1.6966E-01 4.38E-03 40 0.54568309 1.22E-03 1.6918E-01 7.21E-03 50 0.94039285 2.10E-03 1.6830E-01 1.25E-02

ln  (K  ap)   1/T  [K-­‐1]  

-­‐6.02127273   0.00335402  -­‐5.43168888   0.0032987  -­‐4.93170781   0.00319336  -­‐4.38221657   0.00309454  -­‐ΔΗ°(T)/R:   -­‐6010.91418  ΔH°  [KJ/mol]:   49.9777459  

-­‐0.2  

0  

0.2  

0.4  

0.6  

0.8  

1  

1.2  

1.4  

0   100   200   300   400   500   600   700   800   900  

Absorbance  

Longueur  d'onde  [nm]  

A(λ)  

CoH2O_ref_RT  

CoCl4_ref_RT  

Co_HCl_30C  

Co_HCl_40C  

Co_HCl_50C  

Co_HCl_RT  

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5. Discussion

• Qualitative : Partie A : Dʼapres les observations, en augmentant la teneur en eau du solvant, cela va favorisé la formation de [Co(H2O)6]2+ et donc déplacé lʼéquilibre vers la gauche et faire apparaître une couleur rose. Au contraire, plus la teneur en EtOH augemente, plus la formation de [CoCl4]2- va être favorisé, et donc lʼéquilibre est déplacé vers la droite et faire apparaître une couleur bleu. Lʼéthanol déshydrate la solution afin de déplacer lʼéquilibre vers la droite, dʼaprès le principe de le Chatelier. Et lʼeau permet la formation dʼun complexe [Co(H2O)6]2+ déplacant lʼéquilibre vers la gauche. Partie B : On peut donc en conclure que la réaction est reversible car juste en ajoutant de lʼeau (devient rose) ou du HCl (devient bleu) la solution est capable de revenir à lʼéquilibre (devient violet). Partie C : Lʼon peut déduire des analyses que LiCl se dissocie plus facilement que les deux autres sels, lʼanion Cl- allant former le complexe [CoCl4]2- teintant de bleu la solution. Lʼerreur relative est assez élevée ce qui est du au fait que lʼexpérience était qualitatif et donc sans grande précision, elle nous a néanmoins permis dʼestimé les rapports entre les différentes solubilités. Partie D : De nouveau, les résultats nous montre que la réaction est réversible, et quʼelle dépend de la température. Effectivement en fournissant de la chaleur, la réaction va évolué dʼune manière différente. On a donc une réaction endothermique.

• Quantitative : Nous pouvons voir que lʼenthalpie est supérieur à zéro et donc que la réaction est endothermique et confirme les observations dans les expériences qualitatives.

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6. Conclusion

Dans la partie qualitative nous avons pu déterminer la réaction comme réversible et endothermique. Nous avons de plus observer lʼéquilibre de la réaction selon la concentration de Cl-, ce qui nous a permis de déterminer la solubilité de chacun des sels. Dans la partie quantitative, nous avons déterminé par lʼobservation du spectre, lʼenthalpie de réaction.

7. Bibliographie

Hans Hagemann, Protocole des travaux pratiques de chimie physique I [1]

David R. Lide, Handbook of Chemistry and Physics, (2007-2008) [2]