- Dissolution du chlorure d’hydrogène -
Propriétés de la solution aqueuse -
Produits et Matériel :
Acide Chlorhydrique Concentré - Solution d'Acide Chlorhydrique 1 M - Solution d'Acide Chlorhydrique 0,1 M - Solution Titrée de Soude 0,1 M - Solution Titrée de AgNO3 0,1 M - Hélianthine - Bleu de Bromothymol - Indigo - Solution d'Iodure de Potassium 10% - Papier pH - Papier Filtre - Permanganate de Potassium (solide) - Clous - Fer en Poudre - Zinc en Grenaille - Plomb en Grenaille - Cuivre en Tournures - Solution saturée de Chromate de Potassium - Tubes à essais (12) - Portoirs (2) - - Electrolyseur en U - Electrolyseur Normal - Tubes à dégagement pour Tube à Essai (2) - Cuve à Eau - Générateur de HCl (Ballon 500 ml + Tube de Sécurité + Tube à dégagement 2 angles droits) - Boys élévateurs (2) - Erlens 250 ml + Bouchons (4) - Bouchons 1 Trou munis d'un effilé (4) - Cristallisoir - pH-mètre/mv-mètre - Solutions Tampon 4 et 7 - Burettes (2) - Pipettes 10 ml (2) - Agitateurs Magnétiques (2) - Electrode d'Argent - Electrode de référence au Calomel -
Introduction :
Le gaz chlorure d'hydrogène est extrêmement soluble dans l'eau et se dissocie totalement en donnant des ions H3O+ et Cl-. La solution obtenue est appelée solution d'acide chlorhydrique ou simplement acide chlorhydrique. Elle présente un caractère d'acide fort. Elle est oxydante par H3O+ et réductrice par Cl-. Ce sont ces quelques propriétés que nous allons illustrer ici. Nous réaliserons aussi l'électrolyse de cette solution. Enfin un titrage sera effectué.
I) Dissolution du gaz chlorure d'hydrogène : (SOUS LA HOTTE)
Expérience du jet d'eau :
Dans un ballon 500 ml, fixé sur un support, introduire de l'acide chlorhydrique concentré commercial. Fermer par un bouchon muni d'un tube à dégagement à deux angles droits. Poser le Ballon sur un chauffe-ballon, muni d'un thermostat, lui même posé sur un "boy élévateur". Bien régler la hauteur de celui-ci pour pouvoir supprimer rapidement le chauffage. Préparer trois erlen-meyers de 100 ml et trois bouchons adaptés. Faire chauffer l'acide chlorhydrique, quand il est suffisamment chaud, HCl volatil commence à s'en échapper. Le recueillir dans les erlens et boucher ceux-ci. Préparer ensuite un cristallisoir que l'on remplira d'eau du robinet. Prendre l'un des erlens et remplacer son bouchon par un bouchon 1 trou muni d'un tube effilé (pointe vers l'intérieur). Renverser l'erlen sur le cristallisoir et tremper l'extrémité non effilée dans l'eau. Un jet d'eau va se former dans l'erlen par dissolution du gaz. Eventuellement on devra amorcer, pour cela, boucher avec l'index le tube et retourner l'erlen en secouant d'un coup sec. Un peu d'eau coulera dans l'erlen provoquant une aspiration, réintroduire sous l'eau et enlever l'index, le jet d'eau s'amorcera alors.
Garder la solution obtenue qui sera utilisée pour les expériences suivantes. On pourra éventuellement refaire la même expérience en ajoutant alors de l'hélianthine dans l'eau du cristallisoir le bain sera orange et le jet d'eau rouge ce qui montre l'acidité de la solution obtenue.
II) Caractérisation de la solution obtenue : (aspect qualitatif)
1) Caractérisation des ions Cl-.
Dans un tube à essais verser un peu de la solution et ajouter du nitrate d'argent, il se forme un précipité blanc de chlorure d'argent qui noircit à la lumière.
2) Caractérisation des ions H3O+ :
Dans un tube à essais verser un peu de la solution obtenue et rajouter du bleu de bromothymol il prendra une coloration jaune. La solution obtenue est donc acide. Mesurer son pH au papier pH.
III) Caractère d'acide fort de la solution :
Préparer par dilution d'une solution titrée 0,1 M, des solutions 10-2; 10-3 ; 10-4 ; et 10-5 M. Mesurer leur pH au pH mètre étalonné a pH = 4.
Tracer le graphe pH = f ( -log C ), on obtient une droite de pente 1 et d'ordonnée à l'origine nulle. Faire une régression linéaire.
(voir aussi Thèmes N° 10 et N° 29).
Voir disquette d’accompagnement pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux : Fichier DilHX
IV) Electrolyse de la solution aqueuse : (Au choix)
1) Dans un tube en U :
Faire l'électrolyse dans un tube en U, avec deux électrodes de graphite. Du coté de l'anode (+) il y aura oxydation de Cl- en Cl2. On peut mettre Cl2 en évidence en ajoutant un peu de KI qui sera oxydé en I2 (coloration brune). Du coté de la cathode (-) il y aura réduction de H3O+ en H2. On pourra éventuellement (et difficilement) recueillir celui-ci en surmontant le tube en U d'un bouchon 2 trous, dans l'un passer l'électrode de graphite, munir l'autre d'un tube à dégagement, recueillir le gaz dans un tube à essais sur cuve à eau et le faire aboyer à la flamme.
2) Dans un électrolyseur ordinaire (voltamètre) :
On pourra ici recueillir les deux gaz dans 2 tubes à essais. Cl2 est de couleur verte, le caractériser avec un papier filtre trempé dans KI ou par décoloration d'un papier à l'indigo. Faire aboyer H2 à la flamme.
Remarques :
* Il peut aussi se former du dioxygène avec le dichlore (potentiels de références très proches l'un de l'autre).
** En raison de la solubilité du dichlore dans l'eau, le tube se remplit beaucoup plus lentement que celui du dihydrogène bien que les deux gaz soient formés en quantités égales.
V) Propriétés oxydo-réductrices :
1) Propriétés oxydantes :
Attaques des métaux zinc, et fer.
Pour la montrer introduire un peu de métal en poudre ou en grenaille dans un tube à essai puis verser 1 ou 2 ml d'une solution d'acide chlorhydrique 5 M. On observe un dégagement de dihydrogène que l'on caractérisera en le faisant aboyer à la flamme. Caractériser ensuite les ions métalliques formés. Fe2+ donne un précipité vert avec la soude, Zn2+ donne un précipité blanc soluble dans un excès de soude. Montrer ensuite que le cuivre n'est pas attaqué. (Voir aussi thèmes N°10 et N°17).
2) Propriétés réductrices :
Préparation du dichlore par action de KMnO4 :
Dans un tube à essais introduire des cristaux de KMnO4, verser HCl concentré et surmonter d'un tube à dégagement. On observe la formation de Cl2 vert que l'on fait barboter dans KI qui brunit par formation de I2. Cette méthode est couramment utilisée au laboratoire pour la préparation du dichlore.
VI) Titrage de la solution de HCl : (AU CHOIX)
1) Dosage acido-basique par NaOH :
a) Dosage simple en présence de B.B.T :
b) Titrage pH-métrique :
Le tracé de la courbe permet de montrer que HCl est un acide fort. Un seul point d'inflexion à la neutralisation. pH proche de 7 à l'équivalence. (Voir thème N°10).
2) Titrage potentiomètrique par AgNO3 :
a) Réalisation du titrage :
Titrer une solution d'acide chlorhydrique environ 0,1 M par une solution titrée de nitrate d'argent 0,1 M. Pour cela, introduire 10 ml de AgNO3 à la pipette dans un becher de 100 ml. Immerger une électrode d'argent et une électrode de référence au calomel reliées à un pH-mètre/millivoltmètre. Verser à l'aide d'une burette la solution de HCl (de 0,5 en 0,5 ml puis de 0,1 en 0,1 ml à l'approche du point équivalent) et noter la f.e.m E . Tracer la courbe de titrage E = f ( VNaCl ). Déterminer le point équivalent et lire la f.e.m correspondante.
Pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux voir thème N°14 et la disquette d’accompagnement : Fichier AgClPot
b) Calcul de la concentration de la solution de HCl :
Réaction de titrage : Ag+ + Cl- <----> AgCl
de constante d'équilibre : K = 1/Ks = 109,8
La réaction peut être considérée comme totale.
Par définition du point équivalent aucun des réactifs n'est en excès, ils sont dans les proportions stoechiométriques. On a donc C0V0 = C1 Veq.
Soit C1 = C0 * V0 / Veq
c) Détermination du Ks de AgCl : (FACULTATIF)
Au point équivalent, on a affaire à une solution saturée de chlorure d'argent et (Ag+) = (Cl-) = Racine(Ks).
La f.e.m est alors reliée à Ks.
EAg = 0,8 + 0,06 log (Ag+)
ERef = 0,242 V
E = EAg - ERef = 0,558 + 0,06 log (Ag+)
Eeq = 0,558 + 0,03 log Ks
log Ks = (Eeq - 0,558 ) / 0,03
La valeur trouvée est en général peu précise et ne donne qu'un ordre de grandeur. En effet, on est sur la partie verticale de la courbe, et E varie trop rapidement pour que la valeur de Eeq soit correctement déterminée. La valeur couramment admise dans la littérature est pKs = 9,8. (Voir thème N°3)
3) Dosage de HCl par la méthode de Mohr :
Cette méthode beaucoup plus rapide utilise le fait que Ag2CrO4 est plus soluble que AgCl. Dans un becher introduire 10 ml d'une solution titrée de HCl 0,1 M et 1 goutte d'une solution saturée de chromate de sodium qui servira d'indicateur de fin de réaction. Verser, à la burette, la solution de AgNO3 à titrer. AgCl va précipiter tant qu'il restera des ions Cl- dans le becher, la première goutte en excès donnera le précipité persistant de Ag2CrO4. On visualise ainsi le point équivalent. Calculer la concentration de la solution de nitrate d'argent et faire éventuellement un calcul d'incertitudes.