Travaux pratiques
Spectrophotométrie Détermination de grandeurs
thermodynamiques
Table des matières
1 Détermination d’une constante d’acidité 1
1.1 Présentation . . . 1
1.2 Manipulation . . . 2
1.3 Exploitation numérique . . . 3
2 Détermination d’un coefficient de partage 6 2.1 Présentation . . . 6
2.2 Test préliminaire . . . 7
2.3 Tracé de la droite d’étalonnage . . . 7
2.4 Mesure du coefficient de partage . . . 9 2.5 Phénomène de relargage (si le temps le permet) 11
Sécurité
Règles de sécurité usuelles. Blouse et lunettes de protection obligatoires, lentilles de contact interdites, cheveux longs attachés. Gants non utiles.
Règles sanitaires :lavage des mains avant et après le TP. Nettoyage de la verrerie au produit désinfectant laissé à l’appréciation de chaque étudiant.
Données
• Formules topologiques des espèces du couple du rouge de méthyle
NH N
CO2H
N
N N
CO2H
N couple rouge de méthyle
espèce acide espèce basique
• Formule topologique de l’acide salicylique
OH CO2H
1 Détermination d’une constante d’acidité
1.1 Présentation
L’objectif de cette partie est de déterminer le pKa d’un couple acide-base particulier, celui d’un indicateur coloré, le rouge de méthyle. L’espèce acide de cet indicateur coloré est notéeAH+ et l’espèce basique est notéeB.
Deux solutions sont prêtes :
ä une solution acideSa(de couleur rose) dont la concentration en masse d’indicateur colorée est cIC = 5,0 mg·L−1, préparée dans une solution d’acide chlorhydrique
dont la concentration est de 10 mmol·L−1;
ä une solution basiqueSb (de couleur jaune) dont la concentration en masse d’in- dicateur colorée est cIC = 5,0 mg·L−1, préparée dans une solution d’acétate de sodium dont la concentration est de 10 mmol·L−1.
En faisant des mélanges de ces deux solutions, il est possible d’obtenir des solutions de pH variés ayant toutes la même concentration en masse totale en indicateur coloré.
1.2 Manipulation
La petite flèche indique la direction du faisceau lumineux (important pour les cuves qui n’ont pas quatre faces transparentes).
Remarque technique Il faut ici réaliser un fichier qui superpose plusieurs spectres. Ceci est réalisé sur Excel ou sur LibreOffice.
ä Ouvrir un fichier Excel ou LibreOffice vierge et le sauvegarder.
ä Faire l’acquisition d’un spectre avec le logiciel Biochrome. Une fois le spectre acquis, utiliser la fonction « Copier > vers presse papier ».
ä Retourner dans le tableur. Sélectionner la case de début de copiage, puis « copier » (raccourci clavier : ctrl + V).
ä Recommencer les opérations avec tous les spectres. Retirer les colonnes et les lignes qui se répètent inutilement (longueur d’onde).
Réaliser – Manipulation 1
• Préparer le spectrophotomètre en réalisant « le blanc » avec de l’eau distillée.
• Étalonner le pH-mètre.
• Préparer la burette graduée avec la solution Sa.
• Verser dans un bécher environ 25 mL de la solution Sb.
• (1) Mesurer précisément le pH de la solution dans le bécher.
• (2) Enregistrer le spectre d’absorption d’un prélèvement de la solution conte- nue dans le bécher. Une fois le spectre réalisé, reverser dans le bécher la solution contenue dans la cuve de spetrophotométrie.
• (3) Ajouter dans le bécher assez de la solution contenue dans la burette pour que le pH diminue de0,5environ (à peine quelques dixièmes de millilitre au début).
• Recommencer les opérations (1) à (3) jusqu’à ce que le pH atteigne environ la valeur de3. Noter la valeur de pH pour laquelle la solution devient orange pour la première fois.
Q 1 –Tracer une unique représentation graphique superposant les spectres (choisir de ne visualiser que les données en longueur d’onde pertinentes et pas la totalité du spectre enregistré par l’appareil). L’imprimer.
Une expérience a permis de récolter les mesures aux pH successifs de 6,89 ; 6,24 ; 5,73 ; 5,19 ; 4,70 ; 4,14 ; 3,6 ; 3,0. Les spectres sont présentésfigure1.
-0,1 0 0,1 0,2 0,3 0,4 0,5
380 430 480 530 580
Absorbance
longueur d'onde (en nm)
Figure 1– Ensemble des spectres des solutions aux différents pH
Remarque Tous les spectres se croisent en un unique point, appelépoint isobestique. La présence de ce point est la preuve qu’il n’existe qu’un unique équilibre entre les deux espèces absorbantes.
Q 2 – Déterminer une estimation grossière du pKa de l’indicateur coloré par une simple analyse visuelle des couleurs. Justifier brièvement la méthode utilisée.
Réponse Par une analyse visuelle, un changement de couleur est observé qui s’étale du jaune (vers un pH de 6) au rose (vers un pH de 4). Il est donc possible d’estimer que le pKade l’indicateur coloré est compris dans cette fourchette de pH.
Q 3 – Dessiner le diagramme de prédominance des espèces de l’indicateur coloré.
Réponse Le diagramme de prédominance est tracéfigure2.
AH A pH
0 pKa 14
Figure 2–Diagramme de prédominance des espèces acide-base du couple de l’indicateur coloré Q 4 – • Déterminer la longueur d’onde d’absorbance maximale de l’espèce acide AH+, notéeλac.
• Déterminer la longueur d’onde d’absorbance maximale de l’espèce basiqueB, notée λba.
Réponse • Pour pH<pKa−1, l’espèce acideAH+prédomine. Les spectres correspon- dants (courbes grise, rose, orange) montrent un maximum d’absorption àλac=535 nm.
• Pour pH > pKa+ 1, l’espèce basique B prédomine. Les spectres correspondants (courbes bleu, rouge, vert) montrent un maximum d’absorption àλba=420 nm.
1.3 Exploitation numérique
Dans un premier temps, l’ensemble des mesures est réalisée à la longueur d’ondeλac. L’absorbance de la solution la plus acide est notéeAac et l’absorbance de la solution la plus basique est notéeAba. L’absorbance de la solutionSi est notéeAi; son pH est noté pHi.
Il est possible de démontrer la relation suivante :
pHi=pKa+logAi−Aac Aba−Ai
Q 5 – Tracer et imprimer une représentation graphique adaptée permettant d’exploi- ter une régression linéaire afin de déterminer la valeur de pKa.
Réponse Un exemple de traitement des données est présentéfigure3.
Figure 3– Traitement des données
À la longueur d’ondeλac =535 nm, la représentation graphique plaçant logAi−Aac Aba−Ai
en abscisse et pHi en ordonnée, fournit le nuage de points présentéfigure4.
-1,5 -1 -0,5
y = 0,7764x + 5,1665 R² = 0,9882 3
3,5 4 4,5 5 5,5 6 6,5 7
-2 -1 0 1 2
à 535 nm pH
Figure 4– Représentation graphique à535 nm
Le modèle montre que l’ordonnée à l’origine est la valeur de pKa. L’ajustement linéaire (coefficient de corrélation médiocre) fournit :
pKa= 5,2.
Q 6 – Recommencer l’opération précédente avec les mesures réalisées à la longueur d’ondeλba, afin de déterminer une nouvelle valeur de pKa. Conclure.
Réponse À la longueur d’onde λac = 420 nm, la représentation graphique plaçant logAi−Aac
Aba−Ai
en abscisse et pHi en ordonnée, fournit le nuage de points présenté figure5.
y = 0,9847x + 4,9242 R² = 0,9974
3 3,5 4 4,5 5 5,5 6 6,5 7
-1,5 -1 -0,5 0 0,5 1 1,5
à 420 nm pH
Figure 5–Représentation graphique à 535 nm
Le modèle montre que l’ordonnée à l’origine est la valeur de pKa. L’ajustement linéaire (coefficient de corrélation bon) fournit :
pKa= 4,9.
La régression linéaire étant ici de meilleure qualité, cette deuxième mesure semble plus juste. (Wikipédia fournit la valeur de5,0.)
Q 7 –Une fois l’ensemble du TP réalisé, s’il vous reste du temps, démontrer la relation exploitée liant le pH et le pKa sur la base de vos connaissances.
Réponse • Toutes les solutions sont telles que :
cIC= [AH+] + [B] aveccIC identique pour toutes les solutions.
• Pour une solution mélangeant la forme acide et la forme basique, la loi deBeer-Lambert s’écrit :
A=εac×`×[AH+] +εba×`×[B].
Pour la solution la plus acide, le diagramme de prédominance montre que l’indicateur co- loré est essentiellement sous la forme acide, donccIC≈[AH+]. La loi deBeer-Lambert s’écrit :
Aac=εac`cIC.
Pour la solution la plus basique, le diagramme de prédominance montre que l’indicateur coloré est essentiellement sous la forme basique, donccIC≈[B]. La loi deBeer-Lambert s’écrit :
Aba=εba`cIC. En combinant les relations :
A=Aac×[AH+]
cIC +Aba× [B] cIC
=Aac×[AH+]
cIC +Aba×cIC−[AH+] cIC
=Aac×[AH+]
cIC +Aba×
1−[AH+] cIC
= [AH+]
cIC ×(Aac−Aba) +Aba [AH+]
cIC = A−Aba Aac−Aba
• La loi deGuldbergetWaageen version logarithmique s’écrit :
Ka= [H3O+]
c◦ × [B] [AH+] pKa=pH−log [B]
[AH+]
pH=pKa+log [B]
[AH+]
=pKa+logcIC−[AH+] [AH+]
=pKa+log cIC [AH+]−1
=pKa+logAac−Aba A−Aba −1
=pKa+logAac−
Aba−A+ Aba A−Aba
pH=pKa+logA−Aac Aba−A
2 Détermination d’un coefficient de partage
2.1 Présentation
L’acide salicylique, notéAr−OHpar la suite, est soluble dans l’eau et dans le dichloromé- thane. Lorsqu’une solution aqueuse d’aide salicylique est en équilibre avec une solution organique d’acide salicylique (le solvant étant le dichlorométhane), il s’établit l’équilibre chimique qui peut être modélisé par la réaction d’équation :
Ar−OH(aq)−←→−Ar−OH(orga)
L’objectif de cette expérience est de déterminer la constante thermodynamique d’équi- libreK◦, aussi appelée dans ce cascoefficient de partage.
Les solutions d’acide salicylique sont incolores. Une réaction supplémentaire est utilisée ici : les espèces organiques de typeAr−OHprésentant le groupe caractéristique phénol (un groupe−OHlié à un cycle benzénique), réagissent avec l’ion fer(iii) pour former un complexe qui colore la solution. La transformation est modélisée par la réaction d’équa- tion :
6Ar−OH(aq) + Fe3+(aq)−←→−[Fe(O−Ar)6]3–(aq) + 6 H+(aq) (R1)
Le complexe coloré[Fe(O−Ar)6]3–est noté par la suiteC.
Le dosage de l’acide salicylique dans la phase aqueuse est un dosage colorimétrique par étalonnage.
2.2 Test préliminaire
Réaliser – Manipulation 2
Vérifier que les phénols forment effectivement des complexes colorées avec l’ion fer(iii) de la manière suivante : dans un tube à essai, verser environ 3 mL de la solution d’acide salicylique disponible, puis ajouter quelques gouttes de solution acidifiée de chlorure de fer(iii). Agiter afin d’homogénéiser.
2.3 Tracé de la droite d’étalonnage
Afin de tracer la droite d’étalonnage (absorbance à une longueur d’onde donnée en fonc- tion de la concentration de l’espèce absorbante), les solutions disponibles sont :
ä solution « mère »SAS d’acide salicylique à la concentrationc0=1,0 mmol·L−1;
ä solution concentréeSferde chlorure de fer(iii) à la concentrationc0=100 mmol·L−1. Réaliser – Manipulation 3
• Les solutions sont réalisées dans des fioles jaugées de 20 mL.
• Réaliser des dilutions de la solution d’acide salicylique afin de d’obtenir des solutions aqueuses de concentration0,2c0;0,4c0;0,6c0 et0,8c0.
• Pour chacune des solutions, prélever 10,0 mL de la solution, puis ajouter 2,0 mL de la solution de chlorure de fer(iii). Homogénéiser.
• Enregistrer le spectre d’absorption des chacune des cinq solutions de complexe.
Réfléchir à un protocole soigneux permettant de faire les mesures dans un cuve toujours propre et n’induisant pas de dilution de la solution à cause de gouttes d’eau qui resteraient dans la cuve de mesure.
Q 8 –Remplir tableau résumant le volume de solution d’acide salicylique et le volume d’eau ajouté pour chaque solution afin d’obtenir la bonne dilution.
Réponse
Rappel Lors d’une dilution, la quantité de matière de l’espèce à diluer est la même avant et après dilution.
nacide salicylique, avant dilution=nacide salicylique, après dilution
Vmère×c0=Vfille×fi×c0
Vmère=Vfille×fi avecfi= 0,2;0,4; etc. etVfille=Vfiole jaugée=20 mL.
concentration 0,2c0 0,4c0 0,6c0 0,8c0
Vmère/mL 4 mL 8 mL 12 mL 16 mL
Veau/mL 16 mL 12 mL 8 mL 4 mL
La solution mère est prélevée avec une pipette graduée de 10 mL ou de 20 mL. L’eau est ajoutée en complétant au trait de jauge.
Q 9 – La solution d’ion fer (iii)est cent fois plus concentrée que la solution d’acide salicylique.
• Justifier ce choix.
Réponse Afin que la concentration en complexe formé soit bien quantitative, il faut s’assurer que l’acide salicylique soit bien le réactif limitant. Un grand excès d’ion fer(iii) est donc une précaution nécessaire.
Q 10 – • Faire une représentation graphique superposant les cinq spectres d’ab- sorption.
Réponse Les cinq solutions après addition de la solution de chlorure de fer(iii) sont présentées en photo ci-après.
Les cinq spectres, ainsi que le spectre de la solution issue de l’extraction (en rouge) sont présentésfigure6.
-0,1 0,1 0,3 0,5 0,7 0,9 1,1 1,3 1,5
450 500 550 600 650 700
A
l / nm
Figure 6–Spectres d’absorption des différentes solutions de complexes d’acide salicylique Q 11 –• Choisir la longueur d’ondeλmpermettant de tracer la droite d’étalonnage avec la plus faible incertitude de mesure.
• Tracer cette droite d’étalonnage à l’aide d’une régression linéaire. La commenter.
Réponse • L’incertitude de la mesure est la plus faible lorsque la variation d’absor- bance avec la longueur d’onde dA
dλ est nulle, ce qui correspond à une absorption maximale ou minimale. En général, un maximum est préféré à un minimum car l’incertitude relative de mesure sur l’absorbance est d’autant plus petite que l’absorbance est grande.
• L’analyse du tableau de données d’absorbance montre que le maximum d’absorption n’est pas toujours à la même longueur d’onde, surtout pour les solutions les moins colorées (outre le fait qu’il y a un grand pic d’absorption dans l’UV qui n’est pas exploité ici).
Ici,λm=523 nm.
• Le tracé de l’absorbance A523 en fonction de la concentration en acide salicylique initialement présent dans les solutions étalons est présentéfigure7.
y = 1,364x + 0,0464 R² = 0,9982
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1 1,2 1,4 1,6
0 0,2 0,4 0,6 0,8 1
A 523
c / mmol.L -1
Figure 7–Absorbance à la longueur d’onde de523 nmdes différentes solutions de complexes d’acide salicylique
L’ajustement linéaire semble de bonne qualité : les points sont très proches d’une droite, et semblent se répartir aléatoirement au dessus et au dessous de cette droite.
Q 12 – Calculer le coefficient d’absorption molaireελm du complexe d’acide salicy- lique dans l’eau à la longueur d’ondeλm.
Réponse La loi deBeer-Lambert s’écrit :
A523=ε523×`×c
Le coefficient directeur de la droite d’étalonnage est donc égal àε523×`soit ici :
ε523×`=1,364 L·mmol−1
Remarque Il y a ici une petite difficulté sur l’unité ! Un coefficient directeur a l’unité de l’ordonnée divisée par l’unité de l’abscisse.
La longueur du chemin optique étant`=1,000 cm :
ε523=1,364 L·mmol−1·cm−1=1,364×103L·mol−1·cm−1
2.4 Mesure du coefficient de partage
Sécurité • Le dichlorométhane est un solvant organique dont il est préférable de ne pas trop respirer les vapeurs pendant plusieurs heures. Afin de limiter l’exposition au dichloro- méthane, à la fin de la manipulation, le transvaser dans un récipient fermé, puis le verser dans la poubelle à solvant halogéné disponible au fond de la salle.
• Comme toute manipulation de solvant organique, le port des gants de protection est obligatoire.
• À la fin de la manipulation, le dichlorométhane est jeté dans la poubelle à solvants halogénés.
Réaliser – Manipulation 4
• Sous la sorbonne : introduire 25 mL de dichlorométhane dans l’ampoule à décanter. Boucher l’ampoule à décanter et revenir à votre paillasse.
• Ajouter dans l’ampoule à décanter 25 mL de la solution d’acide salicylique de concentration c0. Agiter vigoureusement pendant deux minutes, sans oublier de dégazer régulièrement.
Q 13 –En chimie organique, le transfert de phase entre deux liquides s’appelle suivant les cas uneextractionou un lavage.
• Expliquer la distinction entre ces deux cas.
Réponse Dans les deux cas, une espèce chimique est transférée.
ä Si l’espèce transférée est celle qu’on désire par la suite récupérer, l’opération s’ap- pelle une extraction ;
ä si l’espèce transférée est une espèce qu’on désire éliminer du milieu, l’opération s’appelle un lavage.
Q 14 – Rédiger un protocole expérimental permettant de calculer le coefficient de partage.
Réponse Afin de mesurer la concentration en acide salicylique de la phase aqueuse, il faut préparer une solution colorée en suivant le même protocole que pour les solutions étalons.
• Prélever un échantillon de 10,0 mL de la solution aqueuse. Ajouter un échantillon de 2,0 mL de la solution d’ion fer(iii). Homogénéiser.
• Enregistrer le spectre d’absorption de la solution obtenue.
• Mesurer l’absorbance de la solution à la longueur d’ondeλm. Réaliser – Manipulation 5
Réaliser le protocole proposé.
Donnée Le dichlorométhane est un solvant plus dense que l’eau.
Q 15 – Analyser les résultats afin de déterminer le coefficient de partage recherché.
Réponse • Le spectre de la solution après extraction est présenté figure6.
• Le tableau de données permet de mesurerA523,solution=0,659.
• L’exploitation du modèle s’écrit :
A523,solution=ε523×`×[Ar−OH(aq)]
0,659=1,364L·mmol−1×[Ar−OH(aq)]
[Ar−OH(aq)] = 0,659 1,364L·mmol−1
=0,483 13 mmol·L−1
Le coefficient de partage est la constante thermodynamique d’équilibre de la réaction d’équation :
Ar−OH(aq)−←→−Ar−OH(orga).
Les relations sur les quantités de matière sont :
n(Ar−OH(aq),initial) =n(Ar−OH(aq),équilibre) +n(Ar−OH(orga),équilibre) cinitial×Veau= [Ar−OH(aq)]×Veau+ [Ar−OH(orga)]×Vorga. Or dans cette expérienceVeau=Vorga. Ainsi :
[Ar−OH(orga)] =cinitial−[Ar−OH(aq)]
=1,0mmol·L−1−0,483 13mmol·L−1
=0,516 86 mmol·L−1. Le coefficient de partage est :
K◦= [Ar−OH(orga)]
[Ar−OH(aq)]
= 0,516 86mmol·L−1 0,483 13mmol·L−1
=1,069 82 K◦= 1,07.
2.5 Phénomène de relargage (si le temps le permet)
Expérimentalement, pour favoriser l’extraction d’une phase aqueuse vers une phase or- ganique, l’opération peut être réalisée avec de l’eau très salée. L’opération s’appelle alors unrelargage.
Donnée La solubilité en masse du chlorure de sodium dans l’eau est de 360 g·L−1 à la température de 20◦C.
Q 16 – Proposer (mais ne pas réaliser) un protocole expérimental permettant de mettre en évidence le phénomène de relargage.
Réponse • Prélever un échantillon d’environ 30 mL de la solution d’acide salicylique et le verser dans un bécher. Ajouter environ 8 g de chlorure de sodium. Chauffer la solution sur une plaque chauffante afin d’accélérer la dissolution, puis ramener la solution à température ambiante éventuellement à l’aide d’un bain de glace.
• À l’aide d’une éprouvette graduée, placer 25 mL de dichlorométhane dans l’ampoule à décanter.
• Ajouter dans l’ampoule à décanter 25 mL de la solution salée d’acide salicylique à la concentrationc0. Agiter vigoureusement pendant deux minutes, sans oublier de dégazer régulièrement.
• Prélever un échantillon de 5,0 mL de la solution aqueuse. Ajouter un échantillon de 1,0 mL de la solution d’ion fer (iii). Homogénéiser.
• Enregistrer le spectre d’absorption de la solution obtenue.
• Mesurer l’absorbance de la solution à la longueur d’ondeλm. Remarque
En fait l’expérience ne peut pas se réaliser si simplement. En effet, le complexe formé dans la solution aqueuse salée a des propriétés absorbantes différentes par rapport à l’eau non salée (elle est jaune). Il faudrait refaire une gamme de solutions étalons directement dans l’eau salée pour puvoir exploiter les mesures.
Matériel par paillasse
quantité contenance matériel fait
1 – spectro Biochrom interfacé à l’ordinateur
1 – pH-mètre + électrodes + solutions tampon pH= 7et pH= 4
1 50 mL burette graduée + support + agitateur magnétique + barreau aimanté
1 150 mL bécher forme large
3 – bécher ou erlenmeyer pour les prélèvements
1 10 mL pipette graduée
1 20 mL pipette graduée
1 2 mL pipette jaugée (prélèvement sol. chlorure de fer)
1 10 mL pipette jaugée (prélèvement sol. acide salicylique)
1 – poire à pipeter
2 – tubes à essais
1 25 mL éprouvette graduée
4 20 mL fiole jaugée
1 100 mL ampoule à décanter
Remarque S’il n’y a pas assez de fioles jaugées disponibles, n’en mettre qu’une seule, puis compléter avec 3 trois petits récipients qui peuvent contenir 20 mL (les étudiants feront toutes les dilutions dans la même fiole jaugée).
Produits pour un poste
quantité minimale concentration produit nom fait
70 mL 5 mg·L−1 rouge de méthyle, solution aqueuse préparée dans une
solution d’acide chlorhydrique à 10 mmol·L−1 Sa 50 mL 5 mg·L−1 rouge de méthyle, solution aqueuse préparée dans une
solution d’acétate de sodium à 10 mmol·L−1 Sb
100 mL 1 mmol·L−1 solution aqueuse d’acide salicylique SAS
20 mL 100 mmol·L−1 solution aqueuse de chlorure de fer (iii)FeCl3 Sfer
25 mL – dichlorométhaneCH2Cl2, sous la sorbonne
