1G-ES – TP 2 : Détermination expérimentale du volume molaire d’un gaz et comparaison avec quelques liquides (ch1)
A -TRAVAIL PRÉLIMINAIRE GÉNÉRALITÉS (sur feuille double, à rendre en fin de séance, en respectant et en indiquant le plan sur la copie : A + numéros, C + numéros) :
1) Rappeler la définition de la mole. Donner son unité et le symbole de cette unité.
2) Rappeler la définition de la masse molaire. Donner son unité et le symbole de cette unité.
3) Dire comment on trouve la masse molaire d'un atome. Donner M(Mg).
4) Dire comment on trouve la masse molaire d'une molécule. Donner M(H2O), M(CH3CH2OH) et fabriquer les molécules avec votre boite de modèles moléculaires.
5) Rappeler la définition du volume molaire ainsi que la notation utilisée (lettres) pour le volume molaire. Donner l'unité du volume molaire ainsi que le symbole de cette unité.
6) Rappeler la particularité du volume molaire d'un gaz quelconque par rapport au volume molaire d'un liquide ou d'un solide. Donner le nom de la loi correspondante.
Afin de déterminer la valeur du volume molaire d'un gaz, vous allez réaliser une expérience dont le principe est le suivant :
1. On fait réagir entièrement une masse m connue de magnésium (métal gris) avec une solution d’acide chlorhydrique. Il se forme une effervescence qui met en évidence la formation d’un gaz : c’est du dihydrogène H2. Son volume est mesuré à l’aide d’une éprouvette graduée et il sera noté VH2.
2. La mesure du volume de dihydrogène dégagé permet alors de calculer le volume occupé par une mole de ce gaz, et donc de n’importe quel gaz, dans les conditions de température et de pression de l’expérience (pression atmosphérique 1015 hPa, température proche de 25°C = 273,15 + 25 = 298,15 K, sachant que 0 K = -273,15°C).
B – EXPERIENCE À RÉALISER (PROTOCOLE EXPÉRIMENTAL) :
1. Prendre un morceau de ruban de magnésium (≈ 2 cm) pré-pesé par les laborantins au millième de gramme près (à ± 0,001 g près soit ± 1 mg près)
2. Remplir le cristallisoir d’eau (aux trois quarts).
3. Mettre des gants et remplir l’éprouvette graduée avec la solution d’acide chlorhydrique.
4. Mettre un morceau de magnésium dans l’éprouvette, fermer rapidement avec un bouchon percé et retourner rapidement l’éprouvette au dessus du cristallisoir en immergeant le bouchon percé. Maintenir l’éprouvette verticalement.
5. Observer et attendre la disparition complète du morceau de magnésium. Lire alors le plus précisément possible le volume dégagé Vdihydrogène en mL.
C - TRAVAIL A EFFECTUER À PARTIR DE L’EXPÉRIENCE (sur le compte-rendu) 1) Décrire cette expérience sous la forme de 2 ou 3 schémas légendés.
Indiquer clairement les différentes valeurs mesurées.
2) Exploitation des résultats :
Connaissant la masse du morceau de magnésium (de longueur ≈ 2 cm), en déduire la quantité de matière de magnésium découpé. On donne M(Mg) = 24,305 g.mol-1
Mg(s) + 2 HCl(aq) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) + H2(g)
magnésium + acide chlorhydrique → chlorure de magnésium en solution aqueuse + dihydrogène
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1) À l'aide du tableau suivant, vérifier que l'équation bilan de la réaction est bien équilibrée (car selon la loi de Lavoisier : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme »
Élément(s) Mg Élément(s) H Élément(s) Cl charge(s) Avant
Après
2) Si je consomme une mole de magnésium, solide, dire combien de moles de gaz dihydrogène gazeux vont se former. Compléter la relation suivante entre le nombre de moles de dihydrogène gazeux formé et nombre de moles de magnésium consommées :
n(H2)formées = …. n(Mg)consommées
3) Calculer le nombre de moles de magnésium n(Mg) dans votre échantillon (consommées lors de la réaction.
4) En déduire le nombre de moles de dihydrogène formé au cours de la réaction.
5) Connaissant le volume de dihydrogène formé V(H2), ainsi que le nombre de moles de dihydrogène présentes dans ce volume : n(H2), en déduire le volume molaire V
m dans les conditions de température et de pression de l’expérience (dans ce calcul, on fera apparaître la relation entre les grandeurs Vm, V(H2) et n(H2)).
Propriété du volume molaire : Ce volume est le même pour tous les gaz à condition que la température et la pression au moment de la mesure du volume restent les mêmes (Loi d’Avogadro- Ampère). Une mole de H2, une mole de CO2, d’O2….. occupe donc le même volume. A une température de 0°C et une pression de 101325 Pa (1013 hPa), (CNTP)le volume molaire est de 22,4 L.mol-1.
3) Volume molaire de liquides (répondre sur votre compte-rendu)
On va chercher si le volume molaire de l’eau est le même que celui de l’éthanol (alcool éthylique).
1) Donner la formule développée de l’eau H2O.
2) Calculer la masse d’une mole d’eau.
3) Donner la formule développée de l’éthanol.
4) Donner la formule semi-développée de l’éthanol.
5) Calculer la masse molaire de l’éthanol.
6) À l’aide d’une éprouvette graduée adaptée, et après l’avoir tarée, aller peser le volume d’eau correspondant à la masse molaire de l’eau et le volume d’éthanol correspondant à la masse molaire de l’éthanol.
7) Donner le volume molaire de l’eau Vm(H2O). En déduire sa masse volumique ρ(H2O).
8) Donner le volume molaire de l’éthanol Vm(C2H6O). En déduire ρ(C2H6O).
9) Comparer le volume molaire de l’eau à celui d’un gaz en calculant le rapport Vm(gaz)
Vm(eau liquide) . Donner les similitudes et les différences entre une mole de gaz et une mole de liquide. Donner une explication physique à ces différences.
10) Dire si le volume molaire d’un liquide est oui ou non indépendant de la nature du liquide (on rappelle que dans le cas d’un gaz, le volume molaire est indépendant de la nature du gaz).
11) Expliquer pourquoi grâce à un dessin explicatif (avec dix patates), dans le cas de l’eau, de l’éthanol et du gaz.
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