Livret de TP de chimie et physique fiches méthodes

Livret de TP de chimie et physique – fiches méthodes

Ce livret est un ensemble de fiches regroupant des informations concernant les travaux pratiques que vous aurez à effectuer cette année, en particulier en chimie : conseils de sécurité, raisonnements classiques, descriptions des techniques employées.

Il est nécessaire de toujours l’apporter lors des séances pour pouvoir s’y référer en cas de besoin.

Ces fiches seront aussi utiles lors de vos manipulations en TIPE.

Sommaire

Les fondamentaux :

Fiche 1 : La sécurité et les pictogrammes en TP de chimie Fiche 2 : Présentation de la verrerie en TP de chimie Fiche 3 : Les manipulations de base en TP de chimie Fiche 4 : Rédiger un compte-rendu de TP

Chimie générale :

Fiche 5 : Spectroscopie UV-visible Fiche 6 : Colorimétrie

Fiche 7 : pH-métrie Fiche 8 : Conductimétrie Fiche 9 : Polarimétrie Chimie organique :

Fiche 10 : Synthèse organique : déroulé usuel

Fiche 11 : Techniques réactionnelles : montage à reflux Fiche 12 : Techniques de séparation : filtration ou essorage

Fiche 13 : Techniques de séparation : extraction liquide-liquide ou lavage à l’aide d’une ampoule à décanter Fiche 14 : Techniques de séparation : distillation simple et distillation fractionnée.

Fiche 15 : Techniques de séparation : Utilisation de l’évaporateur rotatif

Fiche 16 : Techniques d’analyse : mesure d’une température de fusion – Utilisation du banc Köfler Fiche 17 : Techniques d’analyse : réfractométrie

Fiche 18 : Techniques d’analyse : chromatographie et sur couche mince Fiche 19 : Techniques de purification : recristallisation

Incertitudes : (voir fiches vues en TIPE) Fiche 20 : Utilisation de GUM

Fiche 21 : Mémo sur les incertitudes

Fiche de TP n°1 : Sécurité au laboratoire

Dans un laboratoire, il est indispensable de respecter un certain nombre de règles afin d’assurer sa propre sécurité mais aussi celle des autres.

Toute personne entrant dans un laboratoire de chimie doit :

I. AVOIR UNE TENUE ADAPTEE

▪

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 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...

L’utilisation de gants peut parfois s’avérer nécessaire mais ne doit pas être systématique. Il est recommandé de les utiliser lors de la manipulation de solvants tels que le dichlorométhane et le méthanol et de solutions acides ou basiques concentrées

Quiconque ne respectera pas ces règles ne sera pas accepté en TP.

II. AVOIR UN COMPORTEMENT APPROPRIE

▪

Ne pas manger ou boire.

▪

Ne pas mâcher de chewing-gum

▪

Ne pas encombrer le sol avec les sacs, en particulier laisser dégagées les allées et les issues.

▪

Ne pas encombrer la paillasse avec classeurs, trousses, ….

▪

Ne pas courir et éviter les déplacements inutiles dans le laboratoire

▪

Ne pas utiliser de téléphone portable

▪

Ne pas porter à la bouche ou au visage ses mains, son stylo...

▪

Ne pas gouter ou sentir les produits chimiques

▪

Ne pas jouer avec le matériel

▪

Manipuler debout

▪

Eviter tout comportement irréfléchi ou précipité même si vous vous sentez pressés pour terminer un TP.

Soyez concentrés et ne vous laissez pas distraire

III. PREVENIR AU MAXIMUM LE DANGER

▪

Quand le professeur 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. Essuyer les liquides répandus en faisant attention à leur nature.

▪

Lavez-vous toujours les mains quand la séance est terminée IV. PREVENIR LE RISQUE

Il existe trois grandes catégories de dangers intrinsèques aux substances chimiques :

• les dangers physiques (explosion, inflammation,…)

• les dangers pour la santé (toxicité aigue, lésion oculaire…)

• les dangers pour l’environnement (danger pour les milieux aquatiques)

La première information sur les dangers d’une substance chimique est donnée par l’étiquette

Pictogrammes de dangers

Ils représentent des types de danger particuliers (voir tableau).

Mentions de risque ou danger (phrases R ou H) Les mentions de danger complètent les pictogrammes.

Conseils de sécurité ou prudence (phrases P ou S)

Il s’agit de conseils de prévention, d’intervention, de stockage ou d’élimination

Ces 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

V. GESTION DES DECHETS

Il faut éviter de jeter à l’évier les substances dangereuses pour l’environnement ou toxiques.

Il existe des bidons de récupération pour :

▪

les solvants organiques non halogénés

▪

les solvants organiques halogénés

▪

les solutions aqueuses contenant des sels métalliques

Certains dangers ne sont pas symbolisés par un pictogramme. C’est pourquoi il faut regarder sur les étiquettes les phrases de risque (R) et les phrases de sécurité (S)

Nouveau pictogramme signification Risques Conseils

Toxique Empoisonne rapidement même à faible dose

Proscrire l’ingestion, l’inhalation et le contact

avec la peau

Cancérogène, mutagène,

provoque des effets graves sur les poumons, le foie ou

le système nerveux

Proscrire l’ingestion, l’inhalation et le contact

avec la peau

Nocif-Irritant

Empoisonne à forte dose, irritant, peut provoquer des

allergies cutanées, des somnolences

Eviter l’ingestion, l’inhalation et le contact

avec la peau

Corrosif Produits pouvant détruire des tissus vivants et des

équipements

Eviter tout contact avec la peau et les vêtements, ne

pas respirer les vapeurs

Explosif Produits pouvant exploser dans certaines conditions

Manipuler loin des flammes, des étincelles, des sources de chaleurs.

Eviter les chocs, les frottements…

Inflammable

Eloigner toute flamme, étincelle, source de chaleur

ou de comburant

Dangereux pour l’environnement

Substances nocives pour l’environnement (faune, flore, atmosphère) ou ayant

un effet nuisible à long terme

Eviter le rejet dans l’environnement.

Eliminer le produit et son récipient dans un centre de

collecte des déchets dangereux ou spéciaux

Comburant

Produits favorisant des combustions : ils peuvent amplifier un feu existant ou provoquer une inflammation

de produits combustibles

Tenir à l’écart des produits combustibles, éviter les

sources de chaleur, les étincelles…

Gaz sous pression dans un récipient

Certains peuvent exploser sous l’effet de la chaleur D’autres liquéfiés réfrigérés

peuvent provoquer des brûlures ou des blessures

liées au froid

Fiche de TP n°2 : La verrerie en TP de chimie

Il existe de nombreux éléments de verrerie au laboratoire et il est important de savoir les utiliser à bon escient.

I. La verrerie de stockage (sans précision) ou verrerie ordinaire

Cette verrerie ne permet en aucun cas de mesurer des volumes ; elle sert simplement à contenir les solutions

• Les béchers : leurs graduations donnent tout juste un ordre de grandeur et ne doivent jamais être utilisées.

Ils peuvent servir à stocker momentanément des solutions avant prélèvement. Lors d’un titrage, on peut y placer la solution à titrer.

• Les cristallisoirs : ils sont utilisés pour contenir une grande quantité de liquide, par exemple un bain d’eau glacée.

• Les tubes à essais : ils permettent des réactions en petites quantités (tests caractéristiques par exemple).

• Les erlenmeyers : leur col est plus étroit ce qui permet d’éviter les projections et de boucher le récipient. Ils peuvent contenir la solution à titrer lors d’un titrage, à condition qu’il n’y ait pas d’électrode ou de sonde à introduire.

• L’ampoule à décanter : elle permet d’effectuer des extractions.

• Le verre à pied : il sert souvent de récipient poubelle ou pour stocker les pipettes sales.

• Les pipettes simples : elles servent à délivrer de petits volumes non mesures.

• Les ballons : ils possèdent entre un et trois cols, ils sont majoritairement utilisés comme réacteurs en chimie organique. Sur la paillasse, ils doivent être poses sur un valet. Lorsqu’on les utilise, ils doivent être fixes fermement au bâti de la paillasse.

II. La verrerie de précision – verrerie jaugée ou graduée

D’une manière générale (mais il y a des exceptions !), la verrerie graduée est moins précise que la verrerie jaugée 1. Eprouvettes graduées

Elles ne sont utilisées que pour des mesures approximatives de volume car leur précision est très mauvaise. Elles peuvent servir à mesurer un volume de solvant en chimie organique, un volume d’eau à ajouter lors d’un titrage, le volume d’un réactif en excès… Elles ne doivent en aucun cas être utilisées pour prélever une solution à titrer !

Incertitude sur le volume délivré : 1 graduation 2

3

 =V 2. Verrerie de précision

On va distinguer la verrerie qui permet de délivrer un volume avec précision de celle qui permet de contenir un volume précis.

a. Comment délivrer un volume avec précision ?

• Grace a une pipette jaugée ou graduée (les pipettes graduées étant moins précises que les pipettes jaugées).

On ne doit jamais pipeter dans les bouteilles, pour éviter d’en souiller le contenu : il faut prélever une quantité adaptée (éviter le gâchis !) de solution dans un bécher et pipeter dans le bécher.

Incertitude sur le volume délivré :

3 tolérance

 =V

• Grace a une burette graduée : elle permet elle-aussi de délivrer un volume précis.

Préparation pour un titrage :

1. Mettre en place la burette graduée sur son support, robinet ferme. Placer un bécher ≪ poubelle ≫ sous la burette.

2. Verser dans la burette graduée un peu de solution titrante afin de la rincer, robinet ferme.

Vider la burette dans le bécher ≪ poubelle ≫.

3. La remplir avec la solution titrante, en ayant pris soin de fermer préalablement le robinet.

4. Eliminer toute bulle d’air présente dans la burette, en particulier a proximité du robinet. Pour cela, ouvrir et fermer brusquement le robinet.

5. Ajuster le volume de solution titrante au zéro de la graduation. La lecture de volume s’effectue à la coïncidence entre le bas du ménisque forme a l’interface et la graduation.

L’excès de solution est récupéré dans le bécher poubelle.

Utilisation : Verser la solution en ouvrant le robinet. Lire le volume verse à la coïncidence entre le bas du ménisque forme a l’interface et la graduation.

Remarque : Certaines burettes présentent une bande verticale généralement bleue. La lecture de volume se fait alors a l’endroit de rétrécissement de la bande.

Incertitude sur le volume délivré (si on s’arrête sur une graduation) :

3 tolérance

 =V

b. Comment préparer un volume précis de solution ? Dans une fiole jaugée :

Le volume indique sur la fiole jaugée est le volume de fluide contenu jusqu’au trait de jauge de la fiole (et non pas le volume que délivre la fiole. Elles servent donc à réaliser des solutions, soit à partir du produit pur soit par dilution à partir d’une solution plus concentrée.

Incertitude sur le volume préparé :

3 tolérance

 =V

Fiche de TP n°3 : Les manipulations de base en chimie organique

Attention !

Toute manipulation en TP de chimie doit être effectuée à sa paillasse :

- si le produit à utiliser est un solide, on pèsera la quantité nécessaire sur la balance puis on effectuera la suite des manipulations sur sa propre paillasse

- si on doit prélever à l’aide d’une pipette une quantité précise d’un produit liquide qui se situe sous la hotte ou sur la paillasse centrale, on prélèvera dans un bécher une quantité légèrement supérieure à celle nécessaire (à l’aide des graduations du bécher), le prélèvement plus précis à l’aide de la pipette s’effectuera sur sa propre paillasse.

- si on doit prélever à l’aide d’une éprouvette une quantité moins précise d’un produit liquide qui se situe sous la hotte ou sur la paillasse centrale, on pourra verser le liquide directement dans l’éprouvette graduée.

Toute manipulation en TP de chimie doit s’effectuer debout, en prenant garde qu’aucun objet ne soit susceptible de gêner : les sacs et les tabourets doivent être rangés sous les paillasses

On appelle solution un mélange obtenu en dissolvant dans un solvant liquide (ultra-majoritaire) diverses espèces chimiques (solutés, très minoritaires).

L’espèce dissoute peut être un gaz (par exemple : O2(g) peut se dissoudre dans l’eau, permettant aux poissons de respirer), un liquide ou un solide (cas le plus courant)

I – Préparation d’une solution à partir d’un solide : la dissolution

Exemple : On souhaite préparer V=100mL d’une solution de chlorure de sodium NaCl à C = 0,10mol.L^‐1. La masse molaire du chlorure de sodium est M(NaCl) = 58 g.mol^-1.

Calculons la masse de chlorure de sodium à peser :

les 100mL de solution doivent contenir n(NaCl) =C.V mol de NaCl, donc la masse m(NaCl) à peser est m(NaCl) = nNaCl.MNaCl = C.V.MNaCl

A.N.: mNaCl = 0,58g

Remarque : le matériel mis à votre disposition est très précis : l’incertitude est donc très faible à condition que vous manipuliez correctement !

II – Préparation d’une solution à partir d’une solution mère : la dilution

Il est souvent nécessaire au laboratoire de préparer une solution plus diluée à partir d’une solution mère concentrée. On dit qu’on effectue une dilution.

On prélève un volume Vm de solution mère et l’on ajoute du solvant afin de faire diminuer la concentration.

Exemple :

On souhaite préparer 50 mL de solution de NaCl à Cf = 1,0.10^‐2mol.L^-1 à partir de la solution précédemment préparée, appelée solution mère.

Calculons le volume Vm de solution mère à prélever.

Lors d’une dilution, la quantité de matière de soluté reste constante.

La quantité de matière prélevée dans la solution mère sera conservée dans la solution fille.

Quantité de matière souhaitée dans la solution fille : nfille = Cf.Vf

Quantité de matière prélevée dans la solution mère: nmère = Cm.Vm

La conservation de la quantité de matière impose : nfille = nmère ➔ Cm.Vm = Cf.Vf

Connaissant Vf (donné dans le protocole, ou choisi arbitrairement selon la taille des fioles à disposition), Cm et Cf on en déduit Vm :

f f m

m

V = C V C

AN : Vm = 5,0mL

Remarque : Utilisation du facteur de dilution

On a _{m f} ^f _f

m

C =C V .C

V

= f avec ^f

m

= V

f

V

le facteur de dilution. f traduit le rapport entre Cm et Cf : si f = 50, cela signifie que la solution mère est 50 fois plus concentrée que la solution fille.

Si on retient que ^f

m

= V

f

V

, il est très facile de trouver quel est le volume à prélever pour préparer une solution.

Dans l’exemple ci-dessus, la solution mère est 10 fois plus concentrée que la solution fille : f = 10. On en déduit

f m

10 = V

V

^{: pour Vf} = 50mL, on doit prélever Vm = 5 mL.

III – Mode opératoire

Une solution se prépare dans une fiole jaugée.

Fiche de TP n°4 : Points importants pour faire un bon compte-rendu de TP

Les travaux pratiques sont une part importante de la formation en filière BCPST. Le programme officiel et l’introduction d’épreuves aux concours souligne cette importance en distinguant les approches expérimentales et les approches théoriques. Par ailleurs, les techniques expérimentales ont toujours fait partie intégrante des connaissances exigibles que ce soit par le biais de questions dans les épreuves écrites ou orales.

Chaque élève doit rédiger son propre compte-rendu.

Voici quelques conseils et éléments de méthode lors de la rédaction d’un compte-rendu.

Le travail doit être soigné (lisible, aère, résultats encadres) : il est destiné à être lu par d’autres ^!

I. Préparation

En arrivant à la séance de travaux pratiques, vous devez avoir pris connaissance de l’énoncé par une lecture attentive et précise. Vous devez savoir quels sont les objectifs de la séance et les manipulations à réaliser ainsi qu’avoir préparé la théorie en ayant cherché les calculs demandés.

Il est nécessaire de toujours comprendre ce que vous avez à faire, ce que vous faites et ce que vous allez en faire.

II. Rédaction compte-rendu I. INTRODUCTION

Commencez toujours un compte-rendu par une introduction :

• Quel est l’objectif du TP (ou de la partie de TP) ?

• Quels sont les moyens mis en œuvre pour y parvenir ?

II. PRESENTATION DE L’EXPERIENCE

• A la lecture de votre compte-rendu, un expérimentateur confirmé doit pouvoir refaire vos manipulations.

Il faut donc décrire l’expérience, en indiquant tous les paramètres essentiels à sa reproduction éventuelle. Par exemple, indiquer les volumes prélevés, les concentrations des solutions utilisées…

• On peut accompagner la description d’un schéma annoté soigneusement, et d’une explication de la méthode de mesure si besoin.

• Quand un grand nombre de mesures a été effectue, n’hésitez pas à les présenter sous forme de tableaux, en précisant toujours les unités en tête de colonne.

• S’il y a des questions dans l’énoncé du TP, respectez bien la numérotation.

• Pour la présentation de résultats de calculs, veillez à les mettre en valeur (encadrer ou souligner), précisez l’unité et si possible les incertitudes de mesure.

III. GRAPHIQUES

Les graphiques éventuellement tracés doivent être joints au compte-rendu.

Ils doivent être légendés :

• Titre (clair !)

• Légende des axes

• Unités

• Modélisations éventuelles : faire apparaitre les équations et les coefficients de corrélation

Ne laissez dans le compte-rendu que les graphiques pertinents. Ce n’est pas au lecteur de faire le tri dans les données que vous fournissez.

IV. EXPLOITATION / CONCLUSION

• Des mesures non exploitées ne servent à rien ! Il faut donc aller jusqu’au bout du TP : analysez vos résultats pour répondre à l’objectif fixe dans le TP. Par exemple, les résultats sont-ils en accord avec la théorie ? avec la valeur attendue par le constructeur ?

• Quelle est la réponse a la question posée dans l’introduction ?

• Proposez une explication physique aux phénomènes si c’est pertinent.

• Si vous avez placé dans votre compte-rendu un graphique, il faut impérativement l’exploiter.

• Critiquez les méthodes de mesures : comment les améliorer, quelles erreurs avez-vous pu commettre ? on s’interrogera toujours de la précision et la qualité des résultats en donnant l’incertitude de la mesure (Cf. cours correspondants) :

➢ pour les dosages, calculer l’incertitude de vos mesures.

➢ pour les synthèses de chimie organique :Calculer systématiquement le rendement de votre synthèse

➢ Evaluer la pureté de votre produit :

pour un solide : mesure de la température de fusion et comparez-la à la valeur donnée pour un liquide : mesure de l’indice de réfraction et comparez-la à la valeur donnée

Fiche de TP n°5 : La spectrophotométrie UV - visible

1. Principe : interaction lumière - matière La spectrophotométrie est l’étude quantitative des interactions entre la lumière et la matière. Lorsque de la lumière traverse une substance, elle est en partie transmise et en partie absorbée.

Si une substance absorbe dans le domaine visible (400 nm <

λ < 800nm), alors elle est colorée.

Eclairée par de la lumière blanche, elle prendra la couleur des radiations qui parviennent à traverser, couleurs complémentaires des couleurs absorbées.

Lecture du cercle chromatique :

▪ Les couleurs sont placées par ordre croissant de longueur d’onde le long du cercle.

▪ Deux couleurs complémentaires se trouvent l’une en face de l’autre.

Exemple :

Une solution de diiode I2 absorbe principalement les rayonnements de longueur d’onde 454 nm (bleu-violet) : la solution est alors jaune- orangée (couleurs complémentaires des rayonnements absorbés, situées en face dans le cercle chromatique)

2. Transmittance et absorbance

Dans le cas de la spectrophotométrie, on envoie un faisceau de lumière d’intensité I0(λ) sur une cuve de longueur ℓ contenant une solution homogène d’un composé absorbant.

A la sortie de l’échantillon, l’expérimentateur observe un faisceau transmis d’intensité It(λ), la longueur d’onde n’ayant pas été modifiée.

Si It(λ) < I0(λ) alors la substance a absorbé une partie de l’onde lumineuse à la longueur d’onde λ .

La sélection de la longueur d’onde se fait à l’aide d’un monochromateur

Pour évaluer l’absorption du composé on utilise deux grandeurs (la seconde étant plus utilisée) :

▪ La transmittance : T

Elle mesure la proportion d’intensité lumineuse transmise par la solution : T(λ) = ^t

0

I ( ) I ( )





On a : 0 < It(λ) < I0(λ) et donc 0 < T(λ) < 1 T est sans dimension

▪ L’absorbance (ou densité optique) : A

Une deuxième grandeur a été introduite pour des raisons pratiques, elle permet d’obtenir des valeurs plus facilement manipulables : c’est l’absorbance (ou densité optique)

A(λ) = ₁₀ ⁰

t

I ( ) log I ( )

  

  

  ^{= 10}

log 1

T( )

 

  

  A est sans dimension

Remarques :

- puisque I0(λ)> It(λ), A est comprise entre 0 (pas d’absorption) et + (absorption totale).

.- A est d’autant plus grande que It est petite, donc que la solution absorbe de lumière.

Nous verrons en pratique avec les appareils d’un lycée, on a 0 < A(λ) < 2

3. Loi de Beer Lambert

En Terminale S, on a vu que l’absorbance d’une solution est proportionnelle à la concentration de la substance absorbante en solution. Nous allons préciser cette loi, appelée loi de Beer-Lambert.

▪ Pour une solution ne contenant qu’une seule substance absorbante notée X, à la concentration c, alors l’absorbance à la longueur d’onde λ d’un échantillon contenu dans une cuve de longueur ℓ est proportionnelle à la longueur de la cuve et à la concentration de l’espèce absorbante en solution :

A(λ) = ελ × ℓ × c

o ε(λ) s’appelle le coefficient d’absorption molaire (ou coefficient d’extinction molaire) et dépend

▪ de la substance X étudiée,

▪ de la longueur d’onde,

▪ de la température

▪ du solvant

o ℓ est l’épaisseur de la cuve (généralement 1 cm) o c est la concentration de l’espèce absorbante

La loi de Beer-Lambert n’est valable que si la solution est peu concentrée en espèce colorée car à trop forte concentration :

• It est trop faible, et le spectrophotomètre est trop peu sensible pour donner des valeurs cohérentes de A.

• des agglomérats peuvent se former, qui ne possèdent pas le même coefficient d’absorption molaire que l’espèce seule.

Remarque : Cette loi est valable aussi pour les radiations UV ou infrarouge.

4. Généralisation de la Loi de Beer Lambert

▪ Pour une solution, mélange de substances absorbantes Xi (i = 1 à n), chacune à la concentration ci , l’absorbance totale de la solution est la somme des absorbances dues à chaque substance absorbante :

A(λ) = ℓ× ⁿ _{i i}

i 1

(X ) c



=

 



Attention aux unités !

si ε(λ) est exprimé en unités SI (m².mol^-1), ℓ doit être en m et c en mol.m^-3.

Si ε(λ) est en L.cm^-1.mol^-1, ℓ est en cm et c en mol.L^-1.

5. Mesures spectrophotométriques a) Incertitude type sur la mesure

A l’aide des données constructeurs ci-contre, on prendra :

• Incertitude sur la longueur d’onde (pour des longueurs d’ondes comprises entre 300 et 900 nm) : Δλ = 5 nm

• Incertitude type sur l’absorbance (pour des absorbances comprises entre 0 et 2) : ΔA = 0,02 b) Détermination d’une concentration

On utilise souvent la spectrophotométrie afin de connaître la concentration d’une substance colorée dans une solution.

L’absorbance est mesurée à l’aide d’un spectrophotomètre.

▪ Choix de la longueur d’onde de travail

Pour augmenter la précision de l’appareil et limiter l’incertitude sur les mesures on se place à la longueur d’onde pour laquelle le coefficient d’absorption molaire de la substance est maximum.

Pour repérer la longueur d’onde λmax correspondante, on peut tracer la courbe A = f(λ) pour une solution contenant l’espèce et lire la valeur λmax sur la courbe. On appelle cette courbe le spectre d’absorption du composé considéré.

▪ Déroulement de la mesure : étalonnage

Afin d’étudier l’absorption de la lumière par une substance colorée seule, il faut tenir compte du fait que de la lumière est absorbée également par la cuve et le solvant

Pour s’en affranchir, il faut alors « faire le blanc ».

Explication : « Faire le blanc » consiste à mesurer l’absorbance du solvant et des parois de la cuve, et à retrancher cette valeur à toutes les mesures ultérieures. Ainsi, l’absorbance indiquée par l’appareil est uniquement celle de l’espèce colorée étudiée.

Remarque : Pour être le plus précis possible, il faut réutiliser la cuve qui a été utilisée pour le blanc pour toutes les mesures. Il faut donc à chaque mesure vider la cuve et la rincer

La mesure se déroulera comme suit :

• Choisir une longueur d’onde λ appropriée

• Remplir, aux deux tiers, la cuve avec le solvant seul en veillant à ce que ses parois soient bien propres (ne pas toucher les parois avec les doigts !), la placer dans le spectrophotomètre et ≪ faire le blanc ≫, c'est-à-dire indiquer au spectrophotomètre que cette valeur sera prise comme référence A = 0.

Attention : Certaines cuves n’ont que deux parois transparentes : veiller à ce que le faisceau passe bien par ces deux parois !

• Vider la cuve, la rincer avec la solution à analyser, puis la remplir aux deux tiers, avec la solution à analyser.

Sécher ses parois, la placer dans le spectrophotomètre et lire la valeur affichée.

Le ≪ blanc ≫ de l’absorbance doit être effectue pour toute nouvelle longueur d’onde λ, les coefficients d’absorption molaire du solvant et du matériau constituant la cuve dépendent eux aussi de λ.

Remarque : Pour être le plus précis possible, il faut réutiliser la cuve qui a été utilisée pour le blanc pour toutes les mesures. Il faut donc à chaque mesure vider la cuve et la rincer avec la solution à analyser avant utilisation. Si un grand nombre de mesures nécessitant un changement de solution doivent être réalisées, on tolèrera un changement de cuve : on fera alors l’approximation que toutes les cuves ont la même absorbance, mais ceci est une approximation.

c) Identification d’une espèce colorée

Le spectre d’absorption d’une espèce dans un solvant donné à une température donnée lui est caractéristique. Le tracé du spectre d’absorption d’une espèce (A = f(λ)) et la comparaison de ce spectre à une banque peut permettre son identification.

Fiche de TP n°6 : Réalisation d’un titrage colorimétrique

I - Principe

Un titrage est dit colorimétrique si l’équivalence est repérée grâce à un changement de couleur.

Ce type de méthode peut être envisagé :

• Si le réactif titré est coloré : la couleur disparaît au moment de l’équivalence, puisque le réactif titré disparaît

• Si le réactif titrant est coloré : la couleur apparaît juste après l’équivalence, puisque le réactif titrant est alors en excès.

• Si un indicateur coloré bien choisi est ajouté à la solution titrée. Cette espèce, sensible à la composition du milieu, va changer brutalement de couleur au moment de l’équivalence, permettant un repérage de celle-ci.

Par exemple, lors d’un titrage acido-basique, on peut ajouter un indicateur coloré acido-basique, qui change de couleur en fonction du pH de la solution. Comme l’équivalence d’un titrage acido‐basique s’accompagne d’un brutal changement de pH, l’indicateur coloré (s’il est bien choisi) changera de couleur à l’équivalence.

• Si un indicateur de fin de réaction bien choisi est ajouté à la solution titrée. Cette espèce changera de couleur dès que le titrage sera terminé

II- Utilisation d’un indicateur coloré

• Un indicateur coloré doit être choisi de manière à changer de couleur au moment de l’équivalence.

• Un indicateur coloré doit être ajouté en très faible quantité afin de perturber le moins possible le titrage. Il doit néanmoins être présent en quantité suffisante pour colorer la solution. En général, quelques gouttes suffisent

III- Précision

En colorimétrie, on peut estimer que le volume équivalent et déterminé à la goutte près : pour un volume V, la solution a sa couleur initiale : l’équivalence n’est pas dépassée ; pour un volume V + (1goutte), la solution a changé de couleur : l’équivalence est dépassée.

On peut estimer l’incertitude due à la méthode sur le volume équivalent à ΔVeq, colorométrie ΔVméthode = 0, 05

3 3

goutte

V = = 0,03 mL

Calcul complet : Il faut également tenir compte du fait que l’on peut s’arrêter entre deux graduations : 1 / 2

lecture 3

graduation

V mL

 = et de la tolérance de la burette.

On aura donc : Veq colorimétrie_, = V²tolérance burette_, + V²lecture+ V²méthode

IV- Déroulement

1) Préparation de la burette

• Mettre en place la burette graduée sur son support, robinet fermé. Placer un bécher « poubelle » sous la burette.

• Verser dans la burette graduée un peu de solution titrante afin de la rincer, robinet fermé. Vider la burette dans le bécher « poubelle »

• La remplir avec la solution titrante, en ayant pris soin de fermer préalablement le robinet.

• Eliminer toute bulle d’air présente dans la burette, en particulier à proximité du robinet. Pour cela, ouvrir et fermer brusquement le robinet.

• Ajuster le volume de solution titrante au zéro de la graduation. La lecture de volume s’effectue à la coïncidence entre le bas du ménisque formé à l’interface et la graduation. L’excès de solution est récupéré dans le bécher poubelle.

2) Mise en place du dispositif de titrage

• Verser dans un erlenmeyer la solution à titrer.

Remarque : On privilégie ici un erlenmeyer, car puisqu’aucun instrument de mesure n’a à être introduit dans le récipient, un bécher n’est pas nécessaire, et qu’un erlenmeyer prévient mieux des éclaboussures.

• Ajouter un barreau aimanté plat et agiter.

• Ajouter si nécessaire l’indicateur coloré.

• Placer une feuille de papier blanc sous le bécher contenant la solution à titrer pour mieux visualiser le changement de couleur.

3) Titrage

• Si l’on a aucune idée de la valeur du volume à verser pour atteindre l’équivalence, faire un premier titrage rapide afin d’estimer grossièrement sa valeur. On peut garder comme témoin le contenu de l’erlenmeyer à l’issue de ce premier titrage rapide : il permettra de connaître la couleur à atteindre lors du titrage précis.

• Effectuer un deuxième titrage précis. Pour cela, verser rapidement (en agitant) le réactif titrant jusqu’à un volume inférieur d’environ 2mL au volume équivalent estimé lors du titrage rapide. Ensuite, ajouter goutte à goutte le réactif titrant. La détection du changement de couleur doit se faire à la goutte près.

Remarque : La fin du titrage correspond à un changement persistant de la coloration de la solution. Pour s’en assurer, on peut dépasser le volume équivalent de quelques gouttes.

Fiche de TP n°7 : La pH-métrie

La pH-métrie est une technique potentiométrique (mesure de potentiel) d’analyse qui permet d’évaluer la quantité d’ions oxonium H3O⁺ présents en solution.

pH = ³

3

H O H O 0

c

log(a ) log

c

+ +

 

−  −   où c° = 1 mol.L^-1

I – Principe de fonctionnement d’un pH-mètre

Un pH-mètre indique le pH d’une solution en mesurant une différence de potentiel entre deux électrodes plongeant dans cette solution (un pH-mètre est donc un voltmètre !) :

• Une électrode de référence dont le potentiel est constant. (une électrode au calomel saturée ou E.C.S)

• Une électrode, appelée électrode de verre, dont le potentiel varie en fonction du pH de la solution.

Ces deux électrodes sont reliées au pH-mètre (voltmètre) par un câble coaxial

Dans la pratique, on utilise en général une électrode dite combinée dans laquelle sont réunies l’électrode de verre et l’électrode de référence.

Elles sont plus robustes et ne nécessitent d’introduire qu’une seule sonde dans la solution (au lieu de 2). Elles sont cependant plus chères.

1) Electrode de verre

L’électrode de verre est constituée par une sphère en verre de faible épaisseur, environ 10μm (donc très fragile !) remplie d’une solution de pH fixé.

A l’intérieur de la sphère se trouve une solution d’acide chlorhydrique dans laquelle plonge un fil d’argent recouvert d’un précipité de chlorure d’argent. Cette électrode permet de mesure le potentiel de la solution à l’intérieur de la sphère.

2) pH-mètre

Lorsque les deux électrodes (ou l’électrode combinée) sont plongées dans la solution, le pH-mètre mesure une différence de potentiel e qui est une fonction affine du pH :

e = Everre – Eref = A + B×pH

où A et B sont des coefficients qui dépendent de la température. Avant toute mesure de pH, il est donc nécessaire d’étalonner le pH-mètre.

II – Mesures de pH

1) Etalonnage du pH-mètre

La différence de potentiel e est liée au pH par une relation affine. Afin que le pH-mètre puisse convertir la différence de potentiel mesurée en une mesure de pH, il faut lui indiquer la relation affine e =A+B.pH qui relie les deux grandeurs, donc étalonner le pH‐mètre avec deux solutions tampons de pH connu afin d’évaluer A et B

Le pH des solutions tampons choisies doit être adapté à la gamme de pH étudiée : on choisit en général 7 et 4 si le pH-mètre doit servir à mesurer des pH plutôt acides, 7 et 10 si le pH-mètre doit servir à mesurer des pH plutôt basiques).

Pour l’étalonnage en lui-même, se référer à la notice de l’appareil.

2) Mesure

Après rinçage, et essuyage précautionneux de l’électrode combinée, la plonger dans la solution dont on désire mesurer le pH.

Agiter doucement la solution à l’aide d’un agitateur magnétique, et attendre la stabilisation du pH lu.

Attention : l’électrode combinée est parfois protégée par un manchon en plastique. Il ne faut pas oublier d’enlever ce manchon avant la mesure.

A la fin des mesures, rincer l’électrode et la replacer dans sa solution de stockage.

Incertitudes : se référer à la notice. En général, ΔpH = 0,05 (pH-mètre précis sur le 1^er chiffre après la virgule).

3) Précautions

• La fine paroi du verre rend l’électrode très fragile : attention en la manipulant.

• L’électrode de verre doit être hydratée pour être sensible aux ions hydronium. Il faut donc la maintenir dans une solution aqueuse lorsqu’elle n’est pas utilisée.

III – Titrages pH-métriques

Comment repérer le volume versé à l’équivalence ?

• Si la courbe a été tracée manuellement, on peut utiliser la méthode des tangentes.

Cette méthode suppose que le point équivalent est centre de symétrie pour la courbe.

1. Prendre une tangente à la courbe au voisinage de l'équivalence.

2. Porter la tangente à la courbe parallèle à la première de l'autre côté du point équivalent.

3. Tracer une perpendiculaire commune, T et T' les points d'intersection avec les tangentes.

4. Placer A milieu de TT'.

5. Tracer la parallèle aux deux tangentes passant par A.

6. L'intersection de cette dernière droite avec la courbe de titrage est le point équivalent E.

• Si la courbe a été tracée informatiquement, on peut également exploiter les propriétés mathématiques du point d’inflexion : la dérivée dpH/dV passe par un extremum, la dérivée seconde s’annule.

Doit-on resserrer les points autour de l’équivalence ?

Oui, il faut essayer d’avoir le maximum de points dans le saut de pH, pour pouvoir l’exploiter le plus précisément possible. En pratique, essayer d’avoir au moins trois points dans le saut.

Cela oblige à avoir anticipé la position du saut de pH avant de commencer le tracer. Pour cela, on peut faire un premier titrage rapide, ou bien déterminer la position approximative de l’équivalence par le calcul si on a une idée de la concentration de la solution titrée.

Quelle est l’incertitude sur le volume à l’équivalence ? ΔVpH-métrique ≈ ΔVméthode

L’incertitude due à la méthode de suivi sur le repérage du volume versé à l’équivalence dépend de l’amplitude du saut de pH (saut très marqué ? Peu marqué ?), de la qualité du tracé (a-t‐on beaucoup de points dans le saut de pH ?) et de la méthode d’exploitation de la courbe (méthode des tangente, dérivée...).

Fiche de TP n°8 : La conductimétrie

Une solution qui contient des ions est appelée solution électrolytique et conduit le courant électrique. Les porteurs de charges sont les ions. La conductimétrie est l’étude de la conduction des électrolytes. Pour cela, on utilise un conductimètre et une cellule de conductimétrie

I – Conductivité d’une solution électrolytique

Dans une solution électrolytique (qui contient des ions), le passage du courant est assuré par les ions ; la conductivité électrique est la grandeur qui caractérise la facilité avec laquelle les ions se déplacent sous l’effet d’une différence de potentiel. (Facilité à transporter le courant électrique) : plus la conductivité d’une solution est grande, moins sa résistance sera élevée

➔ La conductivité d’une solution σ s’écrit sous la forme : σ = ⁰i

 

i

i,ions



X



σ : conductivité de la solution (en S.m^-1) ci : concentration de l’ion (attention en mol.m^-3) λi°: conductivité molaire ionique limite (en S.m².mol^-1)

• La somme porte sur toutes les espèces ioniques présentes dans la solution

• La conductivité molaire ionique limite λi° traduit la capacité d’un ion à se déplacer lorsqu’il est soumis à une différence de potentiel. λi° dépend de la température et du solvant

➔ Remarque 1 : pour les ions polychargés, les tables fournissent des conductivités molaires ioniques à dilution infinie équivalente ; elle est égale au rapport de la conductivité molaire ionique à dilution infinie par la valeur absolue de la charge zi : 0 z_i ⁰

( )

^zii

i

i i

1 M

z .M z

+

+ 

 

  =

 

exemple : ^0

(

^SO24−

)

=  ^{2 0}¹₂^.SO24−

On donne dans le tableau ci-dessous, quelques valeurs de conductivité ionique molaires à dilution infinie pour une température donnée :

➔ Remarque 2 : A RETENIR : Dans ce tableau, il faut retenir que les conductivités molaires ioniques des ions oxonium (H3O⁺) et hydroxyde (HO^-) sont grandes devant les autres conductivités ioniques.

➔ Remarque 3 : si la solution n’est pas suffisamment diluée, la conductivité molaire ionique des ions présents dépend de la concentration, elle n’est plus égale à la conductivité molaire ionique limite

➔ Ainsi en mesurant la conductivité d’une solution, on accède aux concentrations des espèces ioniques qu’elle contient.

Exemple : on dissout une concentration c0 en chlorure de sodium dans l’eau, la dissolution étant totale : NaCl (s) = Na⁺ (aq) + Cl^- (aq)

La dissolution est totale, donc [Na⁺] = c0 et [Cl^-] = c0

L’expression de la conductivité σ est :

σ = ⁰_{i i}

i,ions



c



^=

( )

^{Na+ }

 

^{Na+ +}

( )

^{Cl− }

 

^Cl− σ = ⁰_{i i}

i,ions



c



⁼

( 



( ) ( )

Na⁺ +



Cl⁻

)

c0

II – Mesures conductimétriques

1) Cellule de mesure

Pour mesurer la conductance ou la conductivité d’une solution, on utilise une cellule conductimétrique (qui ne doit pas être confondue avec une électrode !), reliée à un conductimètre.

Une cellule conductimétrique est constituée de deux plaques parallèles recouverte de noir de platine. Ces deux plaques ont une surface S (d’environ 1 cm²) et sont séparés par une distance ℓ (d’environ 1 cm) comme schématisée ci-dessus.

On applique une différence de potentiel U entre les deux plaques. Les ions vont alors migrer et permettre le passage d’un courant (ionique) dans la solution entre les deux plaques.

Le conductimètre mesure la conductance G (en Siemens) de cette portion de solution, c'est-à-dire sa capacité à laisser passer un courant :

On a G =

1

R

G : conductance en S

R : résistance de la solution contenue entre les plaques (en Ω) Remarque : D’après la loi d’Ohm, la conductance G de la solution est donnée par G=I/U, U étant la différence de potentiel imposée entre les deux plaques et I l’intensité du courant ionique circulant entre les plaques : en imposant U et en mesurant I, le conductimètre a accès à la valeur de G.

La conductance mesurée est reliée à la conductivité par la relation :

cell

G k

=  G : conductance en S

σ : conductivité de la solution en S.m^-1 kcell : la constante de cellule en m^-1

La constante de cellule kcell ne dépend que des dimensions de la cavité constituée par les deux plaques

k

cell

=

S

l

kcell : la constante de cellule en m^-1 l en m

S en m²

On souhaite en général accéder à la valeur de σ en mesurant G. Il suffit pour cela de déterminer la valeur de la constante de cellule. Comme l et S ne sont pas parfaitement connues, on ne peut pas déterminer kcell par le calcul.

On étalonne donc le conductimètre pour déterminer la valeur de kcell à l’aide d’une solution de conductivité connue

2) Conductimètre

Un conductimètre est un ohmmètre modifié qui détermine la conductance ou l’inverse de la résistance R de la portion de solution contenue entre les plaques. Il affiche soit la valeur de la conductance G (en S), soit directement la valeur de la conductivité σ (en S.m^-1) (s’il a été correctement étalonné).

σ = kcell.G σ : conductivité (en S.m^-1) G : conductance (en S)

Kcell : constante de cellule (en m^-1)

Remarque : Il est alimenté par un courant alternatif afin de ne pas perturber la mesure par une réaction d’électrolyse 3) Réalisation d’une mesure

Avant toute mesure, il est nécessaire de rincer la cellule avec de l’eau distillée et de l’essuyer extérieurement avec du papier Joseph (ne jamais toucher les plaques de platines). Il suffit alors de la plonger dans la solution à étudier et de choisir le calibre adapté (le calibre est « l’échelle » de la mesure : S, mS, μS…à choisir selon l’ordre de grandeur de la valeur à mesurer).

Etalonnage du conductimètre : pour étalonner le conductimètre, on mesure la conductance d’une solution étalon (généralement une solution de chlorure de potassium de concentration 0,100 mol.L^‐1) dont la conductivité est connue.

On règle alors le conductimètre de manière à lui indiquer la valeur de conductivité exacte de la solution étalon. Cette étape permet ensuite au conductimètre de convertir les valeurs mesurées de conductance en valeurs de conductivité.

Détermination de la conductivité d’une solution : la conductivité de la solution est évaluée en plongeant la cellule dans la solution. Selon la valeur affichée (G ou σ), la conductivité de la solution se lit directement ou se déduit de la conductance mesurée : σsolution = kcell Gsolution

Incertitude sur la mesure : l’incertitude liée à la précision du matériel est donnée par le constructeur.

3 précision



 = . Elle est d’autant plus grande que le calibre d’affichage choisi est grand.

Remarque : Il est conseillé de limiter l’agitation lors des mesures afin d’éviter la présence de bulles d’air.

Remarque : L’étalonnage n’est nécessaire que si l’on souhaite accéder aux valeurs de la conductivité σ. Lorsque l’on souhaite seulement repérer qualitativement l’évolution de la conductivité, sans chercher à connaître la valeur de la conductivité de la solution, l’étalonnage n’est pas nécessaire : il suffit de suivre la valeur de la conductance G

Par exemple, pour un titrage conductimétrique, où seules les ruptures de pentes sont intéressantes, l’étalonnage n’est pas indispensable.

Fiche de TP n°9 : La polarimétrie

La polarimétrie est une technique expérimentale basée sur la mesure de la déviation du plan de polarisation d'une lumière polarisée traversant une solution composée d'une ou de plusieurs molécules chirales.

Rappel : une molécule chirale est une molécule qui n’est pas superposable à son image par un miroir plan.

I - Généralités

1) Lumière polarisée et polarimètre Une radiation électromagnétique se propage en créant

simultanément un champ électrique et un champ magnétique, perpendiculaires à la direction de propagation et vibrant dans toutes les directions. La lumière est polarisée lorsque la vibration du vecteur électrique a lieu dans un plan fixe

Certains matériaux, comme le prisme de Nicol ou les filtres Polaroïd polarisent la lumière, c’est-à-dire qu’ils ont la propriété de ne laisser passer que la composante des ondes vibrant selon un plan déterminé, appelé plan de polarisation.

Le pouvoir rotatoire d’un échantillon est mesuré à l’aide d’un polarimètre : un faisceau de lumière monochromatique traverse successivement un polariseur et un analyseur ; le premier polarise la lumière, le second permet de repérer la direction du plan de polarisation de la lumière obtenue.

Lorsque le polariseur et l’analyseur sont croisés, aucune lumière ne sort.

2) Corps doués de pouvoir rotatoire : chiralité

Disposons entre polariseur et analyseur une cuve transparente remplie de solvant sans substance chirale : l’écran reste sombre : l’eau n’a pas d’activité optique (image ci‐dessous).

En revanche si on place une solution d’une substance chirale dans la cuve, la lumière sort du polarimètre : la solution possède un pouvoir rotatoire, elle a fait tourner le plan de polarisation de la lumière qui n’est plus perpendiculaire à l’analyseur : la lumière peut traverser.

Pour obtenir à nouveau un écran sombre (image ci-dessus), il faut tourner l’analyseur d’un angle α correspondant au pouvoir rotatoire de l’échantillon.

En effet, certains corps solides ou liquides ont la propriété de faire tourner le plan de polarisation de la lumière polarisée : ces substances sont dites actives ou doués de pouvoir rotatoire. Cette activité est due à la présence dans la substance de molécules n’ayant ni plan ni axe de symétrie. De telles molécules dites chirales, ne sont pas superposables à leur image dans un miroir. Ce phénomène est courant dans la nature (main droite et main gauche, par exemple)

Dans les corps solides (quartz par exemple) c’est l’arrangement des molécules dans le cristal qui est responsable de

« l’activité optique » ; dans les corps liquides c’est souvent la présence d’un carbone asymétrique d’où l’existence d’isomères optiques.

Les substances qui font tourner le plan de polarisation vers la droite (sens horaire) sont dites dextrogyres ; celles qui font tourner le plan de polarisation vers la gauche sont dites lévogyres. Un mélange en partie égal des deux isomères optiques d’une même substance est dit racémique, elle ne possède pas de pouvoir rotatoire puisqu’il y a compensation.

Le principe de la polarimétrie est de mesurer l’angle dont le plan de polarisation de la lumière a tourné après passage dans un échantillon

Remarque : Pourquoi utiliser une lumière monochromatique ?

Car le pouvoir rotatoire spécifique [α] dépend de la longueur d’onde. Si la lumière utilisée est polychromatique, on ne parviendra pas à avoir extinction pour toutes les longueurs d’onde en même temps.

3) Loi de Biot pour un corps actif dissout dans un solvant L’angle α dont tourne le faisceau de lumière polarisée est proportionnel :

• à la concentration massique du corps actif dissout cm.

• à l’épaisseur de substance traversée ℓ.

La constante de proportionnalité s’appelle pouvoir rotatoire spécifique

  

20^DC, cette constante varie avec :

• la longueur d’onde de la lumière polarisée λ, d’où la nécessité d’utiliser une lumière monochromatique (lampe au sodium émettant surtout la raie D à 589nm c’est-à-dire dans le jaune et le jaune est la couleur correspondant presque au maximum de sensibilité de l’œil)

• la température de la solution

• la nature du solvant

Loi de Biot :

 

m

D Cc

=



₂₀



où α s’exprime en degré , ℓ en dm , cm en g.cm^-3 , D indique que la mesure est faite avec la raie jaune du sodium et 20°C indique que la mesure est faite à 20 °C.

La loi de Biot ci-dessus n’est valable que s’il y a en solution uniquement un composé optiquement actif. En l’absence d’interactions entre molécules, les pouvoirs rotatoires sont additifs.

Si la solution contient composés ayant une activité optique, alors : ⁼

  

^

k

k m D k ₂₀Cc _,





On peut ainsi vérifier la pureté d’une substance chimique chirale, et pourquoi pas lorsque cela est possible déterminer la proportion des différents composés chiraux contenus dans la solution

II – Le polarimètre de Laurent

1) Description de l’appareil utilisé

Dans un polarimètre de Laurent, pour plus de précision dans la mesure, une lame demi-onde est intercalée sur le chemin du faisceau (voici les 2 types de polarimètre présents au lycée)

a) œilleton

b) molette de réglage c) molette de mesure

d) Vernier gradué au quinzième (2 minutes d’angle par graduation) et disque fixe gradué tous les 0,5°.

e) Loupe de lecture f) Lentille

g) Emplacement du tube polarimétrique h) Molette de réglage du polariseur

Schéma de principe du polarimètre

Dans le viseur, on observe alors deux plages : (pour certaines marques de polarimètre ) Pour mesurer le pouvoir rotatoire, on ne cherche pas alors à rétablir l’extinction complète, mais à rétablir l’équipénombre :

La valeur d’angle ainsi obtenue correspond au pouvoir rotatoire de l’échantillon modulo 180°.

Ainsi, une mesure d’angle de 10,00° peut correspondre à un pouvoir rotatoire de +10,00°, ou - 170,00°.

2) Mesure pouvoir rotatoire d’une solution

• Mettre en place le tube polarimétrique contenant la solution à analyser sans bulles d’air dans l’emplacement et refermer le carter pour éliminer les lumières parasites.

• Agir sur l’œilleton de l’oculaire de manière à rétablir la netteté de l’image.

• Observer les deux plages dans l’oculaire. L’introduction de la solution fait tourner les directions de vibration d’un angle α et détruit l’égalité d’éclairement ou équipénombre des plages. Faire alors tourner l’analyseur à l’aide de la molette de mesure (c) de manière à rétablir l'équipénombre et lire la valeur de l’angle α sur la graduation (voir annexe).

On aura soin de faire tourner l’analyseur dans le sens des aiguilles d’une montre si la solution est dextrogyre et dans l’autre sens si la solution est lévogyre

Le saccharose étant dextrogyre, on prendra soin de faire tourner l’analyseur dans le sens des aiguilles d’une montre.

• Refaire au moins une fois la mesure de l’angle α, et en donner une valeur moyenne.

• Vider le tube polarimétrique et rincer le à la pissette d’eau.

Remarque : Si on ignore si une substance est lévogyre ou dextrogyre, il faudra faire au moins deux mesures, avec deux concentrations différentes.

Exemple : On réitère la mesure précédente, avec une solution deux fois moins concentrée. Si on mesure un angle de 5,00° (10,00°/2), c’est que le pouvoir rotatoire de la première solution était 10,00°, et que la substance est dextrogyre. Si on mesure un angle de 85,00°, c’est que le pouvoir rotatoire de la première solution était 170,00°, donc que la substance est lévogyre.

L’incertitude de mesure est celle liée à la lecture sur un cercle graduée, l’incertitude de mesure sera : 1 / 2

3 graduation



 =

ANNEXE : Indication sur la lecture de l’angle (pour le polarimètre noir uniquement !) :

Le vernier présente 30 graduations. La valeur de l’angle est lue, au demi-degré près, en face du zéro du vernier. La graduation du vernier qui coïncide exactement avec une graduation du cercle gradué fixe donne le nombre de minute d’angle à ajouter à la lecture précédente.

Si la solution est dextrogyre, il faudra utiliser le vernier de droite, et de gauche si elle est lévogyre Exemple :

Détermination des degrés :

Le 0 du vernier se situe entre 8° et 8,5° soit entre 8° et 8°30’

Détermination des minutes :

On cherche l’endroit ou une graduation du vernier coïncide avec une graduation de la partie fixe.

A droite du zéro, cela correspond à la cinquième graduation (en bleu sur le schéma), soit 10 minutes d’angle.

A gauche du zéro, cela correspond à la dixième graduation (en vert sur le schéma), soit 20 minutes d’angle.

L’angle recherché vaut donc 8°10’, si on lit les graduations à droite du zéro, ou 8°+(30-20)’=8°10’ si on lit les graduations à gauche du zéro.

L’angle trouvé est le même que l’on lise à droite ou à gauche du zéro du vernier.

Remarque : cet angle de 8°10’ peut s’écrire : 8,167°

30 20

20 30 10 10