Travaux pratiques de chimie générale (partie 6/8)

## Objectifs et prérequis **Objectifs** : à la fin de ce chapitre l’élève sera capable de - réaliser un titrage acidimétrique, alcalimétrique ou manganimétrique en respectant les étapes de préparation, de dosage et de lecture du point d’équivalence ; - choisir l’indicateur adapté à chaque type de réaction (acido‑basique ou redox) et justifier son choix en fonction du pH ou du potentiel redox attendu ; - calculer la concentration de l’analyte à partir du volume de titrant consommé, en utilisant la relation de stoichiométrie et la formule $M_1V_1 = M_2V_2$ (ou son équivalent redox) ; - interpréter les résultats obtenus (pourcentage de pureté, concentration en mol·L⁻¹, etc.) et les comparer aux normes camerounaises de qualité des produits (eau potable, engrais, produits pharmaceutiques) ; - appliquer les règles de sécurité et d’hygiène propres au laboratoire de chimie générale (port des EPI, manipulation des réactifs corrosifs ou toxiques, élimination des déchets). **Prérequis** : maîtriser les notions de molarité, de dilution, d’équation chimique équilibrée, de pH et de potentiel redox, savoir lire une burette et une pipette graduée, connaître les principaux indicateurs acido‑basiques (phénolphtaléine, méthyl orange, bleu de bromothymol) et les indicateurs redox (diphenylamine, starch‑iode). --- ## Introduction contextualisée Dans les filières techniques du secondaire au Cameroun (série F6, enseignement technique), les travaux pratiques de chimie générale occupent une place centrale pour préparer les futurs techniciens de laboratoire, d’usine d’engrais, de station de traitement d’eau ou de contrôle qualité pharmaceutique. Les titrages constituent des méthodes d’analyse quantitative rapides, peu coûteuses et facilement transposables sur le terrain. Maîtriser les trois types de titrages étudiés ici – acidimétrique (acide‑base), alcalimétrique (base‑acide) et manganimétrique (redox avec le permanganate de potassium) – permet à l’élève de répondre aux exigences du programme MINESEC/IGE et de réussir l’épreuve pratique du baccalauréat technique. --- ## I. Leçon 15: Titrage acidimétrique ### A. Définition et principe Un titrage acidimétrique consiste à déterminer la concentration d’une base (ou d’un acide) par réaction neutre avec une solution étalon d’acide (ou de base) de concentration connue. Le point d’équivalence est atteint lorsque les quantités de substance d’acide et de base sont exactement stoichiométriques : $$ n_{\text{acide}} = n_{\text{base}} \quad\Longrightarrow\quad C_{\text{acide}}V_{\text{acide}} = C_{\text{base}}V_{\text{base}} $$ où $C$ désigne la molarité (mol·L⁻¹) et $V$ le volume (L). > **>** Le principe repose sur la neutralisation : $\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$. ### B. Réactifs et indicateur - **Analyte** : solution de NaOH (base) à déterminer. - **Titrant** : solution d’HCl 0,100 mol·L⁻¹ (étalon). - **Indicateur** : phénolphtaléine (incolore en milieu acide, rose vif en milieu basique, virage autour de pH ≈ 8,2‑10). ### C. Matériel - Burette de 25 mL (graduée à 0,1 mL) montée sur support. - Pipette jaugée de 10,00 mL (ou 20,00 mL) pour prélever l’analyte. - Erlenmeyer de 250 mL. - Agitateur magnétique ou agitate manuel. - Lunettes de protection, blouse, gants nitrile. ### D. Procédure pas à pas 1. **Préparation** : rincer la burette avec quelques mL de la solution d’HCl, puis la remplir jusqu’à zéro. 2. **Prélèvement de l’analyte** : à l’aide de la pipette jaugée, transférer exactement 10,00 mL de la solution de NaOH dans l’Erlenmeyer. 3. **Ajout de l’indicateur** : ajouter 2‑3 gouttes de phénolphtaléine. La solution reste incolore (milieu basique). 4. **Titrage** : ouvrir le robinet de la burette et ajouter l’HCl goutte à goutte tout en agitant. Près du point d’équivalence, la couleur rose apparaît fugacement ; ralentir l’ajout et ajouter une demi‑goutte à la fois jusqu’à ce que la couleur rose persiste pendant au moins 30 s. 5. **Lecture** : noter le volume d’HCl consommé $V_{\text{HCl}}$. 6. **Nettoyage** : rincer le matériel à l’eau distillée, éliminer les déchets acides dans le récipient dédié. ### E. Calculs À partir de l’équation de neutralisation $\text{HCl} + \text{NaOH} \rightarrow \text{NaCl} + \text{H}_2\text{O}$ (1 : 1) : $$ C_{\text{NaOH}} = \frac{C_{\text{HCl}} \times V_{\text{HCl}}}{V_{\text{NaOH}}} $$ où les volumes doivent être exprimés dans la même unité (mL ou L). ### F. Exemple chiffré entièrement résolu - $C_{\text{HCl}} = 0,100\ \text{mol·L}^{-1}$ - $V_{\text{HCl}} = 12,45\ \text{mL}$ (lu à la burette) - $V_{\text{NaOH}} = 10,00\ \text{mL}$ (pipette) $$ C_{\text{NaOH}} = \frac{0,100\ \text{mol·L}^{-1} \times 12,45\ \text{mL}}{10,00\ \text{mL}} = 0,1245\ \text{mol·L}^{-1} $$ Ainsi, la concentration de la solution de NaOH est $0,125\ \text{mol·L}^{-1}$ (arrondi à trois chiffres significatifs). > **>** Formule de titration acido‑basique : $C_1V_1 = C_2V_2$ (stoichiométrie 1:1). ### G. Sécurité/hygiène - Porter lunettes de protection et gants nitrile ; l’HCl est corrosif, le NaOH est caustique. - En cas de contact avec la peau, rincer abondamment à l’eau pendant au moins 15 min. - Neutraliser les déchets acides/bases avec une solution opposée diluée avant évacuation dans le réseau de collecte des eaux usées du laboratoire. - Ne jamais pointer la burette vers soi ; ouvrir le robinet lentement pour éviter les projections. --- ## II. Leçon 16: Titrage alcalimétrique ### A. Définition et principe Le titrage alcalimétrique est l’opération inverse du précédent : on détermine la concentration d’un acide par neutralisation avec une solution étalon de base. La réaction de base reste la même, mais l’analyte est maintenant un acide (ex. : acide acétique, acide sulfurique). Le point d’équivalence est détecté par un indicateur dont le virage se situe du côté acide du pH (ex. : méthyl orange, virage autour de pH ≈ 3,1‑4,4). > **>** Principe : $\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$, même équation que précédemment, mais l’indicateur change de couleur en milieu acide. ### B. Réactifs et indicateur - **Analyte** : solution d’acide acétique (CH₃COOH) à titrer. - **Titrant** : solution de NaOH 0,100 mol·L⁻¹ (étalon). - **Indicateur** : méthyl orange (rouge en milieu acide, jaune en milieu basique, virage autour de pH ≈ 3,7). ### C. Matériel Identique à la leçon précédente (burette, pipette, Erlenmeyer, agitateur, EPI). ### D. Procédure pas à pas 1. Rincer la burette avec la solution de NaOH, la remplir jusqu’à zéro. 2. Prélever 10,00 mL de la solution d’acide acétique avec la pipette jaugée, les verser dans l’Erlenmeyer. 3. Ajouter 2‑3 gouttes de méthyl orange ; la solution apparaît rouge (milieu acide). 4. Titrer avec la NaOH goutte à goutte en agitant. Near the equivalence point, le rouge vire au jaune ; ajouter une demi‑goutte à la fois jusqu’à ce que la couleur jaune persiste ≥ 30 s. 5. Noter le volume de NaOH consommé $V_{\text{NaOH}}$. 6. Nettoyer le matériel comme indiqué précédemment. ### E. Calculs Réaction : $\text{CH}_3\text{COOH} + \text{NaOH} \rightarrow \text{CH}_3\text{COONa} + \text{H}_2\text{O}$ (1 : 1). $$ C_{\text{acide}} = \frac{C_{\text{NaOH}} \times V_{\text{NaOH}}}{V_{\text{acide}}} $$ ### F. Exemple chiffré entièrement résolu - $C_{\text{NaOH}} = 0,100\ \text{mol·L}^{-1}$ - $V_{\text{NaOH}} = 9,78\ \text{mL}$ - $V_{\text{acide}} = 10,00\ \text{mL}$ $$ C_{\text{acide}} = \frac{0,100 \times 9,78}{10,00} = 0,0978\ \text{mol·L}^{-1} $$ La concentration de l’acide acétique est donc $9,78\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}$. > **>** Formule de titration alcalimétrique : même que l’acidimétrique, mais l’indicateur est choisi pour un virage acide. ### G. Sécurité/hygiène - Le méthyl orange est légèrement toxique ; éviter l’ingestion et le contact prolongé avec la peau. - La NaOH est caustique ; porter gants et lunettes. - En cas de débordement, neutraliser avec une solution d’acide diluée (ex. : HCl 0,1 M) avant nettoyage. - Les vapeurs d’acide acétique sont irritantes ; travailler sous hotte si possible. --- ## III. Leçon 17: Titrage manganimétrique ### A. Définition et principe Le titrage manganimétrique (ou titrage au permanganate) est une méthode redox où le permanganate de potassium $\text{KMnO}_4$, agent oxydant fort, réagit avec un réducteur (souvent $\text{Fe}^{2+}$, $\text{H}_2\text{C}_2\text{O}_4$, ou $\text{SO}_3^{2-}$). En milieu acide fort, le $\text{MnO}_4^{-}$ est réduit en $\text{Mn}^{2+}$ selon la demi‑réaction : $$ \text{MnO}_4^{-} + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} $$ Le point d’équivalence est détecté par l’apparition d’une couleur rose persistante du permanganate en excès (auto‑indicateur). > **>** Le permanganate agit comme son propre indicateur : incolore réduit, rose oxydé. ### B. Réactifs - **Analyte** : solution de sulfate de fer(II) $\text{FeSO}_4\cdot7\text{H}_2\text{O}$ (ou solution d’acide oxalique $\text{H}_2\text{C}_2\text{O}_4$). - **Titrant** : solution de $\text{KMnO}_4$ 0,0200 mol·L⁻¹ (préparée fraîchement, protégée de la lumière). - **Milieu** : acide sulfurique dilué $\text{H}_2\text{SO}_4$ 1,0 M pour assurer le milieu acide nécessaire. ### C. Matériel - Burette en verre ou en plastique résistant au permanganate (éviter le caoutchouc qui se décolore). - Pipette jaugée de 10,00 mL. - Erlenmeyer de 250 mL. - Agitateur magnétique. - Lunettes de protection, blouse, gants nitrile (le permanganate tache la peau et les tissus). ### D. Procédure pas à pas 1. Préparer une solution d’acide sulfurique 1,0 M (verser lentement l’acide dans l’eau, jamais l’inverse). 2. Rincer la burette avec quelques mL de la solution de $\text{KMnO}_4$, la remplir jusqu’à zéro. 3. Prélever 10,00 mL de la solution de $\text{FeSO}_4$ avec la pipette, la transférer dans l’Erlenmeyer. 4. Ajouter 20 mL d’acide sulfurique 1,0 M (pour garantir le milieu acide). La solution est initialement incolore (Fe²⁺ incolore). 5. Titrer avec le $\text{KMnO}_4$ goutte à goutte en agitant. Dès la première goutte d’excès, une couleur rose pâle apparaît ; continuer l’ajout jusqu’à ce que la couleur rose persiste au moins 30 s. 6. Noter le volume de $\text{KMnO}_4$ consommé $V_{\text{KMnO}_4}$. 7. Nettoyer immédiatement le matériel à l’eau abondante ; les résidus de permanganate peuvent être détruits par ajout de quelques gouttes de solution d’oxalate de sodium ou de sulfite de sodium avant évacuation. ### E. Calculs Réaction globale (en milieu acide) : $$ 5\text{Fe}^{2+} + \text{MnO}_4^{-} + 8\text{H}^+ \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} $$ Le rapport stoichiométrique est $5\text{Fe}^{2+} : 1\text{MnO}_4^{-}$. Donc : $$ n_{\text{Fe}^{2+}} = 5 \times n_{\text{MnO}_4^{-}} = 5 \times C_{\text{KMnO}_4} \times V_{\text{KMnO}_4} $$ La concentration de l’analyte (Fe²⁺) est alors : $$ C_{\text{Fe}^{2+}} = \frac{5 \, C_{\text{KMnO}_4} \, V_{\text{KMnO}_4}}{V_{\text{Fe}^{2+}}} $$ > **>** Facteur de stoichiométrie 5 pour le titrage manganimétrique du fer(II). ### F. Exemple chiffré entièrement résolu - $C_{\text{KMnO}_4} = 0,0200\ \text{mol·L}^{-1}$ - $V_{\text{KMnO}_4} = 15,30\ \text{mL}$ - $V_{\text{Fe}^{2+}} = 10,00\ \text{mL}$ $$ C_{\text{Fe}^{2+}} = \frac{5 \times 0,0200 \times 15,30}{10,00} = \frac{5 \times 0,306}{10,00} = \frac{1,53}{10,00} = 0,153\ \text{mol·L}^{-1} $$ Ainsi, la concentration du sulfate de fer(II) est $0,153\ \text{mol·L}^{-1}$. > **>** Vérification : si l’on effectue un contrôle par titration au dichromate, on doit obtenir une valeur proche (dans l’incertitude expérimentale). ### G. Sécurité/hygiène - Le $\text{KMnO}_4$ est un oxydant puissant ; éviter le contact avec des matières organiques (solvants, papier) pouvant provoquer des incendies. - Porter lunettes, blouse et gants nitrile ; le permanganate tache la peau en brun foncé. - En cas de contact avec la peau, rincer immédiatement à l’eau abondante. - Les déchets contenant du manganèse doivent être collectés dans un récipient dédié aux métaux lourds et remis au service de gestion des déchets dangereux du lycée ou de l’établissement. - Travailler sous hotte lorsque l’on utilise de l’acide sulfurique concentré pour préparer le milieu acide. --- ## Synthèse du chapitre - **Titrage acidimétrique** : neutralisation acide‑base, indicateur phénolphtaléine (virage basique), formule $C_1V_1 = C_2V_2$. - **Titrage alcalimétrique** : même principe, indicateur méthyl orange (virage acide). - **Titrage manganimétrique** : réaction redox $\text{MnO}_4^{-} + 8\text{H}^+ +5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+}+4\text{H}_2\text{O}$, auto‑indicateur (rose), facteur de stoichiométrie 5 pour Fe²⁺. - **Calculs** : toujours partir de l’équation chimique équilibrée, déterminer le rapport des moles, appliquer $C_{\text{analyte}} = \frac{\nu_{\text{titrant}} C_{\text{titrant}} V_{\text{titrant}}}{\nu_{\text{analyte}} V_{\text{analyte}}}$. - **Sécurité** : EPI obligatoires, manipulation des acides/bases corrosifs, du permanganate oxydant, neutralisation des déchets, travail sous hotte pour les vapeurs irritantes. - **Applications professionnelles** : contrôle qualité des engrais (acide phosphorique, potasse), analyse de l’eau potable (dureté, chlorures), dosage des principes actifs pharmaceutiques, vérification de la pureté des minerais de fer. --- ## Glossaire | Terme | Définition | |-------|------------| | **Titrage** | Méthode d’analyse quantitative consistant à ajouter progressivement une solution de concentration connue (titrant) à une solution d’analyte jusqu’à atteindre le point d’équivalence. | | **Point d’équivalence** | Moment où les quantités de réactifs sont exactement stoichiométriques ; détecté par un changement de couleur de l’indicateur ou par la couleur du titrant lui‑même. | | **Indicateur** | Substance qui change de couleur en fonction du pH (acido‑basique) ou du potentiel redox (rédo‑ox) afin de signaler la fin du titrage. | | **Molarité (C)** | Concentration exprimée en moles de soluté par litre de solution (mol·L⁻¹). | | **Stoichiométrie** | Rapport entier entre les coefficients des espèces chimiques dans une équation réactionnelle équilibrée. | | **Permanganate de potassium (KMnO₄)** | Agent oxydant fort utilisé comme titrant et auto‑indicateur en titrage manganimétrique. | | **Milieu acide** | Solution contenant un excès d’ions H⁺ (souvent H₂SO₄ dilué) nécessaire pour que certaines réactions redox se déroulent complètement. | | **Déchet dangereux** | Résidu chimique présentant un risque pour la santé ou l’environnement (acides, bases, métaux lourds, oxydants) nécessitant un traitement spécifique avant élimination. | --- ## Exercices d'application corrigés ### Exercice 1 – Titrage acidimétrique (contrôle d’un engrais) Un technicien doit déterminer la concentration d’ammoniac (NH₃) présent dans un engrais liquide. Il prélève 10,00 mL de l’échantillon, le dilue à 50,00 mL avec de l’eau distillée, puis titre 25,00 mL de cette dilution avec une solution d’HCl 0,100 mol·L⁻¹. Le volume d’HCl consommé est 18,40 mL. **Données** : réaction $\text{NH}_3 + \text{HCl} \rightarrow \text{NH}_4\text{Cl}$ (1 : 1). **Calcul** : 1. Concentration de NH₃ dans la dilution : $$ C_{\text{NH}_3,\text{dil}} = \frac{C_{\text{HCl}} V_{\text{HCl}}}{V_{\text{dilution}}} = \frac{0,100 \times 18,40}{25,00}=0,0736\ \text{mol·L}^{-1} $$ 2. Retour à l’échantillon non dilué (facteur de dilution 5) : $$ C_{\text{NH}_3,\text{échantillon}} = 0,0736 \times 5 = 0,368\ \text{mol·L}^{-1} $$ **Réponse** : la concentration d’ammoniac dans l’engrais est $3,68\times10^{-1}\ \text{mol·L}^{-1}$ (≈ 6,2 g·L⁻¹, sachant que M(NH₃)=17,03 g·mol⁻¹). > **>** Rappel : toujours tenir compte du facteur de dilution lorsqu’on travaille sur une aliquote prélevée. ### Exercice 2 – Titrage manganimétrique (analyse d’un minerai de fer) Un prélèvement de minerai de fer est dissous et réduit pour obtenir une solution contenant uniquement Fe²⁺. On prélève 10,00 mL de cette solution, on l’acidifie avec 20 mL d’H₂SO₄ 1,0 M, puis on titre avec une solution de KMnO₄ 0,0200 mol·L⁻¹. Le volume de permanganate consommé est 12,60 mL. **Réaction** : $5\text{Fe}^{2+} + \text{MnO}_4^{-} + 8\text{H}^+ \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$. **Calcul** : $$ C_{\text{Fe}^{2+}} = \frac{5 \times C_{\text{KMnO}_4} \times V_{\text{KMnO}_4}}{V_{\text{Fe}^{2+}}} = \frac{5 \times 0,0200 \times 12,60}{10,00} = \frac{5 \times 0,252}{10,00} = \frac{1,26}{10,00} = 0,126\ \text{mol·L}^{-1} $$ **Réponse** : la concentration de Fe²⁺ dans la solution du minerai est $0,126\ \text{mol·L}^{-1}$. > **>** Vérifier que le milieu est suffisamment acide (au moins 1 M H₂SO₄) afin d’éviter la formation de précipités de MnO₂ qui fausseraient le titrage. --- ## Erreurs fréquentes et règles de sécurité | N° | Erreur fréquente | Conséquence | Règle de prévention / bonne pratique | |----|------------------|-------------|--------------------------------------| | 1 | **Lecture de la burette par le bas du ménisque** (au lieu du haut) | Sous‑estimation du volume de titrant → concentration surestimée | Toujours lire le bas du ménisque pour les liquides transparents (eau, solutions aqueuses) et le haut pour les liquides colorés (permanganate). Utiliser un fond blanc et une bonne illumination. | | 2 | **Oublier de rincer la burette avec le titrant avant le remplissage** | Dilution du titrant → erreur systématique sur toutes les mesures | Effectuer au moins deux rinçages avec le titrant choisi, puis remplir jusqu’à zéro. | | 3 | **Ajout trop rapide du titrant près du point d’équivalence** | Dépassement du point d’équivalence → couleur trop intense, difficulté à déterminer la fin exacte | Approcher le point d’équivalence en ajoutant des demi‑gouttes, puis une goutte à la fois lorsqu’on observe le premier changement de couleur persistant. | | 4 | **Manipulation du KMnO₄ sans gants** | Taches cutanées difficiles à enlever, risque d’irritation | Porter systématiquement des gants nitrile ; en cas de contact, rincer immédiatement à l’eau abondante. | | 5 | **Utilisation d’un bécher non séché pour préparer la solution d’acide sulfurique** | Projection d’acide chaud, risque de brûlure | Toujours ajouter l’acide lentement dans l’eau (jamais l’inverse) dans un récipient résistant à la chaleur, sous hotte si possible. | | 6 | **Ne pas neutraliser les déchets acides/bases avant évacuation** | Corrosion des canalisations, non‑conformité aux normes environnementales | Mélanger les déchets acides avec une base diluée (ou inversement) jusqu’à atteindre un pH proche de 7, puis jeter dans le récipient dédié aux déchets neutres. | --- *Fin du cours.*