Analyser un système chimique par des méthodes physiques

Analyser un système chimique par des méthodes physiques

Quand un chimiste synthétise un médicament, quand un technicien contrôle la qualité d'une eau, quand un laboratoire vérifie la pureté d'un cosmétique : à chaque fois, il faut déterminer la composition d'un système chimique. Une famille de méthodes le fait sans aucune réaction chimique, juste en mesurant une grandeur physique.

À la fin de ce chapitre, tu sauras :

calculer un pH à partir de [H₃O⁺] et inversement ;

exploiter la loi de Beer-Lambert pour déterminer une concentration ;

exploiter la loi de Kohlrausch et la relation conductance/conductivité ;

exploiter l'équation d'état du gaz parfait pour déterminer une quantité de matière ;

identifier un groupe caractéristique sur un spectre IR ou UV-visible ;

citer les domaines de validité de chaque relation.

Quatre méthodes, une seule idée

Pour analyser un système chimique sans le faire réagir, on mesure une grandeur physique caractéristique de la solution puis on l'exploite via une relation connue. Quatre familles de méthodes au programme :

pH-métrie On mesure le pH d'une solution aqueuse pour en déduire la concentration en ions oxonium [H_3O^+].

Spectrophotométrie On mesure l'absorbance A d'une solution colorée à une longueur d'onde donnée pour en déduire la concentration de l'espèce absorbante (loi de Beer-Lambert).

Conductimétrie On mesure la conductivité σ d'une solution ionique pour en déduire les concentrations des ions présents (loi de Kohlrausch).

Gaz parfait On mesure pression, volume et température d'un gaz pour en déduire la quantité de matière (équation d'état).

Bonus : spectroscopies IR et UV-visible En plus de quantifier, certaines méthodes permettent d'identifier les espèces présentes ou les groupes caractéristiques d'une molécule.

Définition du pH

pH d'une solution diluée Pour une solution suffisamment diluée (telle que [H_3O^+] < 0,1 mol·L^-1 ), le pH est lié à la concentration en ions oxonium par la relation :

pH = - (([H_3O^+])/(c^°) ) avec c^° = 1 mol·L^-1 la concentration standard, [H_3O^+] en mol·L⁻¹, et le pH sans unité.

Relation réciproque Le pH permet aussi de déterminer la concentration en ions oxonium :

[H_3O^+] = c^° × 10^-pH Conséquences Plus le pH est faible, plus [H_3O^+] est grande (solution acide).

Plus le pH est élevé, plus [H_3O^+] est petite (solution basique).

Lors d'un calcul, on donne en général le pH avec une seule décimale.

Rappel mathématique : la fonction logarithme décimal La fonction \log

(base 10) est la réciproque de x 10^x. Propriétés utiles : (a × b) = (a) + (b); (10^n) = n Ne pas confondre avec le logarithme népérien \ln (base e).

Méthode : calculer un pH ou une concentration

Exemple 1 : calculer le pH Une solution d'acide nitrique a une concentration en ions oxonium [H_3O^+] = 2,0 × 10^-3 mol·L^-1. Donnée : (2,0) = 0,30. Calculer le pH.

On sait que : pH = - (([H_3O^+])/(c^°) ) Application numérique : pH = - ((2,0 × 10^-3)/(1) ) = - (2,0) - (10^-3) = -0,30 + 3,00 pH = 2,7 Exemple 2 : calculer une concentration

Une eau de table a un pH de 6,3. Calculer la concentration en ions oxonium.

On sait que : [H_3O^+] = c^° × 10^-pH Application numérique : [H_3O^+] = 1 × 10^-6,3 [H_3O^+] = 5,0 × 10^-7 mol·L^-1

Mesurer le pH au laboratoire

Trois outils permettent de mesurer le pH d'une solution, avec des précisions différentes :

Papier pH Précision : ± 1 unité.

Une goutte sur le papier, comparaison à l'échelle.

Rapide, peu coûteux.

Indicateur coloré Précision : ± 1 unité.

Espèce dont la couleur change selon le pH.

Quelques gouttes dans la solution.

pH-mètre Précision : ± 0,1 unité (la plus fine).

Sonde plongée dans la solution.

Nécessite un étalonnage avec deux solutions tampons avant chaque série de mesures.

Domaine de validité de la relation pH ↔ [H₃O⁺]

On peut tester la relation pH = - ([H_3O^+]/c^°) en mesurant le pH d'une solution d'acide chlorhydrique obtenue par dilutions successives d'un facteur 10. Le tracé pH = f(−log [H₃O⁺]) (diagramme de Flood) révèle trois zones :

① Faibles dilutions ([H₃O⁺] > 0,1 mol·L⁻¹) La solution n'est pas suffisamment diluée, la relation n'est plus valable. On sort du domaine de la définition.

② Domaine de validité (10⁻²,⁵ < c < 0,1 mol·L⁻¹)

La relation pH = −log([H₃O⁺]/c°) est valable. C'est le domaine pour lequel on peut négliger l'autoprotolyse de l'eau.

③ Fortes dilutions ([H₃O⁺] < 10⁻⁶,⁵ mol·L⁻¹) La solution est tellement diluée que l'eau elle-même impose son pH de 7. La concentration apportée d'acide n'a plus d'effet.

0 0 520 290 http://www.w3.org/2000/svg ui-sans-serif, system-ui 60 40 #fee2e2 0.55 107 40 #dcfce7 0.5 363 40 #fee2e2 0.55 60 224 480 224 #0f172a 0.08 60 66 480 66 #0f172a 0.08 60 34 60 250 #0f172a 1.5 60 250 492 250 #0f172a 1.5 60,34 56,42 64,42 #0f172a 492,250 484,246 484,254 #0f172a 40 32 13 700 pH 486 272 end 12 700 −log([H₃O⁺]/c°) 56 250 60 250 #0f172a 50 254 end 10 56 224 60 224 #0f172a 50 228 end 10 56 66 60 66 #0f172a 50 70 end 10 83 58 middle 15 800 #b91c1c 235 58 middle 13 800 #15803d ② domaine de validité 421 58 middle 13 800 #b91c1c ③ pH = 7

M 60 233 L 107 224 L 363 79 Q 382 66 402 66 L 480 66 none #ea580c round round 250 108 middle 11 italic 700 #ea580c pH = −log([H₃O⁺]/c°) 250 112 232 150 #ea580c 0.9 0.6

Diagramme de Flood : la relation pH = −log([H₃O⁺]/c°) n'est valable que dans la zone centrale ② où la courbe est une droite.

Dosage par étalonnage

Dosage par étalonnage Réaliser un dosage par étalonnage consiste à déterminer la concentration d'une espèce en solution en comparant une grandeur physique caractéristique de la solution à la même grandeur mesurée pour des solutions étalons de concentrations connues.

Méthode générale Préparer une gamme d'étalons (solutions de concentrations connues, croissantes).

Mesurer la grandeur physique pour chaque étalon → tracer la courbe d'étalonnage de la grandeur en fonction de la concentration.

Mesurer la même grandeur pour la solution inconnue → la reporter sur la courbe pour déterminer sa concentration.

Deux applications au programme Spectrophotométrie : la grandeur mesurée est l'absorbance A.

Conductimétrie : la grandeur mesurée est la conductivité σ.

Loi de Beer-Lambert (spectrophotométrie)

Lorsqu'une solution est colorée, elle absorbe certaines longueurs d'onde du spectre visible. L'intensité de cette absorption est mesurée par l'absorbance A avec un spectrophotomètre.

Loi de Beer-Lambert Pour une longueur d'onde λ fixée, si la solution est suffisamment diluée ( A < 1,2 ), l'absorbance de la solution est proportionnelle à la concentration c en espèce absorbante :

A = × × c avec :

A sans unité, \varepsilon le coefficient d'absorption molaire en L·mol⁻¹·cm⁻¹, \ell l'épaisseur de solution traversée en cm, c la concentration en mol·L⁻¹.

Domaine de validité La loi n'est valable que si A < 1,2 (zone de linéarité). Au-delà, la courbe A = f(c) cesse d'être linéaire, on doit alors diluer la solution avant la mesure.

0 0 520 200 http://www.w3.org/2000/svg ui-sans-serif, system-ui 260 26 middle 13 700 #475569 A = log(I₀/I) = ε × ℓ × c 46 104 17 #fde68a #ca8a04 1.6 46 83 46 76 #ca8a04 1.4 round 27 92 22 88 #ca8a04 1.4 round 27 116 22 120 #ca8a04 1.4 round 46 148 middle 10 700 #92400e source 65 104 196 104 #f97316 4.5 196,104 186,99 186,109 #f97316 125 94 middle 14 800 #ea580c I₀ 258,70 278,52 278,128 258,146 #2563eb 0.78 206,70 258,70 278,52 226,52 #bfdbfe 206,70 258,70 258,146 206,146 #60a5fa 0.62 M 206 70 L 258 70 L 258 146 L 206 146 Z none #1e3a8a 1.8 M 258 70 L 278 52 L 278 128 L 258 146 none #1e3a8a 1.8 M 206 70 L 226 52 L 278 52 none #1e3a8a 1.8 214 78 214 140 #ffffff 0.45 232 166 middle 11 italic cuve 206 178 258 178 #475569 206 174 206 182 #475569 258 174 258 182 #475569 232 192 middle 12 700 278 104 408 104 #f97316 0.85 408,104 398,100 398,108 #f97316 345 94 middle 13 800 #ea580c I < I₀ 410 84 #cbd5e1 #0f172a 1.6 418 92 #0f172a 442 103 middle 700 #34d399 ui-monospace, monospace 442 138 middle 10 700 détecteur

Principe de la spectrophotométrie : un faisceau d'intensité I₀ traverse la cuve d'épaisseur ℓ ; la solution absorbe une partie du rayonnement, le détecteur mesure I < I₀.

Conductance et conductivité

Une solution ionique conduit le courant électrique grâce au déplacement des ions qu'elle contient. Une portion de solution placée entre deux plaques métalliques se comporte comme un conducteur ohmique.

Conductance G La conductance G d'une portion de solution est l'inverse de sa résistance R :

G = (1)/(R) G s'exprime en siemens (S), R en ohms (Ω).

G dépend de la solution et des caractéristiques de la cellule (distance ℓ entre plaques, surface S des plaques).

Conductivité σ La conductivité σ traduit la capacité d'une solution à conduire le courant. Elle ne dépend que de la solution (nature, concentration, température), pas de la cellule de mesure.

σ s'exprime en siemens par mètre (S·m⁻¹).

Lien entre G et σ = G × ( )/(S) ou G = × (S)/( )

ℓ est la distance entre les plaques (en m), S leur surface (en m²).

0 0 520 300 http://www.w3.org/2000/svg ui-sans-serif, system-ui 200 14 #334155 #0f172a 1.6 210 22 #04201d 216 33 700 #5eead4 ui-monospace, monospace 295 41 end 15 800 #34d399 ui-monospace, monospace 1,24 mS 214 54 #1e293b 240 54 #1e293b 290 59 #1e293b 236 72 #475569 284 72 #475569 M 236 75 L 236 92 L 222 105 none #475569 2.2 M 284 75 L 284 92 L 298 105 none #475569 2.2 320 34 372 34 #94a3b8 376 38 11 700 #475569 conductimètre

M 158 122 L 158 246 Q 158 262 174 262 L 346 262 Q 362 262 362 246 L 362 122 none #94a3b8

M 160 142 L 160 246 Q 160 259 174 259 L 346 259 Q 360 259 360 246 L 360 142 Z #dbeafe 0.6 160 142 360 142 #93c5fd 1.2 218 106 #64748b #334155 0.8 294 106 #64748b #334155 0.8 246 178 #fecaca #dc2626 1.4 246 182 middle 10 800 #dc2626 278 212 #fecaca #dc2626 1.4 278 216 middle 10 800 #dc2626 252 240 #fecaca #dc2626 1.4 252 244 middle 10 800 #dc2626 272 170 #dbeafe #2563eb 1.4 272 174 middle 10 800 #2563eb 240 216 #dbeafe #2563eb 1.4 240 220 middle 10 800 #2563eb 288 242 #dbeafe #2563eb 1.4 288 246 middle 10 800 #2563eb 120 150 11 700 #475569 surface S 158 153 218 165 #94a3b8 222 278 298 278 #475569 222 274 222 282 #475569 298 274 298 282 #475569 260 293 middle 12 700

Cellule conductimétrique : deux plaques métalliques de surface S séparées d'une distance ℓ, plongées dans une solution ionique. Les ions migrent et conduisent le courant.

Loi de Kohlrausch

Chaque ion participe de façon spécifique à la conduction du courant. On lui attribue une conductivité molaire ionique λ (en S·m²·mol⁻¹).

Loi de Kohlrausch Pour une solution suffisamment diluée ( c < 10^-2 mol·L^-1 ) contenant les ions Xᵢ de concentration [Xᵢ] et de conductivité molaire ionique λᵢ, la conductivité σ de la solution est :

= _i λ_i × [X_i] avec [X_i] en mol·m⁻³ (attention à la conversion !) et λ_i en S·m²·mol⁻¹.

Cas particulier : un seul soluté ionique Si la solution ne contient qu'un seul soluté ionique de concentration c et de conductivité molaire ionique λ (somme des λ de l'anion et du cation libérés) :

= λ × c On retrouve la même structure que la loi de Beer-Lambert A = ( ) × c : une grandeur proportionnelle à la concentration → exploitable en dosage par étalonnage.

Tableau des λ usuels (à 25 °C) Ion λ (mS·m²·mol⁻¹) H₃O⁺ 34,98 HO⁻ 19,86 Na⁺ 5,01 Cl⁻ 7,63 Ag⁺ 6,19 CH₃COO⁻ 4,09

Attention aux unités : 1 mS·m²·mol⁻¹ = 10⁻³ S·m²·mol⁻¹.

Équation d'état du gaz parfait

Modèle du gaz parfait Un gaz est dit parfait si la taille de ses entités est négligeable devant la distance qui les sépare et si les interactions entre elles sont négligeables.

Équation d'état Pour un échantillon de gaz parfait contenant n moles, occupant un volume V, à la pression P et à la température T :

P × V = n × R × T avec :

P en pascals (Pa), V en mètres cubes (m³), n en moles (mol), T en kelvins (K),

R = 8,314 J·K^-1 · mol^-1 la constante des gaz parfaits.

Domaine de validité À basse pression ( P < 5 × 10^5 Pa ), tous les gaz peuvent être assimilés à des gaz parfaits. Le modèle est donc valable dans les conditions usuelles de température et de pression du laboratoire.

Volume molaire Vₘ À T et P fixées, une mole de n'importe quel gaz parfait occupe le même volume :

V_m = (V)/(n) = (R × T)/(P) On peut alors relier la quantité de matière au volume : n = V/V_m.

Spectroscopie UV-visible

La spectroscopie UV-visible utilise des rayonnements de longueur d'onde comprise entre 100 et 800 nm. Elle renseigne sur la présence d'espèces colorées (qui absorbent dans le visible, 400-800 nm) ou incolores absorbant dans l'UV.

Spectre d'absorption UV-visible Graphique représentant l'absorbance A d'une espèce chimique en fonction de la longueur d'onde λ de la radiation incidente.

Identifier une espèce L'allure du spectre et la valeur de λ_ (longueur d'onde correspondant à l'absorbance maximale) permettent d'identifier une espèce chimique : chaque molécule a sa signature.

Exemple : le bleu de méthylène a λ_ = 670 nm (rouge-orangé) → la solution apparaît bleue car elle absorbe la couleur complémentaire.

0 0 380 262 http://www.w3.org/2000/svg ui-sans-serif, system-ui 0% #6d28d9 10% #4338ca 20% #2563eb 25% #06b6d4 32.5% #16a34a 40% #65a30d 45% #eab308 52.5% #f59e0b 61.3% #ea580c 75% #dc2626 100% #b91c1c 56 44 url(#uvVisGrad) 0.28 56 38 56 224 #0f172a 1.5 56 224 360 224 #0f172a 1.5 40 38 13 700 360 256 end 11 700 λ (nm) 56 224 56 228 #0f172a 56 240 middle 10 400 130 224 130 228 #0f172a 130 240 middle 10 500 204 224 204 228 #0f172a 204 240 middle 10 600 278 224 278 228 #0f172a 278 240 middle 10 700 352 224 352 228 #0f172a 352 240 middle 10 800 255.8 224 255.8 71 #dc2626 3 3 56 71 255.8 71 #dc2626 3 3 255.8 71 #1e3a8a

56,224 61.9,224 67.8,224 73.8,224 79.7,224 85.6,224 91.5,224 97.4,224 103.4,224 109.3,224 115.2,224 121.1,224 127,224 133,224 138.9,224 144.8,224 150.7,223.9 156.6,223.8 162.6,223.6 168.5,223.1 174.4,222.3 180.3,220.7 186.2,218.2 192.2,214.1 198.1,207.9 204,199 209.9,187.1 215.8,172 221.8,154 227.7,134.3 233.6,114.3 239.5,96.1 245.4,81.7 251.4,73 257.3,71.2 263.2,76.6 269.1,88.3 275,104.8 281,124.2 286.9,144.3 292.8,163.3 298.7,179.9 304.6,193.4 310.6,203.8 316.5,211.3 322.4,216.3 328.3,219.6 334.2,221.6 340.2,222.7 346.1,223.4 352,223.7 none #1e3a8a 2.6 round 261.8 67 11 700 #dc2626 λₘₐₓ = 670 nm

Spectre UV-visible du bleu de méthylène, pic d'absorption à 670 nm.

Spectroscopie infrarouge (IR)

La spectroscopie IR utilise des rayonnements de longueur d'onde comprise entre 2,5 µm et 25 µm. Ces rayonnements font vibrer les liaisons des molécules.

Spectre IR Graphique représentant la transmittance T (%) d'une espèce chimique en fonction du nombre d'onde σ (en cm⁻¹), inverse de la longueur d'onde.

Chaque liaison chimique absorbe à un nombre d'onde caractéristique. L'analyse d'un spectre IR permet d'identifier les groupes caractéristiques d'une molécule en s'appuyant sur une table toujours fournie : aucune valeur n'est à mémoriser, il faut seulement savoir la lire.

Tables IR : à titre d'exemple, rien à apprendre par cœur Liaison σ (cm⁻¹) Allure Famille O–H (alcool) 3 200 – 3 600 forte, large alcool O–H (acide) 2 500 – 3 200 forte, très large acide carboxylique C=O 1 700 – 1 750 forte, fine aldéhyde, cétone, ester, acide C–H (aldéhyde) 2 750 – 2 900 2 bandes moyennes, fines aldéhyde N–H 3 100 – 3 500 moyenne amine Exemple : distinguer aldéhyde et cétone

Le propanal (CH₃CH₂CHO, aldéhyde) et la propanone (CH₃COCH₃, cétone) ont tous deux la bande C=O autour de 1 700 cm⁻¹. La distinction se fait sur la liaison C–Haldéhyde : présence de deux bandes moyennes entre 2 750 et 2 900 cm⁻¹ pour le propanal, absentes pour la propanone.

0 0 540 270 http://www.w3.org/2000/svg ui-sans-serif, system-ui 60 38 60 232 #0f172a 1.5 60 232 520 232 #0f172a 1.5 34 38 12 700 T (%) 518 254 end 11 700 σ (cm⁻¹) 56 232 60 232 #0f172a 52 235 end 10 56 138 60 138 #0f172a 52 141 end 10 50 56 44 60 44 #0f172a 52 47 end 10 100 60 44 512 44 #0f172a 0.08 60 232 60 236 #0f172a 60 248 middle 10 4000 185.6 232 185.6 236 #0f172a 185.6 248 middle 10 3000 311.1 232 311.1 236 #0f172a 311.1 248 middle 10 2000 373.9 232 373.9 236 #0f172a 373.9 248 middle 10 1500 436.7 232 436.7 236 #0f172a 436.7 248 middle 10 1000 499.4 232 499.4 236 #0f172a 499.4 248 middle 10 500

60,45.9 61.9,45.9 63.8,45.9 65.7,45.9 67.5,45.9 69.4,45.9 71.3,45.9 73.2,45.9 75.1,45.9 77,45.9 78.8,45.9 80.7,45.9 82.6,46 84.5,46 86.4,46 88.3,46.1 90.1,46.1 92,46.2 93.9,46.3 95.8,46.4 97.7,46.5 99.6,46.6 101.4,46.8 103.3,47 105.2,47.3 107.1,47.6 109,48 110.9,48.4 112.7,48.9 114.6,49.5 116.5,50.2 118.4,51.1 120.3,52 122.2,53.1 124,54.4 125.9,55.8 127.8,57.4 129.7,59.3 131.6,61.3 133.5,63.6 135.3,66.2 137.2,69 139.1,72.1 141,75.4 142.9,79.1 144.8,83 146.6,87.2 148.5,91.7 150.4,96.5 152.3,101.5 154.2,106.8 156.1,112.2 157.9,117.8 159.8,123.6 161.7,129.4 163.6,135.3 165.5,141.2 167.4,147 169.2,152.7 171.1,158.3 173,163.6 174.9,168.6 176.8,173.3 178.7,177.6 180.5,181.4 182.4,184.7 184.3,187.6 186.2,190.1 188.1,192.4 190,195 191.8,198.2 193.7,202.7 195.6,208.1 197.5,213.7 199.4,217.7 201.3,218.3 203.1,214.3 205,206 206.9,195 208.8,183.2 210.7,172.3 212.6,162.8 214.4,154.8 216.3,147.9 218.2,141.5 220.1,135.4 222,129.5 223.9,123.6 225.7,117.8 227.6,112.2 229.5,106.8 231.4,101.5 233.3,96.5 235.2,91.7 237,87.2 238.9,83 240.8,79.1 242.7,75.4 244.6,72.1 246.5,69 248.3,66.2 250.2,63.6 252.1,61.3 254,59.3 255.9,57.4 257.8,55.8 259.6,54.4 261.5,53.1 263.4,52 265.3,51.1 267.2,50.2 269.1,49.5 270.9,48.9 272.8,48.4 274.7,48 276.6,47.6 278.5,47.3 280.4,47 282.2,46.8 284.1,46.6 286,46.5 287.9,46.4 289.8,46.3 291.7,46.2 293.5,46.1 295.4,46.1 297.3,46 299.2,46 301.1,46 303,45.9 304.8,45.9 306.7,45.9 308.6,45.9 310.5,45.9 312.4,45.9 314.3,45.9 316.1,45.9 318,45.9 319.9,45.9 321.8,45.9 323.7,45.9 325.6,45.9 327.4,45.9 329.3,45.9 331.2,45.9 333.1,45.9 335,45.9 336.9,45.9 338.7,46.2 340.6,50.1 342.5,73.5 344.4,139.5 346.3,208.9 348.2,191.8 350,113 351.9,61.7 353.8,47.8 355.7,46 357.6,45.9 359.5,45.9 361.3,45.9 363.2,45.9 365.1,45.9 367,45.9 368.9,45.9 370.8,45.9 372.6,45.9 374.5,45.9 376.4,46 378.3,46.2 380.2,46.6 382.1,47.6 383.9,49.7 385.8,53.4 387.7,59.6 389.6,68.5 391.5,80.1 393.4,93.1 395.2,105.3 397.1,114.1 399,117.3 400.9,114.1 402.8,105.3 404.7,93.2 406.5,80.3 408.4,69 410.3,61.1 412.2,57.8 414.1,60.1 416,69 417.8,84.4 419.7,103.8 421.6,121.7 423.5,131.7 425.4,129.6 427.3,116.2 429.1,97 431,78.3 432.9,65.4 434.8,60.8 436.7,65.5 438.6,77.8 440.4,92.5 442.3,101.7 444.2,99.6 446.1,87.3 448,71.5 449.9,58.5 451.7,50.9 453.6,47.5 455.5,46.3 457.4,46 459.3,45.9 461.2,45.9 463,45.9 464.9,45.9 466.8,45.9 468.7,45.9 470.6,45.9 472.5,45.9 474.3,45.9 476.2,45.9 478.1,45.9 480,45.9 481.9,45.9 483.8,45.9 485.6,45.9 487.5,45.9 489.4,45.9 491.3,45.9 493.2,45.9 495.1,45.9 496.9,45.9 498.8,45.9 500.7,45.9 502.6,45.9 504.5,45.9 506.4,45.9 508.2,45.9 510.1,45.9 512,45.9 none #1e3a8a round 191.8 198.2 191.8 184.2 #dc2626 2 2 191.8 181.2 middle 10 700 #dc2626 O–H (acide) 346.9 215.1 346.9 205.1 #ca8a04 2 2 346.9 202.1 middle 10 700 #ca8a04 C=O 201.9 217.5 201.9 121.5 #2563eb 2 2 201.9 118.5 middle 10 700 #2563eb C–H

Spectre IR schématique d'un acide carboxylique aldéhyde-substitué : O-H acide (rouge, large), C-H aldéhyde (bleu, 2 bandes), C=O (jaune, fine).

Gestes au laboratoire (TP)

Les méthodes physiques d'analyse sont des incontournables des travaux pratiques. Quelques gestes essentiels à maîtriser pour l'épreuve pratique :

pH-mètre : étalonnage Étalonner le pH-mètre avant chaque série avec deux solutions tampons (en général pH = 4,00 et pH = 7,00 ou 10,00).

Rincer la sonde à l'eau distillée entre chaque solution, sécher délicatement avec du papier Joseph (sans frotter).

Plonger la sonde de façon à ce que la membrane soit immergée.

Conductimètre : précautions Étalonner avec une solution étalon de conductivité connue.

Rincer la cellule à l'eau distillée puis avec un peu de la solution à mesurer.

S'assurer que les plaques sont totalement immergées et qu'il n'y a pas de bulle d'air entre elles.

Spectrophotomètre : cuve Faire le blanc avec le solvant pur avant les mesures.

Manipuler la cuve par les faces dépolies (jamais les faces transparentes).

Vérifier l'absence de bulles ; cuve remplie aux 2/3 environ.

Erreurs fréquentes Ne pas étalonner le pH-mètre ou le conductimètre → mesures fausses.

Mesurer une solution avec A > 1,2 sans diluer → loi de Beer-Lambert non applicable.

Oublier la conversion d'unités SI pour le gaz parfait (Pa, m³, K).

Ce qu'il faut retenir

pH : pH = - ([H_3O^+]/c^°) avec c^° = 1 mol·L^-1. Réciproque : [H_3O^+] = c^° × 10^-pH. Validité : solution diluée, [H₃O⁺] entre 10⁻⁶,⁵ et 10⁻¹ mol·L⁻¹.

Beer-Lambert : A = c, valable pour A < 1,2.

Conductimétrie : G = 1/R, = G · /S, loi de Kohlrausch = λ_i [X_i] (valable pour c < 10⁻² mol·L⁻¹, avec [Xᵢ] en mol·m⁻³).

Gaz parfait : PV = nRT avec R = 8,314 J·K^-1 · mol^-1. Valable à basse pression. Toujours convertir en unités SI : Pa, m³, K.

Spectroscopies : UV-visible identifie les espèces colorées (λmax, allure du spectre) ; IR identifie les groupes caractéristiques (bandes à des nombres d'onde tabulés).