La Chimie Générale en Tronc Commun HEI 3

1. La Chimie Générale en Tronc Commun HEI 3 • H31 : Patrick LEGHIÉ (A101b), H32 : David MARSEAULT (F013) • But : vérifier et consolider les bases de la chimie. • Etude d'une solution aqueuse : bilan des espèces et des réactions. • Parmi les réactions possibles, choix des plus plausibles. • Calcul des concentrations des espèces en solution. • Bases fondamentales des techniques de chimie analytique. • Applications (en HEI4) : • Etude des générateurs électrochimiques. • Etude de la corrosion. • Groupe commun avec la Science des Matériaux (301). • Volume horaire : 34 h • Cours (8 h) : bases théoriques + exercices simples. • TD (6 h): exercices plus compliqués. A préparer pour s'entraîner. • TP (20 h) : mise en pratique.

2. Plan du cours (p 1)

3. Déroulement de l’enseignement (p 2) • Avant chaque cours : lire la partie correspondante du polycopié. • Refaire les exercices d’application. • Certaines erreurs sont corrigées dans l’erratum (Intranet). • Après chaque cours : faire les exercices à préparer pour le TD. • Emploi du temps : 1 semaine entre le dernier cours et le TD. • En cas de difficultés, contacter les enseignants (coordonnées page 2). • Pendant les TD : « décodage » des énoncés et résolution. • Travaux Dirigés : les étudiants travaillent, l’enseignant dirige. • Après chaque TD : revoir les exercices. • Rythme de cours soutenu. • Ne pas laisser les lacunes s’accumuler.

4. Evaluation • QCA : 15 minutes en fin de TD (3 épreuves). • 20 affirmations précises (chaque mot compte) : noircir une case V ou F. • Réponse : Bonne = + 1 pt ; Mauvaise = – 0,5 pt ; 0 ou 2 cases noircies = 0 pt • Aucun document autorisé. • Utiliser la feuille d’énoncé comme brouillon. • Seules les cases seront lues. • Aucune calculatrice autorisée. • Calculs éventuels simples ou approximatifs (ordre de grandeur). • Feuille corrigée rendue lors du cours suivant. • TP : 5 séances de 4 heures sur 6 postes. • Rapport à rendre en fin de séance  Préparation sérieuse nécessaire. • Pas de présentation en amphi. Détails (rotation, conseils…) sur Intranet. • Epreuve de synthèse : 3 h, inspirée d'un sujet appliqué. • Seul document autorisé : 1 feuille A4 recto-verso.

5. Chapitre 1Présentation et traitement des résultats Savoir écrire et calculer une grandeur numérique en utilisant correctement les chiffres significatifs. Savoir déterminer le nombre de mesures nécessaires pour obtenir une valeur, ainsi que l’incertitude correspondant au résultat. Savoir calculer une régression linéaire et comprendre les différents paramètres. Savoir utiliser Excel pour créer un tableau de données, un graphique, et calculer une régression linéaire (cf. TP).

6. 1.1. Chiffres significatifs • Respecter le nombre de chiffres significatifs (NCS). • Importance des zéros. • Incertitude de 1 unité sur le dernier chiffre donné. • 1,5000 • Valeur exacte comprise entre 1,4999 et 1,5001. • NCS = 5 • Utiliser la notation scientifique pour éviter toute ambiguïté. • 0,01234 • Valeur exacte comprise entre 0,01233 et 0,01235. • NCS = 4  on écrira plutôt 1,234.10–2 • Calcul : NCS du résultat = NCS de la valeur la moins précise du calcul. • Attention aux erreurs d'arrondi. • Utiliser les mémoires de la calculatrice. • Ne faire l'arrondi qu'en fin de calcul.

7. Présentation des résultats et réalisation des mesures NON 3ème essai x3 étendue x1, x2, x3 ≤ 1,2.r NON étendue |x1–x2| ≤ r OUI OUI • Toute valeur expérimentale (TP : sauf étalonnage) est à présenter sous la forme : Valeur réelle = Valeur moyenne  Incertitude • Répétabilité (r) : différence maximale admissible entre 2 résultats. • détermination par calcul de l’écart-type σ sur un grand nombre de mesures. • r≈ 2,77.σ • Etendue : différence entre les valeurs extrêmes d’une série. • Comment obtenir la valeur moyenne ? • si r est connue (Documentation, Annexe IV) ou évaluée (TP « COV »). 2 essais x1 et x2 • si r inconnue, on réalise 3 essais et on conserve la médiane. • remarque : en TP, on sait si r est connue avant la séance  méthode connue.

8. Obtention de l’incertitude X = A + B  X = A  B  • r connue  Théorie p I-11, équation (2) • s = écart-type = r/2,77 (Théorie p I-12) • n = nombre d'essais (2 ou 3). • r inconnue : méthode de propagation d'erreurs. • 1er cycle : différentielle logarithmique, correct, mais majore les incertitudes. • Cycle ingénieur : méthode quadratique (statistique), plus réaliste. • dépend de l'opération car on travaille avec les variances σ2 (cours statistiques). • Incertitude sur le dernier CS pour les valeurs données, 0 sur les constantes. • Utilisation du matériel : écart-type lié à l'utilisation << tolérance. • On remplace les  par des  (Table 12). • Remarque : en TP, le protocole donne le matériel utilisé  prérédaction.

9. Régression linéaire (1/2) • Etalonnage = recherche de la réponse d'un appareil à partir de solutions de concentrations connues (potentio, Absorption atomique, Spectro UV-Visible). • Tracer la courbe : Réponse de l’appareil = f(Concentration étalon). • Faire une régression linéaire (calculatrice, Excel, Mathematica…) et vérifier que le coefficient de corrélation est  0,999. • Penser à apporter le mode d’emploi de la calculatrice le cas échéant. • Dans le cas contraire, éliminer jusqu'à 2 points (sur 5) et refaire le calcul. • Si le résultat n'est pas meilleur, ne pas hésiter à refaire les solutions plutôt qu' « ajuster » les résultats. • La valeur de la concentration inconnue devra être déduite de l'équation de la droite de régression.

10. Régression linéaire (2/2) ( ) Point éliminé point éliminé • On dose du calcium par absorption atomique. • Théorie : Abs = k. [Ca2+] [Ca2+] Absorbance(ppm) (u.a.) 1 0,150 2 0,196 3 0,291 4 0,393 5 0,487 X 0,203

11. Chapitre 2Réactions chimiques en solution aqueuse.Généralités Savoir utiliser la loi des gaz parfaits. Savoir que % se rapporte toujours à la masse, sauf indication supplémentaire. Trouver une densité à partir d'un % et réciproquement. Savoir calculer la concentration d'une solution à partir de d, %, M. Savoir préparer une solution de concentration connue. Savoir équilibrer une équation chimique.

12. 2.1. Les Solutions / 2.1.1.1. Solutions gazeuses Pression (Pascals) Température (Kelvin) Nb moles (mol) Volume (m3) Constante 8,314 J.K–1.mol–1 • Solution = mélange homogène d'au moins deux constituants. • Solvant : constituant majoritaire. • Soluté(s) : constituant(s) minoritaire(s). • Types de solutions : Gaz • Miscibles en toutes proportions. • Loi de Dalton : Ptotale = Si pi • Approximation des gaz parfaits : P.V = n.R.T • Seulement pour des gaz • Interactions entre moléculesnégligeables • Conditions normales de température et de pression : • P = 1 atm = 760 Torr = 101325 Pa = 1,013 bar • T = 273,15 K (= 0 °C) }n = 1 V = 22,414 L

13. 2.1.1 Solutions / 2.1.2. Solubilité • Liquides : solvants en général (solutés = gaz, liquides, solides). • Souvent solubilité partielle (g  mousse, l  émulsion, s  suspension). • Solides : Solutés en général, rarement solvant (alliages). • Quantité maximale de soluté que l'on peut dissoudre dans le solvant. • Nature du solvant et du soluté. • Solvant polaire : dissout les molécules polaires, ioniques et ionisables. • Solvant apolaire : dissout les molécules apolaires. • Effet de la température : • Gaz : Quand T , Solubilité . • Liquides, solides : • DdissolutionH > 0  Quand T , solubilité . • DdissolutionH < 0  Quand T , solubilité . • Pression : Gaz : Solubilité  quand P . • Pas d'effet sur les liquides et solides.

14. 2.1.3. Termes quantitatifs de composition 1 g/cm3 à 4°C • 2.1.3.1. Proportions (nombre adimensionnel) : • % : 1/102 = Masse (g) de soluté pour 100 g de solution. • %vol : volume (mL) de soluté pour 100 mL de solution (Ethanol, carburants). • ppm (US : part per million) : 1/106 mg.kg–1. • ppb (US : part per billion) : 1/109 µg.kg–1. • Fraction molaire (%mol) : • Densité = masse volumique de la solution/masse volumique de l'eau ( ) Température • Numériquement égal à la masse volumique de la solution, en g/cm3. • Parfois exprimé en degrés Baumé : d = 145 / (145 – °Bé) • 2.1.3.2. Concentrations (titre) : • Massique (kg.m–3, g.L–1) : masse de soluté par litre de solution. • Solutions aqueuses : 1 ppm  1 mg.L–1 ; 1 ppb  1 µg.L–1 • Molarité (mol.L–1 M) : nombre de moles de soluté par litre de solution. • Normalité (N) : nombre "d'équivalents" par litre de solution. N = n.C • Molaire massique (mol.kg–1) : nb de moles par kilogramme de solution.

15. Calcul de concentrations • 2.1.3.5. Mélange de deux concentrations. • Seule la masse totale du système est conservée (Loi de Lavoisier). • La masse ne varie que par dégagement gazeux. • Les volumes ne sont pas additifs. • Dépend de l'agencement des molécules entre elles (fonction des interactions). • Sauf pour les solutions diluées (en 1ère approximation). • 2.1.4. Préparation d’une solution de concentration connue. • Attention au réactif initial. • pureté, solvant de cristallisation, contre-ion. • Pour préparer une solution diluée, préparer d'abord une solution concentrée ("solution-mère"), puis la diluer pour obtenir la solution finale. • Connaissant les tolérances de fabrication sur la verrerie, on peut déterminer les opérations à effectuer pour obtenir une dilution optimale selon les quantités à préparer et les concentrations*. * Lam R.B., Isenhour T.L., Anal. Chem., 52(7):1158-1161 (1980)

16. Exercices 1. On dissout 150,0 litres d’ammoniac (mesurés à 30 °C, sous 820 mm Hg) dans 1,00 litre d’eau. Quelle est la molarité de la solution en supposant qu’il n’y a pas d’augmentation de volume ? 2. On dissout 10,0 g de soude dans 100,0 g d’eau. Quel est le pourcentage de soude dans cette solution ? Quel volume obtient-on ? Quelle est la concentration molaire ?