rapport de chimie

DE L’AMÉTHYSTE UN PEU TRISTE
Présenté à
M. Marc Voyer
Par
NOM
NOM
Groupe X
École Saint-Pierre et des Sentiers
DATE DE REMISE
Introduction
De l’améthyste, une variété de quartz violet, a été trouvée par une firme
d’exploration minière. Cette veine d’améthyste contient malheureusement une
certaine quantité de magnésium. Notre mandat est donc d’éliminer la quantité de
magnésium collée à la pierre semi-précieuse en maximisant le rendement de la
procédure.
Notre but est de déterminer la loi de vitesse de la réaction entre le magnésium et
l’acide chlorhydrique. Nous supposons que la réaction est d'ordre 2 car c'est ce
que prédit l'équation de vitesse théorique.
Ce laboratoire consiste à déterminer la vitesse de réaction entre le magnésium et
l’acide chlorhydrique avec trois concentrations différentes et ainsi déterminer
l'ordre. Ce rapport contient la méthodologie, les résultats, l'analyse et la
conclusion.
Méthodologie
Cadre théorique
La réaction chimique entre le magnésium et l'acide chlorhydrique est la suivante:
Mg ( s ) + 2 HCl ( aq ) → MgCl 2 ( aq ) + H 2( g )
La loi de vitesse théorique est la suivante :
[
v = k HCl(aq )
]
2
La variable mesurée dans cadre de ce laboratoire est le volume d'hydrogène (V)
en mL afin de déterminer la quantité d'hydrogène (n) en mol à l'aide de la loi des
gaz parfaits ( PV = nRT ) pour enfin calculer la vitesse de réaction (v) en mol/s.
Le graphique de la quantité en fonction du temps nous donne une courbe
polynomiale du second degré et la portion linéaire de cette courbe nous donne
une droite dont le taux de variation nous donne la vitesse de réaction.
Matériel
-
1 burette de 50 ml (± 0.05 ml)
-
1 bécher de 500 ml
-
1 erlenmeyer
-
1 chronomètre
-
1 tuyau de caoutchouc
-
1 support universel muni de pinces
-
1 balance électronique (±0.001g)
-
1 spatule
-
1 godet
-
Magnésium en poudre (0.45g au total)
-
100 ml de solution aqueuse de HCl [0.05mol/L]
-
100 ml de solution aqueuse de HCl [0.1mol/L]
-
100ml de solution aqueuse de HCl [0.2mol/L]
-
Eau du robinet
Protocole
1. Effectuer le montage suivant:
2. Mesurer 100 ml de solution HCl [0.05 mol/L] dans un erlenmeyer.
3. Peser 0.15g de magnésium en poudre.
4. Verser les 0.15g de magnésium en poudre dans l’erlenmeyer contenant le
HCl.
5. Commencer à chronométrer à partir du moment où on peut apercevoir des
bulles dans la burette.
6. Noter le volume d’hydrogène libéré lors de la réaction chimique à toutes
les 10 secondes.
7. Cesser de chronométrer au moment où il n’y a plus de bulles qui
remontent dans la burette ou lorsque celle-ci est remplie de gaz.
8. Retirer l’erlenmeyer du montage.
9. Nettoyer l’erlenmeyer avec de l’eau.
10. Refaire les étapes 2 à 9 avec le HCl [0.1 mol/L].
11. Refaire les étapes 2 à 9 avec le HCl [0.2 mol/L].
Résultats
Conditions de laboratoire
Pression (kPa)
100.9
Température (°C)
23
Volume d'hydrogène dégagé lors de la réaction
[ 0,05 mol/L ]
Volume
Volume
(mL)
(L)
Temps
(s)
[ 0,10 mol/L ]
Volume
Volume
(mL)
(L)
[ 0,20 mol/L ]
Volume
Volume
(mL)
(L)
0
0
0
0
0
0
0
10
1,0
0,0010
3,3
0,0033
5,5
0,0055
20
2,0
0,0020
7,1
0,0071
12,3
0,0123
30
3,0
0,0030
10,7
0,0107
18,0
0,0180
40
4,0
0,0040
13,7
0,0137
23,0
0,0230
50
5,0
0,0050
16,4
0,0164
27,4
0,0274
60
5,8
0,0058
18,5
0,0185
31,2
0,0312
70
6,6
0,0066
21,2
0,0212
34,5
0,0345
80
7,5
0,0075
23,3
0,0233
37,5
0,0375
90
8,3
0,0083
25,5
0,0255
40,2
0,0402
100
9,2
0,0092
27,2
0,0272
43,0
0,0430
110
10,0
0,0100
29,0
0,0290
45,2
0,0452
120
10,7
0,0107
30,5
0,0305
47,2
0,0472
130
11,6
0,0116
32,3
0,0323
49,5
0,0495
140
12,4
0,0124
34,0
0,0340
51,3
0,0513
150
13,3
0,0133
35,2
0,0352
160
14,0
0,0140
36,5
0,0365
170
14,6
0,0146
38,0
0,0380
180
15,4
0,0154
39,3
0,0393
190
16,1
0,0161
40,7
0,0407
200
16,8
0,0168
41,9
0,0419
210
17,6
0,0176
43,0
0,0430
220
18,2
0,0182
44,1
0,0441
230
18,9
0,0189
45,0
0,0450
240
19,5
0,0195
46,2
0,0462
250
20,2
0,0202
47,3
0,0473
260
20,8
0,0208
48,3
0,0483
270
21,4
0,0214
49,2
0,0492
280
22,1
0,0221
50,0
0,0500
Exemple de calcul pour trouver la quantité (n) de H2
( HCl [0,05 mol/L] à t=10 s )
PV = nRT
n=
n=
PV
RT
100,9kPa ⋅ 0,001L
kPa ⋅ L
8,31
⋅ 296 K
mol ⋅ K
n = 4,102 x10 −5 mol
Quantité d'hydrogène dégagée lors de la réaction
[0,05 mol/L] [0,10 mol/L] [0,20 mol/L]
Quantité
Quantité
Quantité
(mol)
(mol)
(mol)
Temps
(s)
0
0
0
0
10 0,00004090 0,00013491 0,00022485
20 0,00008180 0,00029026 0,00050285
30 0,00012265 0,00043744 0,00073588
40 0,00016353 0,00056009 0,00094029
50 0,00020441 0,00067047 0,00112017
60 0,00023712 0,00075632 0,00127552
70 0,00026982 0,00086670 0,00141043
80 0,00030662 0,00095255 0,00153308
90 0,00033932 0,00104249 0,00164346
100 0,00037612 0,00111199 0,00175793
110 0,00040882 0,00118558 0,00184787
120 0,00043744 0,00124691 0,00192964
130 0,00047423 0,00132049 0,00202367
140 0,00050694 0,00138999 0,00209725
150 0,00054373 0,00143905
160 0,00057235 0,00149220
170 0,00059688 0,00155352
180 0,00062959 0,00160667
190 0,00065820 0,00166390
200 0,00068682 0,00171296
210 0,00071953 0,00175793
220 0,00074406 0,00180290
230 0,00077267 0,00183970
240 0,00079720 0,00188876
250 0,00082582 0,00193373
260 0,00085035 0,00197665
270 0,00087488 0,00201140
280 0,00090350 0,00204411
Graphique 1
Graphique 2
Règles des courbes associées aux différentes concentrations
[0,05 mol/L]
n = 3 E-06t + 3E-05
[0,10 mol/L]
n = 6 E-06t + 0,0005
[0,20 mol/L]
n = 12E-06t + 0,0005
Vitesse de réaction associées aux différentes concentrations
[0,05 mol/L]
v = 3E-06 mol/s
[0,10 mol/L]
v = 6E-06 mol/s
[0,20 mol/L]
v = 12E-06 mol/s
Analyse
Après avoir effectué les manipulations, nous avons tracé le graphique de la
quantité en fonction du temps (graphique 1). Nous avons obtenue une courbe
polynomiale du second degré. De cette courbe, nous avons sélectionné la
portion linéaire et ainsi tracé un second graphique (graphique 2). L'équation
obtenue pour une concentration de 0,05 mol/L est " n = 3 E-06t + 3E-05 ", pour
une concentration de 0,10 mol/L c'est " n = 6 E-06t + 0,0005 " et pour une
concentration de 0,20 mol/L c'est " n = 1,2 E-06t + 0,0005 ". Le taux de variation
de ces droites représente la vitesse de réaction entre le magnésium et l'acide
chlorhydrique. Pour une concentration de 0,05 mol/L nous avons obtenue une
vitesse de " 3 E-06 mol/s ", pour une concentration de 0,10 mol/L nous avons
obtenue une vitesse de " 6 E-06 mol/s et pour une concentration de 0,20 mol/L
nous avons obtenue une vitesse de " 12 E-06 mol/s ". Nous remarquons donc
que lorsque nous doublons la concentration de l'acide, la vitesse de la réaction
double également. Ce qui en fait une réaction d'ordre 1.
Certaines erreurs peuvent s'être glissées dans ce laboratoire. Premièrement, la
présence de bulles d'air dans la burette à gaz peut modifier le volume
d'hydrogène.
Deuxièmement,
la
contamination
des
solutions
par
des
concentrations plus élevées peut modifier la concentration d'acide étudiée.
Finalement, la lecture du volume d'hydrogène lorsque la concentration était de 2
mol/L était plus difficile à cause de la vitesse élevée de la réaction.
Afin d'augmenter la précision des résultats, il faudrait s'assurer lors du montage
que la burette à gaz est exempte de toute bulle de gaz. De plus, il est important
de commencer l'expérimentation avec les concentrations les plus faibles afin de
diminuer
les
risques
de
contamination
des
solutions.
L'utilisation
de
concentrations d'acide plus faibles diminuerait la vitesse et rendrait ainsi la
lecture du volume plus facile.
Conclusion
Le but du laboratoire était de déterminer la loi de vitesse de la réaction entre le
magnésium et l’acide chlorhydrique. Nous supposions que la réaction était
d'ordre 2, cependant, elle est d'ordre 1 car les résultats ont démontré que lorsque
la concentration double, la vitesse double aussi. L'équation de vitesse est donc :
[
v = k HCl (aq )
]
Pour ce qui est du mandat qui est de maximiser le rendement de la procédure,
l'augmentation de la concentration de l'acide augmente la vitesse de la réaction.
Cependant, doubler la concentration ne fait que doubler la vitesse, ce n'est donc
pas une voie à exploiter.
Il serait intéressant d'effectuer une série de laboratoires sur les facteurs qui
influencent la vitesse d'une réaction afin de maximiser davantage le rendement
de la réaction.