Compétences Pratiques en Chimie I

Un solide blanc, un liquide incolore, un gaz odorant à la piscine : WCH13 demande ce que vous feriez avec eux. Quel test sépare le lithium du strontium, pourquoi le dessiccant est placé là, si le métal était en excès, et pourquoi votre valeur d'enthalpie est inférieure à celle du manuel. Chaque question renvoie aux travaux pratiques des Unités 1 et 2 — réactions menées, mesures prises et jugements derrière chaque étape.

WCH13/01 Compétences Pratiques en Chimie I est la troisième unité IAS : 1 heure 20 minutes, 50 points, tous obligatoires, minimum de 6 points mathématiques. Le programme énonce quatre compétences évaluées : pensée indépendante en contexte pratique, utilisation de méthodes scientifiques, calculs (graphiques, chiffres significatifs, exactitude et précision), et utilisation du matériel (sélection, étendue et résolution, hygiène et sécurité). Les questions peuvent dépasser les huit pratiques fondamentales vers des situations inconnues utilisant les mêmes techniques.

Tests de flamme : nettoyer un fil de nichrome ou de platine avec de l'acide chlorhydrique concentré, y tremper l'échantillon et le placer dans la zone la plus chaude de la flamme non luminescente (bleue rugissante). Lithium cramoisi, sodium jaune, potassium lilas, calcium rouge brique, strontium rouge, baryum vert pâle, cuivre bleu-vert. Deux rouges s'opposent — lithium et strontium — il faut donc confirmer chimiquement : ajouter des ions sulfate (acide sulfurique dilué ou sulfate soluble) ; le sulfate de strontium précipite, le sulfate de lithium reste dissous. Le potassium est lilas, le rubidium rouge-violet — donner les termes exacts, pas « violet ».

Anions halogénures : acidifier avec de l'acide nitrique dilué, ajouter une solution d'nitrate d'argent — chlorure blanc, bromure crème, iodure jaune très pâle en précipité. Confirmer avec de l'ammoniaque : AgCl se dissout dans NH₃(aq) dilué, AgBr uniquement dans NH₃(aq) concentré, AgI ne se dissout dans aucun cas.

Groupes fonctionnels organiques : le chlorure de phosphore(V) sur un alcool ou un acide carboxylique dégage de la vapeur ; le gaz formé est le chlorure d'hydrogène (brouillards blanchâtres, pas « acide chlorhydrique »). Le dichromate(VI) acidifié passe de orange à vert lorsqu'un alcool primaire ou secondaire (ou un aldéhyde) est oxydé. Associer ces tests à un ion moléculaire : deux isomères C₃H₈O ont une Mr de 60 ; le pic le plus intense à m/z 31 (CH₂OH⁺) indique l'alcool primaire, celui à 45 (CH₃CHOH⁺) l'alcool secondaire — propan-1-ol et propan-2-ol.

Papier filtre imbibé d'eau du robinet (l'eau déionisée conduit mal car elle contient presque aucun ion), avec des gouttes de nitrate d'argent et de chromate(VI) de potassium : sous courant électrique, les ions Ag⁺ migrent vers la cathode et les ions CrO₄²⁻ vers l'anode, où ils se rencontrent pour former un précipité rouge — 2Ag⁺ + CrO₄²⁻ → Ag₂CrO₄. Cette démonstration prouve que les deux sels sont ioniques. Une tache verte de chromate de cuivre(II) se scinde : les flux bleus de Cu²⁺ vont vers la cathode, les chromates jaunes vers l'anode.

La synthèse du chlorure de fer(III) anhydre rapporte un point pour la justification de chaque étape. L'action de HCl concentré sur le permanganate(VII) est une réaction redox : les ions chlorure perdent des électrons (2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻) tandis que le permanganate(VII) est réduit. Le chlorure de calcium anhydre sèche le chlore (c'est un agent dessiccant, pas un « agent déshydratant ») ; une laine céramique maintient le solide en place. Le fer n'est chauffé qu'après une demi-minute afin que l'air soit évacué au préalable — sinon le fer réagit avec l'oxygène avant le chlore. L'hydroxyde de sodium en sortie absorbe l'excès de chlore toxique. Le produit sublime dans le récipient collecteur et doit être rapidement scellé car il est délitescents — il absorbe l'eau pour former des hydrates, ce qui explique pourquoi la masse mesurée peut être supérieure à celle calculée théoriquement.

Vérification corrigée. À partir de 2.00 g de fer : $n = 2.00/55.8 = 0.0358$ mol. $M_r(\mathrm{FeCl_3}) = 55.8 + 3 \times 35.5 = 162.3$. Masse maximale $= 0.0358 \times 162.3 = 5.82$ g — et 5.80 est rejeté car il sous-estime la précision des données fournies.

Choisir le matériel en fonction de ce que la mesure exige : une burette (±0.05 cm³ par lecture, 50 cm³ d'étendue) pour les volumes titrés, une fiole jaugée pour préparer des solutions, une seringue à gaz pour les volumes gazeux, un thermomètre gradué tous les 0.1–1 °C pour les variations de température. Peser par différence ; lire le bas du ménisque au niveau des yeux ; relever les volumes titrés jusqu'à obtenue une concordance (dans un écart de 0.10 cm³) avant de moyenner — le volume brut ne figure jamais dans la moyenne. Indiquer les chiffres significatifs justifiés par les données, et exprimer l'incertitude comme ± la moitié d'une graduation par lecture, doublée pour une différence entre deux lectures.

Le magnésium déplace le zinc : mesurer la variation de température d'une masse connue de solution et convertir cela en variation d'enthalpie par mole.

Vérification corrigée (les 2025 données). $n(\mathrm{Zn^{2+}}) = 0.0500 \times 1.00 = 0.0500$ mol ; $n(\mathrm{Mg}) = 2.20/24.3 = 0.0905$ mol — le magnésium est en excès. $\Delta T = 55.2 - 19.4 = 35.8$ °C.

Diviser par le nombre de moles du réactif limitant présent en solution (les ions zinc), et non par celui du magnésium. Une valeur expérimentale inférieure à celle du manuel signifie une perte de chaleur — c'est la réponse classique. Améliorations reconnues par le programme : utiliser un contenant isolé (coupe en polystyrène), un couvercle, relever la température toutes les 30 secondes ou employer un enregistreur de données, utiliser une concentration plus faible pour réduire les pertes de chaleur par seconde, et tracer une courbe de refroidissement extrapolée jusqu'au moment du mélange. « Utiliser une pipette » et « répéter et moyenner » sont explicitement ignorés ici — un meilleur verre ne suffit pas à stopper les pertes de chaleur.

Cet article examine la compréhension écrite des pratiques. L'obtention de la note maximale ne prouve pas que vous avez titré jusqu'à un point final net, transféré quantitativement un solide ou manipulé du HCl concentré derrière un écran — ces manipulations s'acquièrent en classe par les huit pratiques fondamentales et leurs variantes.

1. Décrivez un test à la flamme sur un solide inconnu, y compris la méthode de nettoyage de la boucle métallique.
2. Indiquez les couleurs des précipités formés avec le nitrate d'argent pour les chlorures, bromures et iodures, ainsi que la confirmation par l'ammoniac pour chacun.
3. Le lithium et le strontium produisent tous deux une flamme rouge. Donnez un test chimique permettant de distinguer leurs nitrates, avec les observations attendues.
4. Dans l'expérience de migration sur papier filtre, pourquoi faut-il utiliser de l'eau du robinet plutôt que de l'eau déionisée, et quel ion présent dans l'eau du robinett pourrait former un précipité blanc près du nitrate d'argent ?
5. Écrire l'équation demi-ionique de formation du chlore à partir d'acide chlorhydrique concentré et de permanganate(VII) de potassium, et justifier le terme "redox".
6. 2.00 g de fer donne du chlorure de fer(III). Calculez la masse maximale théorique et expliquez pourquoi un produit réel pourrait peser davantage.
7. 50.0 cm³ de 1.00 mol dm⁻³ ZnSO₄ réagit avec 2.20 g Mg. Montrer quel réactif est en excès.
8. Températures initiale 19.4 °C et finale 55.2 °C pour 50.0 g de solution (c = 4.18 J g⁻¹ °C⁻¹⁻¹). Calculez ΔH avec son signe et son unité.
9. Citez trois améliorations reconnues par le barème de correction pour la calorimétrie, ainsi qu'une suggestion courante ignorée par ce dernier.
10. Pour un isomère de formule brute C₃H₈O, le spectre de masse présente un pic intense à m/z 45 plutôt qu'à 31. Quel est cet isomère et quelle espèce ionique correspond à m/z 45 ?

Réponses : 1 nettoyer la fillette avec HCl concentré et chauffer ; tremper l'échantillon dans la flamme bleue la plus chaude (non luminescente) et noter la couleur ; 2 chlorure blanc AgCl, bromure crème AgBr, iodure jaune pâle AgI ; AgCl se dissout dans l'ammoniaque dilué, AgBr uniquement dans l'ammoniaque concentré, AgI dans aucun ; 3 ajouter de l'acide sulfurique dilué (ou un sulfate soluble) : un précipité blanc (SrSO₄) indique le strontium, l'absence de précipité indique le lithium ; 4 l'eau déionisée contient presque aucun ion, donc elle ne conduit pas le courant ; des ions chlorure (ou hydrogénocarbonate) pourraient former du AgCl blanc sur la face argent ; 5 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻ ; les ions chlorure perdent des électrons (oxydés, numéro d'oxydation −1 → 0) tandis que le permanganate(VII) les gagne (réduit) ; 6 $n = 2.00/55.8 = 0.0358$ mol ; $0.0358 \times 162.3 = 5.82$ g ; le produit déliquescant absorbe l'eau pour former des hydrates, ajoutant la masse de l'eau ; 7 Zn²⁺ $= 0.0500$ mol, Mg $= 2.20/24.3 = 0.0905$ mol — Mg en excès ; 8 $\Delta T = 35.8$ °C ; $q = 50.0 \times 4.18 \times 35.8 = 7482$ J ; $\Delta H = -7.482/0.0500 = -150$ kJ mol⁻¹ ; 9 récipient isolé (polystyrène) ; couvercle ; température toutes les 30 s ou enregistreur de données ; concentration plus faible ; graphique de courbe de refroidissement — ignoré : pipette/burette, balance plus précise, répétitions ; 10 propan-2-ol ; m/z 45 correspond à CH₃CHOH⁺ (C₂H₅O⁺).