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FacultĂ© de santĂ© dâAngers - dĂ©partement LAS
Année universitaire 2021-2022
MODULE CHIMIE CHIMIE ANALYTIQUE
Pr. Mallet Pour toutes vos questions :
Association Angevine du Tutorat PASS-LAS
Ledit polycopiĂ© a Ă©tĂ© entiĂšrement rĂ©alisĂ© par lâAssociation Angevine du Tutorat PASS-LAS (2ATP)
avec lâaccord des enseignants rĂ©fĂ©rents. Ni les professeurs, ni la facultĂ© ne peuvent ĂȘtre tenus responsables de la validitĂ© des informations quâil contient, mĂȘme en cas de relecture par ces derniers.
Seuls les enseignements dispensés par les enseignants feront foi pour les examens.
Toute reproduction est interdite sans lâautorisation prĂ©alable de lâenseignant ou de la 2ATP.
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Module Chimie : Chimie Analytique Pr. Mallet
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Avant-propos
Nous vous souhaitons bon courage pour ce module et nous sommes Ă fond avec vous !! EntraĂźnez-vous au maximum et ne lĂąchez rien ! GrĂące Ă
ce polycopiĂ©, ce module nâaura plus de secret pour vous !
On vous envoie toute notre force !!
Kiiissss, ChloĂ© et LĂ©ađ€
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Module Chimie : Chimie Analytique Pr. Mallet
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SOMMAIRE CHIMIE ANALYTIQUE ............................................................................ 2
Partie I â RĂ©actions acido-basique .................................................................... 2
CHAPITRE N°1 : PhĂ©nomĂšnes acido-basiques en solution aqueuse .............................. 2 I. THĂORIE DE BRONSTED-LOWRY ................................................................................................... 2 II. ACIDES ET BASES DANS LE SOLVANT EAU ..................................................................................... 4
A) PropriĂ©tĂ©s acido-basiques de lâeau ............................................................................................. 4 B) Force des acides et des bases dans lâeau .................................................................................... 5
III. CLASSEMENT DES ACIDES ET DES BASES ....................................................................................... 7 A) Ăchelles de pH dans le solvant Eau ............................................................................................. 8 B) Classement des acides et des bases dans l'eau PARTIE Ă RE ...................................................... 8
CHAPITRE N°2 : pH des solutions aqueuses .............................................................. 19 I. RAPPELS SUR LES CONCENTRATIONS DES ESPĂCES EN SOLUTION AQUEUSE ............................... 19 II. DĂFINITIONS DU PH ................................................................................................................... 22 III. CALCUL DU PH DES SOLUTION AQUEUSES .................................................................................. 23
A) DĂ©marche pour les calculs de Ph .............................................................................................. 23 B) ComposĂ©s monofonctionnels ................................................................................................... 23 C) ComposĂ©s polyfonctionnels ...................................................................................................... 32 D) ComposĂ©s amphotĂšres et acides aminĂ©s â Partie 1 ................................................................. 35 E) ComposĂ©s amphotĂšres et acides aminĂ©s â Partie 2 ................................................................. 39
Partie II â Les RĂ©actions dâoxydo-rĂ©duction .............................................................. 54 I. INTRODUCTION ......................................................................................................................... 54 II. COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR ................................................................................................. 54
A) Calcul du nombre d'oxydation des Ă©lĂ©ments ............................................................................ 54 B) RĂ©actions dâoxydo-rĂ©duction (Ă©quation chimique) .................................................................. 57
III. POTENTIEL DE NERNST ............................................................................................................... 58 A) Rappel : Piles ............................................................................................................................. 58 B) Formule de Nernst â Potentiel rĂ©dox standard ........................................................................ 61 C) Cas d'un couple faisant intervenir les ions H+ ou OH- .............................................................. 62
IV. PREVISIONS DES REACTIONS REDOX .......................................................................................... 63 A) Prévision qualitative ................................................................................................................. 63
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Chimie analytique Remerciement : encore merci aux tuteurs qui ont fourni un travail de qualité, à Madame Mallet pour son aide.
Partie I â RĂ©actions acido-basique CHAPITRE N°1 : PhĂ©nomĂšnes acido-basiques en solution aqueuse
I. THĂORIE DE BRONSTED-LOWRY Le principe de cette thĂ©orie est l'affinitĂ© des espĂšces pour le proton.
DEFINITION : Un ACIDE est une entité susceptible de céder un proton.
DEFINITION : Une BASE est une entité susceptible de capter un proton.
Ces entitĂ©s (acides ou bases) peuvent ĂȘtre des molĂ©cules ou des ions.
L'acide et la base sont donc liés par l'équilibre :
Acide Base + proton (Ecriture simplifiée)
Lorsqu'un acide cÚde un proton, il donne naissance à sa base conjuguée. L'équilibre s'écrit donc :
Acide Base conjuguée + proton
ïżœ L'acide est le donneur de particule.
ïżœ La base est l'accepteur de particule.
ïżœ Le proton est la particule Ă©changĂ©e.
Cet équilibre entre un acide et sa base conjuguée peut donc s'écrire plus généralement, comme toutes
les réactions en solution aqueuse : Donneur Accepteur + particule échangée
â Fondamental :
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En rĂ©alitĂ©, le cation H+ nâexiste pas Ă lâĂ©tat libre en solution : les rĂ©actions acido-basiques sont donc
des réactions de transfert de protons entre un donneur (acide) et un accepteur (base).
Cette réaction de transfert de
proton est donc la base de la théorie de Brönsted-Lowry.
Exemple : Quelques couples acides/base conjuguée
â EntitĂ©s amphotĂšres ou ampholytes :
â Certaines entitĂ©s peuvent avoir Ă la fois des propriĂ©tĂ©s acides et basiques : il s'agit d'espĂšces
amphotĂšres (ou ampholytes).
â Ils peuvent donc ĂȘtre donneurs et accepteurs.
Câest le cas des espĂšces suivantes :
Dans la thĂ©orie de Brönsted-Lowry, les protons nâexistent pas Ă lâĂ©tat libre, on a donc des rĂ©actions
de transfert entre un donneur (acide) et un accepteur (base).
Exemples : réactions acido-basiques
â Autoprotolyse de lâeau â Ionisation (protolyse) dâun acide
â RĂ©action de neutralisation
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II. ACIDES ET BASES DANS LE SOLVANT EAU Le corps humain est constitué de 60% d'eau, les végétaux de 90% : l'eau est donc le solvant biologique par excellence
A) PropriĂ©tĂ©s acido-basiques de lâeau
L'eau est un composĂ© amphotĂšre ou ampholyte, lâeau peut rĂ©agir :
- En tant qu'acide (cĂšde un proton) sur des bases.
- En tant que base (capte un proton) sur des acides.
ïżœ La molĂ©cule d'eau intervient donc dans deux couples acide/base conjuguĂ©e : H2O/OH- et H3O+ /H2O.
a) RĂ©action dâautoprotolyse
Cette réaction entre 2 molécules d'eau est appelée "réaction d'autoprotolyse". Il s'agit d'une réaction
acido-basique, donc de transfert de protons.
Cet Ă©quilibre est caractĂ©risĂ© par une constante d'Ă©quilibre dont la valeur est extrĂȘmement faible :
l'équilibre est donc trÚs peu déplacé vers la droite, la quantité d'ions H3O+ et d'ions OH- produits est
extrĂȘmement faible.
Plus la constante dâĂ©quilibre est faible, plus lâĂ©quilibre est dĂ©placĂ© vers la gauche.
â Lois dâactions de masse (Ă©crites avec des concentrations mais devraient ĂȘtre Ă©crites avec des
activitĂ©s ïżœ mais en milieu diluĂ© : activitĂ©=concentration).
â Constante thermodynamique (= dĂ©pend de la tempĂ©rature).
Remarque : Les solvants capables d'autoprotolyse sont appelés des « solvants protiques » : il y a
Ă©change de protons entre 2 molĂ©cules d'une mĂȘme substance. Ex : eau, Ă©thanol, acide acĂ©tique âŠ
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b) RĂ©action dâionisation
Donc toutes les réactions acido-basiques dans le solvant EAU sont des réactions de transfert de
protons oĂč H2O joue le rĂŽle d'acide ou de base.
B) Force des acides et des bases dans lâeau
Des études de mesures conductimétriques et spectrométriques permettent de déterminer
quantitativement le degré d'ionisation des entités en solution aqueuse. Cela permet de distinguer
les acides forts et bases fortes, des acides faibles et bases faibles.
a) Acides forts et bases fortes
La mise en solution de ces espĂšces correspond Ă :
- Une réaction totale sur l'H2O.
- Une rĂ©action non Ă©quilibrĂ©e donc irrĂ©versible (donc 1 seule flĂšche ïżœ).
- La formation de H3O+ ou de OH- est quantitative.
â HCl (acide fort) a totalement rĂ©agi, donc n'existe plus en tant que tel dans l'eau. Cette rĂ©action
produit l'ion Cl- (chlorure) qui est la base "conjuguée" de HCl, mais cette base est tellement faible
dans le solvant eau qu'elle n'a plus de propriété acido-basiques (Cl- peut avoir d'autres propriétés).
ïżœ On parle d'ion indiffĂ©rent, spectateur, inerte d'un point de vue acido-basique.
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â C2H5O- , base forte, a totalement rĂ©agi, donc n'existe plus en tant que tel dans l'eau. Cette rĂ©action
produit C2H5OH, molécule d'éthanol, acide "conjuguée" de C2H5O-, mais cet acide est tellement faible
dans le solvant EAU qu'il n'a plus de propriété acido-basiques.
Tableau 1 : Acides forts et bases fortes Ă connaĂźtre
ACIDES FORTS BASES FORTES
Acide nitrique HNO3/NO3- Ion nitrate
Acide sulfurique H2SO4/SO42- Ion sulfate
Acide perchlorique HClO4/ClO4- Ion perchlorate
Acide chlorhydrique HCl/Cl- Ion chlorure
Acide bromhydrique HBr/Br- Ion bromure
Acide iodhydrique HI/I- Ion iodure
Potasse : KOH ïżœ K+ + OH-
Soude : NaOH ïżœ Na+ + OH-
/!\ Pour les composĂ©s forts, il nây a pas de pKa Ă connaitre car ces composĂ©s nâen ont pas dans lâeau.
b) Acides faibles et bases faibles
La mise en solution de ces espĂšces correspond Ă :
- Une réaction partielle sur l'H2O.
- Une réaction équilibrée donc réversible.
Les 2 espÚces A/B conjuguées coexistent toujours dans la solution !
â Mise en solution dâun acide faible :
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Cet équilibre est caractérisé par une constante d'équilibre de dissociation, appelée constante
d'acidité Ka. Cette constante est faible, son exposant est toujours négatif.
â Mise en solution d'une base faible :
Une base faible réagit sur l'eau selon l'équilibre suivant, équilibre caractérisé par une constante de
basicité Kb. Mais la notion de couple acide-base conjuguée permet de le caractériser par une seule
constante, la constante d'acidité, et de n'écrire les réactions que dans le sens de la dissociation de
l'acide.
Avec Ke la constante dâautoprotolyse de lâeau.
Fondamental : Ăcriture dâune rĂ©action acido-basique â Toujours dans le sens de la dissociation de
lâacide (permet dâutiliser la constante dâaciditĂ©).
Relation dâHenderson â Hasselbach : permet dâavoir la formule du pH.
đđ» = đđŸđ +đđđ đđđ ["!]
["$]
(soit đđđ ["#$%&()*+,-&]["#$%&)/+0&]
).
III. CLASSEMENT DES ACIDES ET DES BASES
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A) Ăchelles de pH dans le solvant Eau
La force des acides et des bases est donc caractérisée par la valeur de leur pKa. Dans l'eau, cette
échelle est bornée par la valeur des pKa respectifs des couples H3O+ /H2O et H2O/OH-, 0 et 14.
â Couple H3O+ / H2O :
[H3O+] : acide le plus fort dans lâeau
â Couple H2O / OH :
B) Classement des acides et des bases dans l'eau PARTIE Ă RE
a) Ăchelles de pKa
Une échelle de pKa permet de comparer la force des acides et des bases, c'est-à -dire de déterminer
quel acide cédera plus facilement un proton, ou quelle base captera plus facilement un proton.
Plus un acide est fort, et plus il cĂšdera facilement des protons.
Plus une base est forte, plus elle captera facilement des protons.
Plus le pKa dâun couple est faible, plus lâacide est fort et donc la base est faible.
Inversement, plus le pKa dâun couple est Ă©levĂ©, plus la base est forte et plus lâacide est faible.
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Un diagramme de prédominance monodimensionnel se fait uniquement en fonction du pH
(-log [H3O+]). Il faut placer les deux bornes du pH dans lequel on travaille (câest-Ă -dire entre 0 et 14) et
le pKa du couple acide/base conjuguée dont il est question.
En dessous du pKa la forme la plus concentrée est la forme acide, au-dessus du pKa la forme la plus
concentrée est la forme basique.
En dessous de pKa-1, la forme acide est prédominante et au-dessus de pKa+1, la forme basique est
prédominante.
Si on met un acide faible en solution (AH), la solution va avoir un pH inférieur au pKa (et inférieur à 7)
puisque lâacide faible est trĂšs peu dissociĂ©. Inversement si on met une base faible (A-) en solution, le
pH sera supĂ©rieur au pKa (et supĂ©rieur Ă 7) puisque la base faible rĂ©agit peu sur les protons de lâeau.
Câest le mĂȘme principe pour un diacide (AH2) ou une dibase (A2-) oĂč lĂ on a le diacide, lâespĂšce
amphotĂšre (AH-) et la dibase.
Lorsquâon a 2 couples acide-base (avec des pKa diffĂ©rents), ces diagrammes de prĂ©dominance
permettent de dĂ©terminer quel acide peut rĂ©agir sur quelle base. Câest lâacide du couple qui a le plus
faible pKa qui rĂ©agit sur la base du couple qui a le plus grand pKa ; autrement dit câest lâacide le
plus fort qui réagit sur la base la plus forte.
Remarque : On parle de bases et dâacides les plus forts mais ça reste des acides et des bases
faibles puisquâon a des pKa, câest juste quâil y en a qui rĂ©agissent plus que dâautres !
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Rappel : ne pas apprendre les valeurs de pKa
Applications qualitatives :
Ces diagrammes de prédominance permettent de comprendre :
â Lâextraction et purification de principes actifs (cafĂ©ine par exemple).
â Comment on peut Ă©liminer des crampes suite Ă un effort physique en Ă©liminant lâacide lactique
par lâhydrogĂ©nocarbonate de sodium contenu dans le sang.
Pour comprendre comment Ă©liminer lâacide lactique on Ă©tudie le couple acide lactique (LacH) / lactate
(Lac-) et le couple H2CO3/lâhydrogĂ©nocarbonate de sodium (HCO3-) qui forme un systĂšme tampon
dans le sang.
Lâacide lactique, acide le plus fort (couple ayant un plus petit pKa) rĂ©agit sur HCO3-, base la plus forte
(couple ayant un plus grand pKa).
On Ă©crit dâabord les deux rĂ©actions des composĂ©s avec lâeau :
Ce qui permet dâĂ©crire la rĂ©action entre LacH et HCO3- avec un Ă©change de proton entre les deux
espĂšces. On Ă©limine bien LacH petit Ă petit grĂące Ă lâhydrogĂ©nocarbonate contenu dans le sang.
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b) Classement quantitatif des acides et des bases
â HNO2 / NO2- (acide nitreux / ion nitrite)
â CH3COOH / CH3COO- (acide acĂ©tique ou Ă©thanoĂŻque / ion acĂ©tate)
â HCOOH / HCOO- (acide formique ou mĂ©thanoĂŻque / ion formiate)
â H2CO3 / HCO3- / CO32- (acide carbonique / ion hydrogĂ©nocarbonate / ion carbonate)
â H3PO4 / H2PO4- / HPO42- / PO43- (acide phosphorique / ion dihydrogĂ©nophosphate / ion monohydrogĂ©nophosphate / ion phosphate)
/ !\ Les valeurs des pKa vous seront données, elles ne sont pas à apprendre.
Retenez que : + le pKa est faible, + lâacide est fort !
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RĂ©capitulatif POINTS IMPORTANTS
I. THĂORIE DE BRONSTED-LOWRY
ð Principe de la théorie de Brönsted-Lowry
II. ACIDES ET BASES DANS LE SOLVANT EAU :
ïżœ Savoir Ă©crire un couple acide base ïżœ Savoir reconnaĂźtre un acide fort ou faible/ une base forte ou
faible ïżœ ConnaĂźtre les principaux acides forts ïżœ ConnaĂźtre les principales bases fortes
III. CLASSEMENT DES ACIDES ET DES BASES
ïżœ Savoir comparer la force des acides et des bases
Tableau des acides et bases FORTES que vous devez connaĂźtre !! đ
Acides forts Bases fortes
Acide nitrique / Ion nitrate
Acide sulfurique / Ion sulfate
Acide perchlorique / Ion perchlorate
Acide chlorhydrique / Ion chlorure
Acide bromhydrique / Ion bromure
Acide iodhydrique / Ion iodure
HNO3 / NO3-
H2SO4 / SO42-
HClO4 / ClO4-
HCl / Cl-
HBr / Br-
HI / I-
Potasse : KOH ïżœ K+ + OH-
Soude : NaOH ïżœ Na+ + OH-
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Tableau des acides et bases FAIBLES qui peuvent toujours vous ĂȘtes utiles ! đ
Acides faibles Bases faibles
â Acide formique : HCOOH
â Acide acĂ©tique : CH3COOH
â Acide phosphorique : H3PO4
â Ion ammonium : NH4+
â Ammoniaque : NH3
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Entrainements QCM 1 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) Selon ArrhĂ©nius, un alcool est une molĂ©cule capable de libĂ©rer un ion OH-. B) Selon ArrhĂ©nius, un alcool est une molĂ©cule capable de capter un ion H+. C) Selon Brönsted Lowry, une base est une molĂ©cule capable de capter un ion H+. D) Selon Brönsted Lowry, une base est une molĂ©cule capable de libĂ©rer un ion H+. E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 2 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) HNO3- est lâacide nitrique et est un acide fort. B) Lors dâune rĂ©action acido basique avec celui-ci (lâacide nitrique) les 2 espĂšces, lâacide et sa
base conjuguĂ©e, coexistent toujours en solution. C) Lâacide acĂ©tique C2H4O2 est un acide fort. D) Lors dâune rĂ©action acido basique avec celui-ci les 2 espĂšces, lâacide et sa base conjuguĂ©e,
coexistent toujours en solution. E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 3 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) Si on a une solution Ă 3,4 mol.L-1 alors sa normalitĂ© peut ĂȘtre de 2 eq.L-1. B) Une quantitĂ© de solution peut ĂȘtre exprimĂ©e en mole. C) Une quantitĂ© de solutĂ© peut ĂȘtre exprimĂ©e en volume. D) La concentration initiale multipliĂ©e par le volume initial est toujours Ă©gal Ă la concentration
finale multipliĂ©e par le volume finale. E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
Exercice 1 : Donnez les définitions des mots suivants Acide selon Brönsted et Lowry : Base selon Arrhénius : Molalité : Molarité : Normalité :
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Exercice 2 : Calculez la molaritĂ© dâune solution S1 dans laquelle on a mĂ©langĂ© 200 mL dâeau et 20 mL dâune solution a 2,3 mol.L-1 (au centiĂšme prĂšs).
A) 0,91 mol.L-1 B) 1,23 g.mol-1 C) 0,21 mol.kg-1 D) 0,43 mol E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
Exercice 3 : Reliez ces mots aux cases correspondantes
HCl
Acide fort
Capable de céder un proton H+ en solution
Acide faible
CH3COOH
CaractĂ©risĂ© par une constante dâaciditĂ© pKa
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Corrections QCM 1 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) FAUX, Selon ArrhĂ©nius, un alcool est une molĂ©cule capable de libĂ©rer un ion H+ B) FAUX, Selon ArrhĂ©nius, un alcool est une molĂ©cule capable de libĂ©rer un ion H+ C) VRAI D) FAUX, Selon Brönsted Lowry, une base est une molĂ©cule capable de capter un ion H+ E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 2 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) VRAI B) FAUX, Un acide fort rĂ©agit totalement, il nâexiste plus en tant que tel dans la solution. C) FAUX, La liste des acides forts est donnĂ©e et le reste est considĂ©rĂ© comme acide faible. D) VRAI E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 3 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) FAUX, La normalitĂ© a TOUJOURS une valeur supĂ©rieure ou Ă©gale Ă la molaritĂ©. B) FAUX, Une quantitĂ© de SOLUTE peut sâexprimer en mole. C) VRAI D) VRAI E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
Exercice 1 : Donnez les définitions des mots suivants
Acide selon Brönsted et Lowry : Une molĂ©cule capable de cĂ©der un proton H+. Base selon ArrhĂ©nius : Une molĂ©cule capable de libĂ©rer un ion OH- en solution. MolalitĂ© : Nombre de moles par kg. MolaritĂ© : Nombre de moles par litre de solution. NormalitĂ© : Nombre dâĂ©quivalents par litre de solution.
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/!\ LES UNITES
Exercice 2 : Calculez la molaritĂ© dâune solution S1 dans laquelle on a mĂ©langĂ© 200 mL dâeau et 20 mL dâun solution a 2,3 mol.L-1 (au centiĂšme prĂšs) A) 0,91 mol.L-1 B) 1,23 g.mol-1 C) 0,21 mol.kg-1 D) 0,43 mol E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
Ici on fait CiVi=CfVf ïżœ (2+â4+)4"
= đ¶đ or on a :
Ci= 2,3 mol.L-1 Vi= 20 mL Vf=Vi + Veau= 220 mL
(6,8â69)669
= 0,21 MOL.L-1
Exercice 3 : Reliez ces mots aux cases correspondantes
HCl
Acide fort
Capable de céder un proton H+ en solution
Acide faible CH3COOH
CaractĂ©risĂ© par une constante dâaciditĂ© pKa
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CHAPITRE N°2 : pH des solutions aqueuses
I. RAPPELS SUR LES CONCENTRATIONS DES ESPĂCES EN SOLUTION AQUEUSE
A) Formules
Les concentrations des espĂšces en solution peuvent ĂȘtre exprimĂ©es de diffĂ©rentes façons.
QUANTITĂ DE SOLUTĂ EXPRIMĂE EN : QUANTITĂ DE SOLUTION EXPRIMĂE EN :
Masse Volume
Mole Masse
Volume
Ăquivalent
a) Nombre de moles :
b) Concentration molaire :
c) Concentration massique :
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d) Relations entre les formules :
Concentrations en pourcentages â Pourcentage masse/masse
Un pourcentage de X % correspond à Xg de soluté dans 100g de solution.
X % m/m ïżœ Xg/100g de solution
â Pourcentage volume/volume
Un pourcentage de X% correspond à Xml de soluté dans 100ml de solution.
X % v/v ïżœ X mL/100mL
â Pourcentage masse/volume
Un pourcentage de X% correspond à Xg de soluté dans 100ml de solution.
X% m/v ïżœ Xg/100mL
Autres expressions
a) Molalité
Molalité = nombre de moles par kg noté m, unité : mol.kg-1.
Cette concentration ne peut pas ĂȘtre calculĂ©e Ă partir de la molaritĂ©, sauf si lâon connaĂźt la densitĂ© du
solvant.
Cette concentration a pour avantage de ne pas dépendre du volume, ni de la température, ni de la
pression.
b) Fraction molaire
La fraction molaire permet de reprĂ©senter la composition dâun mĂ©lange.
On calcule le pourcentage de chaque espĂšce a et b en solution :
Avec M = Masse molaire en g.mol-1
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c) Dilution
La dilution est un procédé consistant à obtenir une solution finale avec une concentration (Cf) inférieur à la concentration (Ci) de la solution initiale.
d) Parties
Pour exprimer un millioniÚme, se note ppm (partie par million) : mg/kg ”L/L mg/L
Existe aussi pour un milliardiĂšme, se note ppb (partie par billion) :
e) Ăquivalent
Concentration en Ă©quivalent : NormalitĂ© notĂ©e N ïżœ eq.L-1
Ăquivalent = particule Ă©changĂ©e lors dâune rĂ©action (ex : H3O+).
Pour H2SO4 : 1 mol.L-1 donne 2eq.L-1 car 2 particules de H3O+ sont échangées.
}
Ci : concentration initiale, Vi :volume initiale
Cf: concentration finale, Vf :volume final
CiVi=CfVf
Point clĂ© : La normalitĂ© (eq.L-1) a TOUJOURS une valeur supĂ©rieure ou Ă©gale Ă la molaritĂ© (mol.L-1) , puisquâil y a toujours au moins une particule Ă©changĂ©e par mole de rĂ©actif !
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II. DĂFINITIONS DU PH La notion de pH a Ă©tĂ© introduite en 1909 par Sorensen.
Le pH est toujours calculé à partir des concentrations molaires en mol.L-1. Il donne la
concentration en H3O+. Dans l'eau pure, les seuls ions existants sont H3O+ et OH- : leurs concentrations
sont égales et reliées par la constante d'autoprotolyse de l'eau :
â La constante thermodynamique dĂ©pend de la tempĂ©rature.
[H3O+]=[OH-]=10-7 mol.L-1 ïżœ pH=-log[H3O+]=-log10-7=7
Donc lâeau pure a un pH de 7.
- Si pH< 7, [H3O+] > 10-7 mol.L-1, la solution est acide.
- Si pH > 7, [H3O+] < 10-7 mol.L-1, la solution est basique.
Cette échelle de pH est bornée entre 0 et 14, ce qui correspond à des solutions dont la
concentration en H3O+ (pH = 0) ou la concentration en OH- (pH = 14) est Ă©gale Ă 1 mol.L-1.
pH= -log [H3O+]
Ke = [H3O+] x [OH-]= 10-14
Diagramme de prédominance en fonction du ph
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III. CALCUL DU PH DES SOLUTION AQUEUSES
A) DĂ©marche pour les calculs de Ph
1) Ăcrire
a. RĂ©actions chimiques (dissociation des espĂšces ioniques, protolyse de lâacide
ou de la base sur lâeau).
b. Constantes dâĂ©quilibre (Ka qui est la constante dâaciditĂ©, Ke qui est la constante
dâautoprotolyse de lâeau).
c. Conservation de la matiĂšre (CM) : quelles espĂšces en solution ?
d. ĂlectroneutralitĂ© de la solution (ENS) : charges positives et nĂ©gatives
sâĂ©quilibrent
2) Ă partir dâhypothĂšses, faire des approximations.
3) Effectuer le calcul de pH.
4) Justifier les approximations
Bien retenir cette dĂ©marche pour ĂȘtre sĂ»r de ne pas se tromper !
B) Composés monofonctionnels
Il en existe 4 :
- monoacide fort
- monoacide faible (moléculaire/ionique)
- monobase faible (moléculaire/ionique)
- monobase forte
a) Monoacide fort
â RĂ©action de protolyse de lâacide dans lâeau :
AH + H2O ! A- + H3O+
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Lâacide est fort donc il va se dissocier totalement dans lâeau, il va rĂ©agir totalement sur H2O
qui est la base. La rĂ©action est totale, irrĂ©versible et il nây a pas de constante caractĂ©risant cet acide
donc on a une simple flĂšche.
â RĂ©action dâautoprotolyse de lâeau :
2 H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
Il sâagit dâune rĂ©action Ă©quilibrĂ©e dont la constante est le Ke, on a bien une double flĂšche
dâĂ©quilibre.
â Conservation de la matiĂšre :
On sâintĂ©resse Ă ce quâest devenu lâacide AH : C0=[A-]
C0 = Concentration initiale. AH est totalement dissociée en A-.
CM C0 = [A-]
La concentration de A- nâest pas Ă©gale Ă celle de H3O+ car H3O+ provient des 2 rĂ©actions : la
rĂ©action de protolyse et dâautoprotolyse.
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS [A-] + [OH-] = [H3O+]
On met tous les anions prĂ©sents dans la solution dâun cĂŽtĂ© et tous les cations de lâautre.
â HypothĂšse permettant une approximation (Ă justifier en fin de calcul) :
PremiĂšre hypothĂšse : on a une solution acide donc pH<7, donc [OH-]<< [H3O+]
ENS [A- ] + [OH- ] = [H3O+], on peut donc négliger [OH-] par rapport à [H3O+] et on obtient :
[A- ] = [H3O+]
La constante Ke est trĂšs faible, donc il y a peu dâions H3O+ provenant de la rĂ©action
dâautoprotolyse de l'eau, H3O+ provient de la dissociation de lâacide. Seulement aprĂšs approximation, on
peut dire que [A- ] = [H3O+].
CM [A-]= [H3O+]=C0
pH = - log [H3O+] = - log [A- ] = -logC0
pH= -log C0
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Monoacide fort :
Il faut connaßtre la formule mais aussi la démonstration.
â Justifier les approximations :
Une approximation est justifiée quand le rapport forme négligeable sur forme négligée est
< 0,1.
Le pH est infĂ©rieur ou Ă©gal Ă 6,5 donc on a bien une solution acide. (on considĂšre quâon peut nĂ©gliger
[OH- ] par rapport à [H3O+] quand le pH est inférieur ou égal à 6,5).
b) Monoacide faible
â RĂ©action de protolyse :
La réaction de protolyse est une réaction équilibrée, donc on met une double flÚche et il y a
une constante d'acidité.
AH + H2O " A- + H3O+ Ka = [A-]x[H30+] / [AH]
pH = pKa + log (A- / AH)
Ce diagramme monodimensionnel va permette de savoir
en fonction du pH obtenu quelle forme est prédominante.
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â RĂ©action dâautoprotolyse de lâeau :
2 H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
â Conservation de la matiĂšre :
CM C0 = [AH] + [A-]
Les deux espĂšces coexistent dans la solution (la rĂ©action nâest pas totale, double flĂšche) car on a
un Ă©quilibre.
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS [A-] + [OH-] = [H3O+]
â HypothĂšses permettant des approximations :
PremiĂšre hypothĂšse : on a une solution acide donc pH<7, donc [OH-]<< [H3O+].
ENS [A- ] + [OH- ] = [H3O+], on peut donc négliger [OH-] par rapport à [H3O+] et on obtient :
[A- ] = [H3O+]
DeuxiÚme hypothÚse : l'acide est faible, donc il est peu dissocié, l'équilibre est peu déplacé vers la
droite car la constante d'équilibre est trÚs faible. On néglige [A-] par rapport à [AH], donc [A-]<<[AH].
CM C0 = [AH] + [A-], on peut donc négliger [A-] par rapport à [AH] et on obtient :
Co = [AH]
On remplace [AH] et [A-] dans Ka, on a :
pH=pKa - logC0
pH=pKa-logC0)
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Monoacide faible moléculaire :
â Justifier les approximations :
PremiĂšre hypothĂšse : solution dâacide faible (cf dĂ©monstration pour les acides forts)
Le pH est infĂ©rieur ou Ă©gale Ă 6,5 donc on a bien une solution acide. (on considĂšre quâon peut nĂ©gliger
[OH- ] par rapport à [H3O+] quand le pH est inférieur ou égal à 6,5).
DeuxiÚme hypothÚse : acide faible, peu dissocié
On considÚre cette approximation comme juste si le pH est inférieur au pKa-1.
Entre 0 et pKa-1, la forme AH est prédominante par rapport à sa base conjuguée ; entre pKa-1 et pKa,
la forme AH est supérieur à la forme A-. (Bien faire cette distinction : entre prédominant et supérieur)
c) Monobase faible
â RĂ©action de protolyse :
B + H2O " BH+ + OH-
Il n'y a pas de [H3O+], donc pas de constante d'acidité, donc il faut écrire la réaction dans le
sens de dissociation de l'acide :
BH+ + H2O " B + H3O+ Ka= [B][H3O+] / [BH+]
â RĂ©action d'autoprotolyse de l'eau :
2H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
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â Conservation de la matiĂšre :
CM C0 = [BH+] + [B]
Les deux espĂšces coexistent en solution
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS [BH+] + [H3O+] = [OH-]
â HypothĂšses permettant des approximations :
PremiĂšre hypothĂšse : on a une solution basique donc pH>7, donc [OH-]>> [H3O+].
ENS [BH+] + [H3O+] = [OH-], on peut donc négliger [H3O+] par rapport à [OH-] et on obtient :
[BH+] = [OH-]
Seconde hypothÚse : la base est faible, elle réagit peu sur les protons de l'eau, la forme prédominante
est B. On néglige [BH+] par rapport à [B] donc [BH+] << [B]
CM C0 = [BH+] + [B], on peut donc négliger [BH+] par rapport à [B], on obtient :
C0= [B]
On remet dans le Ka :
Monobase faible moléculaire :
pH=pKe + pKa + logC0
pH= pKe+pKa+logCo)
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â Justification des approximations :
PremiĂšre hypothĂšse : solution basique
Le pH doit ĂȘtre supĂ©rieur ou Ă©gale Ă 7,5 pour que cette
approximation fonctionne. Le pH est supérieur ou égal
Ă 7,5, on a bien une solution basique
Entre 6,5 et 7,5, le pH est neutre (en premiĂšre
annĂ©e, on nâaura pas des pH dans cette zone lĂ pour des
acides et bases faibles).
Seconde hypothĂšse : base faible qui rĂ©agit peu sur les protons de lâeau
Si le pH est supérieur ou égal au pKa +1, on
peut dire que la base réagit peu sur les protons de
lâeau et donc cela confirme cette approximation.
Pour une monobase faible, pour que les
approximations soient justifiĂ©es : le pH doit ĂȘtre â„ 7,5 (on
peut négliger [H3O+] par rapport à [OH-]) et il doit aussi
ĂȘtre â„ au pKa +1 (on peut donc nĂ©gliger [BH+] par rapport
Ă [B])
d) Monobase forte
â RĂ©action de dissociation ou solvolyse :
MOH ! M+ + OH-
Pas de constante car c'est une réaction totale.
â RĂ©action d'autoprotolyse de l'eau :
2H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
eau
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â Conservation de la matiĂšre :
CM C0 = [M+]
Ce nâest pas Ă©gal Ă [OH-] car celui-ci provient Ă©galement de lâautoprotolyse de lâeau.
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS [H3O+] + [M+] = [OH-]
â HypothĂšse permettant des approximations :
PremiĂšre hypothĂšse : on a une solution basique donc pH>7, donc [OH-]>> [H3O+].
ENS [M+] = [OH-]
CM Co = [M+] = [OH-]
Monobase forte :
â Justification de l'approximation :
pH= pKe + logC0
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⚠Résumé : Attention : seulement pour les monoacides ou les monobases :
e) Exemples de solutions
Parmi les propositions suivantes, laquelle (ou lesquelles) est (sont) exacte(s)?
A-La constante K delarĂ©actiondâautoprotolyseestĂ©galeĂ 10-14
à 0°C.
B- Une constante dâĂ©quilibre est une constante cinĂ©tique.
C- Le pH dâune solution dâacide acĂ©tique CH COOH 0,05 mol.L-1
(pKa = 4,75) est identique au pH
dâune solution aqueuse dâacide chlorhydrique HCl 0,05 mol.L-1
.
D- Le pH du mĂ©lange volume Ă volume dâune solution de HCOOH (pK = 3,8) 0,1 mol.L-1
et dâune
solution de Na2SO4 0,1 mol.L-1
est Ă©gal Ă 2,55.
E- Le pH dâune solution aqueuse dâacide formique HCOOH (pK = 3,8) 0,01 mol.L-1
est Ă©gal Ă 8.
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C) Composés polyfonctionnels
a) Polyacide faible
Polyacide faible signifie que lâespĂšce molĂ©culaire est constituĂ©e de plusieurs protons quâelle
peut céder, on va donc avoir plusieurs réactions acido-basiques successives caractérisées par plusieurs
constantes dâaciditĂ©s pKa. On met AH2 dans lâeau, câest un acide faible donc lâĂ©quilibre sera peu
dĂ©placĂ© et AH2 sera la forme prĂ©dominante avec un pH infĂ©rieur Ă 6,5 et comme câest un diacide,
infĂ©rieur Ă pKa1 â 1.
â RĂ©action de protolyse
â Autoprotolyse de lâeau :
2H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
â Conservation de la matiĂšre :
CM Quand on met AH2 en solution il se dissocie partiellement pour donner AH-, qui va se dissocier
partiellement pour donner A2- mais les 3 espĂšces coexistent en solution.
C0 = [AH2] + [AH-] + [A2-]
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS On a dit que les espÚces négatives étaient équilibrées par les espÚces positives.
2 x [A2-] + [AH-] + [OH-] = [H3O+]
Les ions A2- sont équilibrés par 2 ions H3O+ : on a la concentration en H3O+ qui est égale à 2 fois
la concentration en A2- .
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â Approximations:
PremiĂšre hypothĂšse : solution acide pH < 7, donc [OH-]<< [H3O+]
DeuxiÚme hypothÚse : diacide faible, donc peu dissocié et : [A2-] << [AH-] << [AH2].
(Ainsi lâespĂšce prĂ©dominante est AH2, qui donne peu de AH- qui donne encore moins de A2-)
ENS 2 x [A2-] + [AH-] + [OH-] = [H3O+], avec les approximations on obtient :
[AH-] = [H3O+]
On nĂ©glige donc ici lâautoprotolyse de lâeau et la seconde rĂ©action de protolyse de AH- qui
donne A2-
CM C0 = [AH2] + [AH-] + [A2-], avec les approximations on obtient :
C0 = [AH2]
On remplace dans le Ka1 :
Polyacide faible :
Pour un diacide faible mais comme la seconde réaction de protolyse est trÚs négligeable, on
sâintĂ©resse juste au couple AH2/AH-
â Justification des approximations :
pH < 6,5
pH < pKa1 - 1
b) Polybase faible
â RĂ©action de dissociation :
Na2A ! 2Na+ + A2-
Il nâexiste pas de polybase faible molĂ©culaire mais seulement des polybases faibles ioniques
donnant lieu Ă des rĂ©actions de dissociation. Les ions Na+ sont inertes chimiquement ils nâont pas de
propriété acido-basique, alors que A2- en a.
pH=pKa1 - logC0
pH=pKa1-logC0)
eau
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On part de A2- qui rĂ©agit sur les protons H+ de lâeau pour donner AH- qui lui-mĂȘme rĂ©agit
partiellement sur les H+ de lâeau pour donner AH2.
â Autoprotolyse de lâeau :
2H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
â Conservation de la matiĂšre :
CM
C0 = [AH2] + [AH-] + [A2-]
[Na+] = 2 C0
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS 2 [A2-] + [AH-] + [OH-] = [H3O+] + [Na+]
â Approximations :`
PremiĂšre hypothĂšse : on a une solution basique donc pH>7, donc [OH-]>> [H3O+].
ENS : 2 [A2-] + [AH-] + [OH-] = [H3O+] + [Na+]
- On néglige [H3O+] par rapport à [OH-] : 2 [A2-] + [AH-] + [OH-] = [Na+]
- On a : [Na+] = 2 C0 , donc on a : 2 [A2-] + [AH-] + [OH-] = 2[AH2] + 2[AH-] + 2[A2-]
- Et on simplifie et en plus on néglige selon : [AH2] << [AH-] << [A2-] ce qui nous donne au final :
[OH-] = [AH-]
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DeuxiĂšme hypothĂšse : A2- est une dibase faible qui rĂ©agit peu sur les protons de lâeau :
[AH2] << [AH-] << [A2-].
CM C0 = [AH2] + [AH-] + [A2-], avec [AH2] << [AH-] << [A2-], on obtient:
C0 = [A2-]
On intĂšgre cela au Ka2
Polybase faible :
â Justification des approximations :
pH > 7,5
pH > pKa2 + 1.
D) ComposĂ©s amphotĂšres et acides aminĂ©s â Partie 1
a) Composés amphotÚres ( ou ampholytes )
Câest un composĂ© qui a des propriĂ©tĂ©s acides et basiques. Il peut donc cĂ©der ou capter un H+.
Quand on le met dans lâeau câest une espĂšce ionisĂ©e : NaAH (dans lâeau) ! Na+ + AH-. Seul AH- a des
propriétés acido-basiques.
â Autoprotolyse de lâeau :
pH=pKe + pKa + logC0
pH= pKe+pKa+logCo)
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2H2O " OH- + H3O+ Ke = [H3O+] x [OH-] = 10-14
â Conservation de la matiĂšre :
CM C0 = [AH2] + [AH-] + [A2-] = [Na+]
â ĂlectroneutralitĂ© de la solution :
ENS 2 [A2-] + [AH-] + [OH-] = [H3O+] + [Na+]
â Approximations :
[H3O+] et [OH-] << autres concentrations
LâespĂšce amphotĂšre est Ă la fois acide et basique : on ne peut donc pas nĂ©gliger H3O+ devant OH- et
inversement. (car le pH est situé entre les deux pKa qui entourent le ph 7)
AmphotĂšre :
Le pH dâun amphotĂšre est indĂ©pendant de la concentration.
Ce qui nâest pas le cas pour toutes les espĂšces quâon a vu (composĂ©s mono ou polyfonctionnels).
â Justification des approximations :
AH- est lâespĂšce prĂ©dominante donc [AH-] = Co
ïżœ pKa1 + 1 < pH < pKa2 - 1.
Si câest le cas alors, (H3O+) et (OH-) << autres concentrations.
pH= pKa1 + pKa2
pH=(pKa1+pKa2)
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b) Acides aminés
Un acide aminé est constitué de deux groupements acido-basiques caractéristiques : un acide
carboxylique et une amine. Les deux groupes ont des propriétés acido-basiques :
- COOH peut céder son proton pour former un carboxylate (COO-)
- NH2 peut capter un proton pour former NH3+
Ă LâespĂšce doublement ionisĂ©e est appelĂ©e zwitterion. Cette forme
(quâon trouve dans lâeau) peut capter ou cĂ©der un proton : on
obtiendra alors deux fonctions acides ou deux fonctions basiques
On Ă©crit ensuite les deux rĂ©actions Ă lâĂ©quilibre :
â AH2+ : une charge positive, espĂšce la plus acide
â Le zwitterion : AH+ - car il a une charge positive et une charge nĂ©gative.
â A- : lâespĂšce la plus basique, une seule charge nĂ©gative.
Ainsi quand on met lâAA dans lâeau on est dans une solution dont le pH est compris entre les
deux pKa.
! Fonction carboxylique : 2 < pKa1 < 5
! Fonction amine : 9 < pKa2 < 11.
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â Si on veut calculer le pH on Ă©crit les deux rĂ©actions de protolyse et celle de lâautoprotolyse de lâeau.
â CM : C0 = [AH2+] + [AH+ -] + [A-]
â ENS : [A-] + [OH-] = [H3O+] + [AH2+] (car le zwitterion est Ă©lectriquement neutre)
â Approximations :
[H3O+] et [OH-] << autres concentrations
Acide Aminé :
Le pH dâun AA est indĂ©pendant de sa concentration.
Point isoĂ©lectrique dâun acide aminĂ© :
- Le pH est indépendant de la concentration.
- Ă ce pH, la mobilitĂ© de lâacide aminĂ© est minimale et la concentration du zwitterion est
maximale.
Lâacide aminĂ© est sous forme de zwitterion en solution aqueuse.
pH= pKa1 + pKa2
pH=(pKa1+pKa2)
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En mettant cette solution dans un courant Ă©lectrique, le zwitterion ne peut pas bouger mais
AH2+ et A- vont migrer en sens inverse sous lâeffet du champ Ă©lectrique. Ces propriĂ©tĂ©s nous
permettent de séparer deux acides aminés.
Non chargé = ne migre pas
Chargé = migre
Si on se met Ă un pH Si on se met Ă un pH
entre les deux pKa1 entre les deux pKa2
E) ComposĂ©s amphotĂšres et acides aminĂ©s â Partie 2
a) DĂ©finition dâune solution tampon
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Une solution tampon est une solution contenant un acide faible et sa base conjuguée en
quantitĂ©s Ă©quimolaires ou pratiquement Ă©quimolaires. (Lâune nâest pas prĂ©dominante par rapport Ă
lâautre)
Ce sont des solutions pour lesquelles le pH est relativement fixe, mĂȘme sâil peut varier un peu.
Cela permet de faire des dosages sans que les propriétés des espÚces acido-basiques en présence
nâinterviennent. Certains systĂšmes physiologiques ont des propriĂ©tĂ©s tampons et donc des pH qui ne
fluctuent pas et permettent de maintenir lâĂ©quilibre physiologique de notre organisme. On peut aussi
avoir des formes pharmaceutiques qui sont des solutions tampons pour maintenir un pH.
On voit que la zone tampon sâĂ©tend de pKa-1 Ă pKa +1 ïżœ câest la zone de pH de ces solutions
tampons
Une solution tampon est donc une solution dont le pH est compris entre pKa -1 †pH †pKa +1.
pH=pKa-1 pH=pKa+1
Entre ces deux rapports, on a les concentrations des deux espĂšces.
b) Les propriétés des solutions tampons
Solution dont le pH :
- Varie peu par ajout dâune quantitĂ© importante dâun acide fort (rĂ©agit sur la base faible) ou
dâune base forte (rĂ©agit sur lâacide faible).
- Ou pas, par dilution (on diminue de la mĂȘme façon la concentration de lâacide et de la base
conjuguée donc on ne change pas le rapport entre ces 2 espÚces).
c) PrĂ©paration dâune solution tampon
â MĂ©lange dâun acide faible et de sa base conjuguĂ©e.
Les espĂšces vont rĂ©agir lâune sur lâautre mais elles vont redonner les mĂȘmes espĂšces câest donc
comme sâil nây avait aucune rĂ©action entre un acide faible et sa base conjuguĂ©e.
â MĂ©lange dâun acide faible et dâune base forte. (base forte qui va rĂ©agir sur lâacide faible qui se
transformera partiellement en base conjuguée)
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Au dĂ©part on a mis une quantitĂ© na dâacide faible et nb de base forte. Ensuite, Ă lâĂ©quilibre, toute la
base forte a été consommée par AH, AH se transforme en A-. Il reste alors na-nb de AH et on aura formé
nb de A-. Si Ă lâĂ©quilibre on obtient autant dâAH que dâA- alors on aura une solution avec un pouvoir
tampon maximal : pH=pKa
Le pH = pKa + log (A-)/(AH), et Ă©tant donnĂ© quâon a le mĂȘme volume, on peut transformer A- en nb
et AH en na-nb.
â MĂ©lange dâune base faible et dâun acide fort.
Ă lâĂ©quilibre, tout lâacide fort aura Ă©tĂ© consommĂ© par A- et A- se transforme en AH. Si Ă lâĂ©quilibre on
obtient autant dâAH que dâA- alors on aura une solution avec un pouvoir tampon maximal : pH=pKa
d) Pouvoir tampon bĂȘta
Les solutions tampons sont caractĂ©risĂ©es par leur pouvoir tampon ÎČ qui a Ă©tĂ© dĂ©fini par Van
Slyke en 1922 : Le pouvoir tampon mesure la variation du pH lors de lâaddition de dC mol.L-1 dâun
acide fort ou dâune base forte.
Un tampon efficace a un pouvoir tampon élevé.
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- Le pouvoir tampon est maximal lorsque pH = pKa, si [H3O+] et [OH-] sont négligeables devant les
autres concentrations (approximations Ă faire). Le pH variera trĂšs peu mĂȘme si on ajoute une grande
quantitĂ© dâacide fort ou de base forte.
- Le pouvoir tampon est dâautant plus Ă©levĂ© que la concentration de la solution est grande. La
concentration dâune solution tampon est exactement la mĂȘme que pour un acide faible ou base faible,
on Ă©crit C0 = (AH) + (A-). Maintenant comme les concentrations sont Ă©quimolaires on ne va pas
négliger une des deux espÚces. On tient compte des deux (AH est presque = à A-).
Les solutions assez concentrĂ©es dâun acide faible et de sa base conjuguĂ©e en quantitĂ© Ă©quimolaire
constituent donc les meilleures solutions tampons.
e) Quelques exemples
â Acide acĂ©tique/acĂ©tate de sodium : pKa = 4,75
â Ion ammonium/ammoniaque (NH4+/NH3) ou tampon ammoniacal: pKa = 9,2
â Tampon phosphate: H2PO4-/HPO4
2- : pKa = 7, 2
f) Quelques applications biologiques et médicales
De nombreuses rĂ©actions mĂ©taboliques et/ou enzymatiques ne peuvent se produire quâĂ des
valeurs bien déterminées du pH (variations dans des limites trÚs étroites).
Les principaux systĂšmes tampons des liquides physiologiques sont :
â SystĂšme tampon des protĂ©ines
â SystĂšme tampon acide carbonique-bicarbonate
â SystĂšme tampon phosphate
â SystĂšme tampon des protĂ©ines
Il est formĂ© par lâensemble des protĂ©ines de lâorganisme. Câest le systĂšme tampon le plus abondant
du liquide intracellulaire et du plasma.
Exemples : HĂ©moglobines dans les Ă©rythrocytes (globules rouges) ou lâalbumine pour plasma.
Les protĂ©ines sont formĂ©es dâacides aminĂ©s constituĂ©s de groupement carboxylique (RCOOH) et
amine (NH2) : ce sont les composants fonctionnels du tampon.
â SystĂšme tampon acide carbonique-bicarbonate
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HCO3- : le terme chimique est hydrogénocarbonate mais dans le langage courant on parle de
bicarbonate (car historiquement on avait Ca (HCO3)2).
Ce tampon est un important rĂ©gulateur du pH sanguin (qui doit ĂȘtre compris entre 7,35 et
7,45). Câest Ă©galement le systĂšme tampon le plus abondant du liquide extracellulaire.
HCO3- + H3O+ " H2CO3 + H2O
La proportion de CO2 dissoute dans le sang est maintenue constante par la régulation de la
respiration.
â SystĂšme tampon phosphate
Câest le systĂšme le plus important du liquide intracellulaire (pH=7) et de lâurine.
Il faut juste savoir ce que sont les systĂšmes tampons, oĂč ils sont dans lâorganisme et oĂč ils interviennent.
g) IntĂ©rĂȘt pharmaceutique : les collyres
Ce sont des solutions tampons. Le liquide lacrymal a un pH compris entre 7,3 et 7,7. Donc le pH
dâun collyre devrait avoir un pH compris entre ces valeurs, mĂȘme si lâĆil en rĂ©alitĂ© supporte les
pH allant de 4 Ă 8.
Les solutions et suspensions ophtalmiques contiennent souvent une solution tampon
permettant de maintenir un pH favorable pour la stabilité des principes actifs. Il faut trouver un
Ă©quilibre pour ne pas irriter lâĆil et ne pas abimer le principe actif.
Donc pour le choix du tampon il faut tenir compte des incompatibilités possibles avec les autres
constituants du collyre. On utilisera souvent les tampons phosphates ou les tampons acides
boriques H3BO3-/ Borate de sodium (mélange).
On peut également utiliser des tampons pour les préparations injectables :
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â Tampon phosphate : H2PO4-/HPO4
2-
â Tampon acĂ©tate : acide acĂ©tique/ acĂ©tate de sodium
â Tampon HCO3-/ CO2-
3
Tous les principes actifs doivent ĂȘtre dosĂ©s selon la pharmacopĂ©e, et une partie de ses dosages
se fait sur le principe dâune rĂ©action acido-basique.
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RĂ©capitulatif POINTS IMPORTANTS
I. DEFINITION DU PH
Ă pH= -log [H3O+] Ă Constante d'autoprotolyse de l'eau : Ke = [H3O+] x [OH-]= 10-14
II. DEMARCHE A SUIVRE POUR LE CALCUL DE PH
Ă Ătre capable de rĂ©aliser la dĂ©monstration pour chaque composĂ© Ă Bien avoir les diffĂ©rentes Ă©tapes en tĂȘte pour ne pas se tromper
III. COMPOSES MONOFONCTIONNELS
Ă Monoacide fort : pH= -log (C0)
Ă Monoacide faible : pH=đđpKa - đ
đ log (C0)
Ă Monobase faible : pH=đđpKe + đ
đpKa + đ
đ log (C0)
Ă Monobase forte : pH=pKe + log (C0)
IV. COMPOSES POLYFONCTIONNELS
Ă Polyacide faible : pH= đđpKa1 - đ
đ log (C0)
Ă Polybase faible : pH=đđpKe + đ
đpKa2 + đ
đ log (C0)
V. COMPOSES AMPHOTERES ET ACIDES AMINES
Ă Ce sont des composĂ©s qui ont des propriĂ©tĂ©s acides et basiques. Ă Le pH est indĂ©pendant de la concentration. Ă pH=đ
đ(pKa1+pKa2)
Ă Point isoĂ©lectrique : pH oĂč la mobilitĂ© de lâacide aminĂ© est minimale et la concentration du zwitterion est maximale.
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à Solution pour laquelle le pH est relativement fixe. à Solution contenant un acide faible et sa base conjuguée en
quantitĂ©s Ă©quimolaires ou pratiquement Ă©quimolaires. Ă MĂ©lange dâun acide faible et dâune base forte. Ă MĂ©lange dâune base faible et dâun acide fort. Ă ConnaĂźtre les principaux systĂšmes tampons des liquides
physiologiques.
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Entrainements QCM 1 â Soit une solution dâhydrogĂ©nocarbonate de sodium (NaHCO3) Ă 0.6 M.
H2CO3 pKa 6.4 /10.3
Parmi les propositions suivantes concernant le pH de cette solution ? Laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?
A) La conservation de la matiĂšre sâĂ©crit C0=(H2CO3)+(HCO3-)+(CO3
2-)=Na+ B) LâĂ©lectroneutralitĂ© sâĂ©crit (HCO3
-)+(CO32-)+ (OH-)=(Na+ )+(H3O+).
A) Le pH de la solution est dĂ©pendant de la concentration de la solution. B) Le pH de la solution est Ă©gal Ă 3.3. C) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 2- Soit une solution dâacide chlorhydrique Ă 0,1M.
Parmi les propositions suivantes concernant le pH de cette solution ? Laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?
A) La conservation de la matiĂšre sâĂ©crit C0=[Cl-] B) LâĂ©lectroneutralitĂ© de la solution sâĂ©crit [H3O + ] = [Cl- ] + [OH - ]. C) Le pH de la solution est Ă©gal Ă 1. D) On nĂ©glige H3O+ devant OH-. E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
Exercice 1 : Complétez le texte avec les mots correspondants
Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguĂ©e en âŠâŠâŠâŠâŠâŠ.. ou pratiquement. Le pH est âŠâŠ.. et il est compris entre âŠâŠâŠ. et âŠâŠâŠ Il peut ĂȘtre constituĂ© du mĂ©lange dââŠâŠâŠâŠ.. et de sa base conjuguĂ©e ou du mĂ©lange dâun acide faible et dâ .âŠâŠâŠâŠ ou bien dâun acide fort et dââŠâŠâŠâŠâŠ . Les solutions tampons sont caractĂ©risĂ©es par le âŠâŠâŠâŠâŠ. Les liquides physiologiques possĂšdent des systĂšmes tampons. Le rĂ©gulateur du pH sanguin et le plus abondant du liquide extracellulaire est le systĂšme tampon âŠâŠâŠâŠâŠâŠâŠâŠâŠ . Le systĂšme tampon âŠâŠâŠâŠ. se retrouve dans le plasma et le liquide intracellulaire. Le dernier est le systĂšme tampon âŠâŠâŠ .
Exercice 2 : Donnez les définitions des mots suivants
AmphotĂšres : Zwitterion : Point isoĂ©lectrique : Pouvoir tampon ÎČ :
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Exercice 3 : Calculez le pH dâune solution contenant 2,5 g dâacide formique dans 500 ml.
DonnĂ©es â M=46g/mol â HCOOH/HCOO- : pKa= 3,8
Exercice 4 :
VRAI/FAUX
A) La rĂ©action dâautoprotolyse de lâeau sâĂ©crit H2O ïżœïżœ H3O+ + OH- B) La constante dâĂ©quilibre Ke est Ă©gale 1014 Ă 25°C. C) Ampholyte est le synonyme dâamphotĂšre. D) Lâeau est une espĂšce ampholyte.
Exercice 5 : Complétez le tableau suivant
Composé Formule du pH Approximations correctes si :
Polyacide faible
Acide fort
Polybase faible
Acide faible pHâ€6,5 et pHâ€pKa-1
Base forte
Acide aminé et amphotÚre pH=:6(pKa1+pKa2)
Base faible
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Corrections QCM 1 â Parmi les propositions suivantes concernant le pH de cette solution ? Laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?
A) VRAI B) FAUX, (HCO3-)+2(CO32-)+ (OH-)=(Na+ )+(H3O+). C) FAUX, câest une espĂšce amphotĂšre donc le pH nâest pas dĂ©pendant de la concentration mais
il dĂ©pend des deux pKa. D) FAUX, pH dâun amphotĂšre : pH=1/2(pKa1+pKa2)=1/2(6.4+10.3)=8.35 E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM2- Soit une solution dâacide chloridrique Ă 0,1M. 4
Parmi les propositions suivantes concernant le pH de cette solution ? Laquelle (lesquelles) est (sont) exacte(s) ?
A) VRAI B) VRAI C) VRAI, pH dâun acide fort : pH=-logC0=-log(0.1)=1 D) FAUX, On nĂ©glige les ions OH- par rapport aux ions H3O+ car câest une solution dâacide fort. E) FAUX
Exercice 1 : Complétez le texte avec les mots correspondants
Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguĂ©e en quantitĂ©s Ă©quimolaires ou pratiquement. Le pH est relativement fixe et il est compris entre pKa-1 et pKa+1. Il peut ĂȘtre constituĂ© du mĂ©lange dâacide faible et de sa base conjuguĂ©e ou du mĂ©lange dâun acide faible et dâune base forte ou bien dâun acide fort et dâune base faible. Les solutions tampons sont caractĂ©risĂ©es par le pouvoir tampon bĂȘta. Les liquides physiologiques possĂšdent des systĂšmes tampons. Le rĂ©gulateur du pH sanguin et le plus abondant du liquide extracellulaire est le systĂšme tampon acide carbonique-bicarbonate. Le systĂšme tampon des protĂ©ines se retrouve dans le plasma et le liquide intracellulaire. Le dernier est le systĂšme tampon phosphate.
Exercice 2 : Donnez les définitions des mots suivants
AmphotĂšres : Câest un composĂ© qui a des propriĂ©tĂ©s acides et basiques. Il peut donc capter et cĂ©der un H+. Il possĂšde plusieurs pKa. Zwitterion : espĂšce qui est doublement ionisĂ©e. Elle peut capter ou cĂ©der un proton. Câest la forme dâun AA dans lâeau Point isoĂ©lectrique : câest Ă ce pH oĂč la mobilitĂ© de lâacide aminĂ© est minimale et la concentration du zwitterion est maximale. Pouvoir tampon ÎČ : câest la mesure de la variation du pH lors de lâaddition dâune petite quantitĂ© dâun acide fort ou dâune base forte
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Exercice 3 : Calculez le pH dâune solution contenant 2,5 g dâacide formique dans 500 ml.
DonnĂ©es â M=46g/mol â HCOOH/HCOO- : pKa= 3,8
ïżœ Nous avons 2,5 g dans 500 ml (0,5 L). Il faut donc calculer la concentration massique :
Cm=%4
=6,;9,;
=5 g/L
ïżœ Ensuite on calcule la concentration molaire : C=2%<
= = ;=>
=0,11 mol/L
ïżœ Lâacide formique est un acide faible donc pH=1/2 (pKa-logC0)=1/2(3,8-log(0,11))=2,38
Exercice 4 :
VRAI/FAUX
A) FAUX , la rĂ©action dâautoprotolyse sâĂ©crit 2H2O ïżœïżœ H3O+ + OH- B) FAUX, Ke= 10-14 Ă 25°C C) VRAI D) VRAI
Exercice 5 : Complétez le tableau suivant
Composé Formule du pH Approximations correctes
Polyacide faible pH= :6pKa1 - :
6 log C0 pH < 6,5 et le pH < pKa1 - 1
Acide fort pH= -log C0 pHâ€6,5
Polybase faible pH=:6pKe + :
6pKa2 + :
6 log C0 pH > 7,5 et pH > pKa2 + 1
Acide faible pH=:6pKa - :
6 log C0 pHâ€6,5 et pHâ€pKa-1
Base forte pH=pKe + log C0 pHâ„7,5
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Acide aminé et amphotÚre
pH=:6(pKa1+pKa2) pKa1 + 1 < pH < pKa2 - 1
Base faible pH=:6pKe + :
6pKa + :
6 log C0 pHâ„7,5 et pHâ„pKa+1
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Notes
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Partie II â Les RĂ©actions dâoxydo-rĂ©duction
I. INTRODUCTION
Une des applications courantes des rĂ©actions dâoxydo-rĂ©duction est le fonctionnement de lâĂ©thylomĂštre : on a 2 pastilles de dichromate de potassium (Cr2O7
2-) qui se transforme en Cr3+ (qui sont des cristaux verts) par rĂ©action avec lâalcool expirĂ©.
Les ions H+, provenant de H2SO4 et prĂ©sent dans la pastille, servent Ă absorber la vapeur dâeau contenu dans lâair expirĂ©.
II. COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR
A) Calcul du nombre d'oxydation des éléments
Il faut connaßtre la différence entre un oxydant et un réducteur mais aussi entre une oxydation et une réduction.
Analogie entre rĂ©actions acido-basique et dâoxydo-rĂ©duction :
â Toutes les rĂ©actions vu cette annĂ©e sont faites sur le mĂȘme modĂšle dâun transfert de particules entre un donneur et un accepteur
â Dans les rĂ©actions acido-basiques, on Ă©changeait un proton entre un acide (donneur) et sa base conjuguĂ©e (accepteur)
â Dans les rĂ©actions dâoxydo-rĂ©duction, on Ă©change des Ă©lectrons entre un rĂ©ducteur (donneur) et un accepteur (lâoxydant)
DEFINITIONS :
Lâoxydation est la perte dâun ou plusieurs Ă©lectrons par un Ă©lĂ©ment : un rĂ©ducteur est oxydĂ© et donc perd des Ă©lectrons en formant un oxydant.
La rĂ©duction est le gain dâun ou plusieurs Ă©lectrons par un Ă©lĂ©ment (phĂ©nomĂšne inverse) : donc un oxydant + un ou plusieurs Ă©lectrons donnent un rĂ©ducteur.
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Pour savoir reconnaĂźtre un oxydant dâun rĂ©ducteur, regarder lâĂ©criture du couple ne suffit pas, il faut calculer le nombre dâoxydation des Ă©lĂ©ments dans chaque espĂšce. /!\ RĂšgles importantes :
â Le nombre dâoxydation des Ă©lĂ©ments est Ă©gal Ă 0 dans tout corps simple Ă° Exemple : lâatome de sodium, tel quel, nâa ni gagnĂ© ni perdu dâĂ©lectrons donc son nombre dâoxydation est Ă©gal Ă
0
â Dans un ion monoatomique, le nombre dâoxydation de lâĂ©lĂ©ment est Ă©gal Ă la charge de lâion Ă° Exemple : H+ a perdu un Ă©lectron donc il a une charge +, il a un nombre dâoxydation +I
Ă° Exemple : Pour Cu2+, il a perdu 2 Ă©lectrons, il a donc un nombre dâoxydation (+II)
â Si le nombre dâoxydation est positif, lâĂ©lĂ©ment a perdu des Ă©lectrons et sâil est nĂ©gatif, lâĂ©lĂ©ment a gagnĂ© des Ă©lectrons.
â Dans une molĂ©cule, la somme des nombres dâoxydation de chaque Ă©lĂ©ment est Ă©gale Ă 0 Ă° Exemple : PbO2 : ÎŁ(n.o.) = 0
â Dans un ion polyatomique, le nombre dâoxydations est Ă©gale Ă la charge de lâion Ă° Exemple : MnO4- : ÎŁ(n.o.) = charge de lâion
Valeurs Ă apprendre :
â En gĂ©nĂ©ral, lâhydrogĂšne a un nombre dâoxydation Ă©gal Ă +1 sauf dans le cas des hydrures (ex : LiH) oĂč lâhydrogĂšne a un nombre dâoxydation de -1
â LâoxygĂšne a en gĂ©nĂ©ral un nombre dâoxydations de -2 sauf dans le cas des peroxydes (ex : H2O2) oĂč son nombre dâoxydations est Ă©gal Ă -1
Quand on fait face Ă un couple redox, il faut dĂ©terminer le nombre dâoxydations de chaque Ă©lĂ©ment et savoir distinguer quelle espĂšce est rĂ©ductrice et laquelle est oxydante.
Lâoxydant est lâespĂšce qui va capter des Ă©lectrons pour ĂȘtre rĂ©duit, câest donc celui qui a le plus grand nombre dâoxydations (= degrĂ© dâoxydation)
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On vient de voir comment calculer les oxydations dans les Ă©lĂ©ments minĂ©raux ou les mĂ©taux, voyons maintenant comme cela se passe dans les Ă©lĂ©ments organiques. Il faut ici prendre en compte les effets de lâĂ©lectronĂ©gativitĂ© pour calculer le nombre dâoxydation de chaque Ă©lĂ©ment.
Un nombre dâoxydation est toujours un nombre entier et un Ă©lĂ©ment peut avoir plusieurs nombres dâoxydation dans une mĂȘme espĂšce.
Ă° Par exemple, dans Fe3O4, les trois fers nâont pas le mĂȘme nombre dâoxydation. Par le calcul, on trouve que la somme des nombres dâoxydations des 3 Fe devrait ĂȘtre de 8, or 8/3 nâest pas un nombre entier. On a donc 2 fers qui ont 3 oxydations et 1 fer qui en a 2.
Ă° Autre exemple : dans le thiosulfate (S2O32-), bien que la somme des nombres dâoxydations des 2 souffres
soit un nombre entier, ces deux souffres nâont tout de mĂȘme pas le mĂȘme nombre dâoxydation (un S Ă +6 et un Ă +2). Pour ce deuxiĂšme exemple, on nâaura pas dâexercice de ce genre, mais on en aura du premier.
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â Equilibrage des relations Ă©lectrochimiques avec interventions des ions du solvant
JusquâĂ prĂ©sent on Ă©crivait des rĂ©actions « simples », sans prendre en compte lâintervention des ions du solvant. Mais parfois lâĂ©quilibre redox fait intervenir les ions du solvant.
ïżœ Par exemple, le couple MnO4-/Mn2+ existe en milieu acide. On Ă©crit la rĂ©action redox mais cette fois on
rajoute les ions H+ liĂ©s au milieu acide pour Ă©quilibrer les charges, puis les molĂ©cules dâeau pour Ă©quilibrer les atomes dâoxygĂšne et dâhydrogĂšne. Attention, on rajoute bien les H+ pour Ă©quilibrer les charges de lâĂ©quation, par pour Ă©quilibrer les nombres dâoxydations. ON commence par Ă©crire les Ă©lectrons qui permettent de passer dâun degrĂ© dâoxydation Ă lâautre, mais ensuite les H+ servent Ă Ă©quilibrer le nombre de charges de chaque cĂŽtĂ© de lâĂ©quation.
ïżœ En milieu basique, on rajoutera OH- et H2O. De la mĂȘme maniĂšre on rajoute les e- pour atteindre le nombre dâoxydations voulu, puis on rajoute les OH- (milieu basique) du cĂŽtĂ© opposĂ© Ă celui des Ă©lectrons (sinon on renforce le dĂ©sĂ©quilibre) puis les H2O pour Ă©quilibrer les atomes dâH et dâO.
Remarques :
â Un milieu neutre a un pH : 5 < pH < 9
â Un milieu acide a un pH = 1 ou 2
â On ne saura pas toujours si on est en milieu acide (Ă trouver tout seul), cependant on saura toujours si on est en milieu basique. De plus, un milieu neutre ne signifie pas forcĂ©ment que les ions H+ nâinterviennent pas.
â Il est plus simple de dĂ©terminer dâabord le nombre dâoxydation de lâespĂšce qui nous intĂ©resse pour savoir combien dâĂ©lectrons seront Ă©changĂ©s, on a alors plus quâĂ Ă©quilibrer.
B) RĂ©actions dâoxydo-rĂ©duction (Ă©quation chimique)
Une fois quâon a Ă©crit la relation Ă©lectrochimique entre un oxydant et un rĂ©ducteur, on peut Ă©crire une rĂ©action dâoxydorĂ©duction globale entre un oxydant et un rĂ©ducteur dâun autre couple.
Exemple : réaction de MnO4- sur H2O2 en milieu acide : on a donc 2 couples : MnO4-/ Mn2+ et O2/ H2O2 :
On écrit les réactions au sein des deux couples, puis on « fusionne » les deux réactions en une seule. MnO4- réagit avec H2O2. H2O2 cÚde ses électrons à MnO4- pour que celui-ci soit réduit en Mn2+ et que H2O2 soit oxydé en O2.
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Dans la rĂ©action globale, on ne voit plus apparaĂźtre les Ă©lectrons. Dans certains cas, il y a nĂ©cessitĂ© dâappliquer des coefficients multiplicateurs devant les rĂ©actions individuelles (le coefficient sâapplique Ă lâentiĂšretĂ© de lâĂ©quation) afin que le nombre dâĂ©lectrons Ă©changĂ©s soit Ă©gal dans les deux rĂ©actions.
OTENTIEL DE NERNST
RĂ©action de dismutation :
EspĂšce qui ont des capacitĂ©s dâoxydant et de rĂ©ducteur Ă la fois. On a deux couples HNO2/NO et HNO3/HNO2 en milieu acide.
III. POTENTIEL DE NERNST
A) Rappel : Piles
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Les piles sont des gĂ©nĂ©rateurs transformant lâĂ©nergie chimique en Ă©nergie Ă©lectrique. LâĂ©nergie chimique est fournie par une rĂ©action redox spontanĂ©e.
Elle est constituĂ©e de deux compartiments sĂ©parĂ©s (2 demi-piles) contenant chacun une Ă©lectrode (matĂ©riau conducteur) et une solution Ă©lectrolyte. Entre les deux, on trouve un pont salin ou une paroi poreuse. Le pont salin est un tube en U creux, rempli dâune solution concentrĂ©e, gĂ©lifiĂ©e et conductrice.
Chaque Âœ pile est composĂ©e des 2 espĂšces dâun couple redox :
â Si lâune des espĂšces est un mĂ©tal, lâĂ©lectrode sera constituĂ©e de ce mĂ©tal M (couple Mn+/mĂ©tal M)
â Si les deux espĂšces sont des ions, elles sont toutes les deux prĂ©sentent dans la solution et Ă ce moment-lĂ lâĂ©lectrode est en gĂ©nĂ©ral un fil de platine.
LâĂ©criture dâune pile se fait selon une convention dâĂ©criture :
â A gauche le couple redox dont le potentiel est le plus faible
â A droite le pĂŽle oĂč le potentiel est le plus Ă©levĂ©
â Entre les deux on symbolise la paroi poreuse
Dans notre exemple, les Ă©lectrodes sont toutes les deux des fils de platine, plongeant pour lâun dans la solution de Fe3+/Fe2+ (Ă©lectrode positive) et pour lâautre dans la solution de Sn4+/Sn2+ (Ă©lectrode au potentiel le plus faible). Ces deux fils sont reliĂ©s par un fil Ă travers lequel se dĂ©place les Ă©lectrons qui passe dâun compartiment Ă lâautre.
Une pile est caractérisée par une force électromotrice correspondant à la différence de potentiel
entre les 2 Ă©lectrodes : E = E+ - E-
Si lâon ferme le circuit extĂ©rieur, il se produit une rĂ©action spontanĂ©e et des Ă©lectrons vont passer de la solution de gauche Ă celle de droite par lâintermĂ©diaire du fil.
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Les réactions ayant lieu aux électrodes :
â A lâĂ©lectrode au potentiel le plus faible (pĂŽle nĂ©gatif) ïżœ une oxydation (les ions Sn2+ cĂšdent des Ă©lectrons au milieu extĂ©rieur grĂące au fil de platine et deviennent des Sn4+)
â A lâĂ©lectrode au potentiel le plus Ă©levĂ© (pĂŽle positif) ïżœ une rĂ©duction (les ions Fe3+ captent des Ă©lectrons par lâintermĂ©diaire du fil de platine et deviennent du Fe2+)
La rĂ©action ayant lieu spontanĂ©ment au sein de la pile est donc la suivante (le 2Fe2+ vient de lâajout dâun coefficient afin dâavoir le mĂȘme nombre dâĂ©lectrons Ă©changĂ©s) :
Dans les compartiments de la pile, lorsque la rĂ©action aura Ă©tĂ© presque totalement dĂ©placĂ©e vers la droite, les ions Sn2+ seront devenus des ions Sn4+, mais les deux espĂšces coexisteront toujours dans la solution (/!\ Ă©quilibre /!\ mĂȘme sâil a Ă©tĂ© inversĂ©) et les ions Fe3+ seront majoritairement devenus des ions Fe2+, mĂȘme si les deux espĂšces coexisteront lĂ aussi toujours.
GrĂące Ă lâĂ©criture conventionnelle des piles (pĂŽle nĂ©gatif = anode, Ă gauche et pĂŽle positif = cathode, Ă droite), on sait que Sn2+ est le rĂ©ducteur qui va cĂ©der des Ă©lectrons Ă Fe3+.
Un autre exemple dâĂ©lectrode : lâĂ©lectrode au calomel
Elle contient une Ă©lectrode dâargent plongĂ©e dans une solution de Cl- en Ă©quilibre avec un solide AgCl (un prĂ©cipitĂ© dâAgCl) et dans lâautre compartiment un fil de platine plongĂ©e dans une solution acide dâH+ dans laquelle barbote un gaz H2. On sait ici que câest Ag rĂ©ducteur qui va oxyder les ions H+ en ions H2.
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B) Formule de Nernst â Potentiel rĂ©dox standard
On peut dĂ©terminer la force Ă©lectromotrice (f.e.m. E) dâune pile en mesurant la diffĂ©rence de potentiel, en sachant que dans chaque compartiment a lieu une relation Ă©lectrochimique (une demi-rĂ©action) et que la rĂ©action spontanĂ©e de la pile va sâĂ©crire :
f.e.m. = E+ - E- (avec E+ et E- : les potentiels dâĂ©lectrode ou les potentiels redox des couples qui
constituent chaque demi-pile)
Pour dĂ©terminer les valeurs de ces potentiels rĂ©dox, il a fallu travailler avec une rĂ©fĂ©rence : lâĂ©lectrode standard Ă hydrogĂšne (ESH) pour laquelle, par convention, on a Ă©tabli que le potentiel Ă©tait Ă©gal Ă 0 Ă toute tempĂ©rature. Cette Ă©lectrode est constituĂ©e dâun fil de platine terminĂ© par une plaque de platine, qui tempe dans une solution acide de concentration dâH+ de 1 mol/L. Dans cette solution barbote du gaz H2 Ă une pression de 1 atm.
A partir de lĂ , on a constituĂ© des piles avec dâun cĂŽtĂ© cette Ă©lectrode standard et de lâautre cĂŽtĂ© un compartiment qui contenait la solution Ă©lectrolyte dâun couple dont on souhaitait dĂ©terminer le potentiel rĂ©dox.
Le potentiel dâune solution qui contient lâoxydant est le rĂ©ducteur va sâĂ©crire, selon la formule de Nernst :
â E0ox/red Ă©tant le potentiel standard du couple â F majuscule le nombre de faraday â n le nombre dâĂ©lectrons Ă©changĂ©s
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â a(ox) et a(red) Ă©tant les activitĂ©s de lâoxydant et du rĂ©ducteur.
A 25°C, on a assimilé :
Câest ainsi quâon obtient :
On a assimilĂ© les activitĂ©s qui Ă©taient prĂ©sentes dans la premiĂšre expression aux concentrations des espĂšces si les coefficients stĆchiomĂ©triques sont Ă©gaux Ă 1. Sinon, on met en exposant les coefs stĆchiomĂ©triques :
Potentiel de Nernst : đž = đž#?/$&09 + 9,9;AB
đđđ [#?]!
[$&0]"
Quelques exemples :
â Les solides ne font pas partie de la solution, ils nâinterviennent donc jamais dans le calcul du potentiel (il faudrait Ă©crie leur activitĂ© qui est Ă©gale Ă 1 et que lâon nâa donc pas besoin dâĂ©crire).
â La pression du gaz est assimilĂ©e Ă 1 atm câest pour ça que lâon peut simplifier lâĂ©criture.
Au final, ni les gaz ni les solides nâinterviennent dans le calcul du potentiel. Seules interviennent les espĂšces en solution, quâelles soient ioniques ou molĂ©culaires.
C) Cas d'un couple faisant intervenir les ions H+ ou OH-
â En milieu acide : Les ions H+ vont intervenir
Exemple du MnO4-/Mn2+
đž = đž#?/$&09 + 9,9;AB
đđđ [#?]![C#]"
[$&0]!$
:
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â đž = đž!"#!"/!"#$% + %,%'(
'đđđ [!"#!_][+$]&
[!"#$]
â đž = đž!"#!"/!"#$% + %,%'(
'đđđ [đ»,]- + %,%'(
'đđđ [!"#!_]
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â đž = đž!"#!"/!"#$% + -
'Ă 0,059 log[đ»,]- + %,%'(
'đđđ [!"#!_]
[!"#$]
â đž = đž!"#!"/!"#$% â -
'Ă 0,059đđ» + %,%'(
'đđđ [!"#!"]
[!"#$]
â OĂč on pose đž!"#!"/!"#$.% = đž!"#!"/!"#$
% â -'Ă 0,059đđ», le potentiel standard apparent (dĂ©pendant du pH)
A pH = 0, le potentiel standard apparent sera E0 et ce potentiel va diminuer Ă partir du moment oĂč le pH de la solution va augmenter (Ă cause du signe -) ïżœ un oxydant peut, Ă pH = 0, avoir un potentiel suffisamment important pour oxyder un rĂ©ducteur, mais si le pH augmente ce potentiel peut diminuer et lâoxydant peut ne plus pouvoir oxyder le rĂ©ducteur. A pH=0, E'0=E0 = +1,51V (Ă pH = 0, le potentiel standard apparent est Ă©gal au potentiel standard).
â En milieu basique : intervention des OH-
ïżœ LĂ encore, on pourra calculer le potentiel standard apparent Ă un pH diffĂ©rent de 0
à partir de cette formule de Nernst et de la détermination expérimentale des f.e.m. des différentes piles, on a pu déterminer le potentiel de différents couples.
Les seules choses Ă savoir sont que le potentiel de lâĂ©lectrode standard est Ă©gal Ă 0 quelle que soit la T°, que les ions permanganates sont les plus oxydants et que le zinc est le rĂ©ducteur le plus fort. On utilise souvent, dans les rĂ©actions organiques, du zinc et du manganĂšse comme rĂ©ducteur et oxydant.
IV. PREVISIONS DES REACTIONS REDOX
A) Prévision qualitative
On va faire comme pour les réactions acido-basiques : on va tracer des diagrammes de prédominance en fonction du potentiel de Nernst.
Quand on sera dans le domaine de prĂ©dominance de lâoxydant on aura un potentiel > Ă E0 et quand on sera dans le domaine de prĂ©dominance du rĂ©ducteur, le potentiel < Ă E0.
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Analogie avec une réaction acido-basique :
Dans les rĂ©actions AB, pour savoir quelles espĂšces rĂ©agissaient ensemble, on traçait les diagrammes de prĂ©dominance et lâacide dont le couple avait le plus faible pKa rĂ©agissait avec la base dont le couple avait le plus grand pKa
Ă Lâacide le plus fort rĂ©agit sur la base la plus forte
Ce sera la mĂȘme chose ici : le rĂ©ducteur (donneur de particule) du couple au plus faible potentiel rĂ©agit sur lâoxydant (accepteur de particule) du couple ayant le plus grand potentiel
Ă Lâoxydant le plus fort rĂ©agit avec le rĂ©ducteur le plus fort.
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RĂ©capitulatif POINTS IMPORTANTS
I. COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR
Ă° Distinguer un oxydant et un rĂ©ducteur en calculant les nombres dâoxydation des Ă©lĂ©ments : lâoxydant a le plus grand nombre dâoxydation
Ă° RĂšgle de calcul : â Dans tout corps simple : n.o. = 0 â Dans un ion monoatomique : n.o. = charge de lâion. â Dans une molĂ©cule : ÎŁ(n.o.) = 0. â Dans un ion polyatomique : ÎŁ(n.o.) = charge de lâion â H : n.o. = + I sauf pour les hydrures n.o. = - I. â O : n.o. = - II sauf pour les peroxydes n.o. = -I
Ă° n.o : toujours entier et peut ĂȘtre diffĂ©rent pour un mĂȘme Ă©lĂ©ment Ă° Oxydant + n Ă©lectrons ⏠RĂ©ducteur Ă° Oxydant 1 + RĂ©ducteur 2 ⏠Oxydant 2 + RĂ©ducteur 1
II. POTENTIEL DE NERNST
ïżœ Formule du calcul de potentiel dâun couple :
ïżœ LâactivitĂ© des solides et des gaz vaut 1
ïżœ Le potentiel standard apparent dĂ©pend du pH (inversement
proportionnel)
III. PRĂVISIONS QUALITATIVE DES REACTIONS REDOX
ïżœ Point de vue qualitatif : Le rĂ©ducteur du couple ayant le plus faible Eo rĂ©agit sur lâoxydant du couple ayant le plus grand Eo
ïżœ Point de vue quantitatif : Constante dâĂ©quilibre â n1 = n2 = n : â n1 â n2 :
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Entrainements QCM 1 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) Pour le couple O2 / H2O2, 2 électrons sont échangés A) Pour le couple CH3CO2H / CH3CHO, 4 électrons sont échangés B) Pour le coupleS4O6
2- /S2O3 2- , 4 Ă©lectrons sont Ă©changĂ©s C) Pour le Pb2+/Pb, 2 Ă©lectrons sont Ă©changĂ©s D) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 2 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) Cr2O7 2â + 14 H+ + 6 e â ⏠2 Cr3+ + 14 H2O B) IO3
â + 12 H+ + 5 e â ⏠I2 + 6 H2O C) Br2 + 2 e â ⏠Brâ D) NO3 â + 3 H+ + 3 e â ⏠NO + 2 H2O E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
QCM 3 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
DonnĂ©es : â C6H6O6 / C6H8O6 : E0 = 0,39 V â I2 / I- : E0 = 0,54 V â M (acide ascorbique) = 176,1 g/mol â 1 correspond au diiode â 2 correspond Ă lâacide ascorbique
A) La correspondance de molaritĂ© entre les 2 espĂšces est 2 M1 x V1 = M2 x V2 B) La correspondance de molaritĂ© entre les 2 espĂšces est M1 x V1 = 2 M2 x V2 C) Le volume dâiode Ă verser selon le protocole est 17 L D) Le rĂ©ducteur dans le dosage est le diiode E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exact
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Exercice 1 : Complétez le texte avec les mots correspondants
Pour savoir quel est lâoxydant et le rĂ©ducteur du couple, il faut calculer le âŠâŠâŠâŠâŠ du couple dâoxydorĂ©duction. Cela permet Ă©galement de savoir combien dâĂ©lectrons ont Ă©tĂ© gagnĂ©s par lâoxydant pour devenir un rĂ©ducteur (si le nombre dâoxydations est positif, lâĂ©lĂ©ment a âŠâŠâŠâŠâŠet sâil est nĂ©gatif, lâĂ©lĂ©ment a âŠâŠâŠâŠâŠ).
Il faut connaĂźtre quelques rĂšgles pour calculer le nombre dâoxydation dâun Ă©lĂ©ment. La 1Ăšre Ă connaĂźtre est que le nombre dâoxydations de lâĂ©lĂ©ment est Ă©gal Ă âŠâŠâŠâŠâŠ dans tout corps simple (ex : S, Na, etc) et dans un âŠâŠâŠâŠâŠ (ex : I-, K+, etc), il est Ă©gal Ă la âŠâŠâŠâŠâŠ. La rĂšgle suivante est que dans une molĂ©cule, la somme des nombres dâoxydations de chaque Ă©lĂ©ment est Ă©gale Ă âŠâŠâŠâŠâŠ (ex : KCl : ÎŁ(n.o.) = âŠâŠâŠâŠâŠ) et dans un ion polyatomique, il est Ă©gal Ă la âŠâŠâŠâŠâŠ (ex : ClO- : ÎŁ(n.o.) = âŠâŠâŠâŠâŠ). De plus, il existe des atomes qui ont, en gĂ©nĂ©ral, le mĂȘme nombre dâoxydation dans les molĂ©cules comme âŠâŠâŠâŠâŠ (n.o. = +1 sauf dans le cas des âŠâŠâŠâŠâŠ oĂč n.o = âŠâŠâŠâŠâŠ) et lâoxygĂšne (n.o = âŠâŠâŠâŠâŠsauf dans le cas des âŠâŠâŠâŠâŠ oĂč n.o = âŠâŠâŠâŠâŠ) Il est Ă©galement important de retenir que ce nombre est toujours âŠâŠâŠâŠâŠ et quâil peut varier pour âŠâŠâŠâŠâŠ (ex : le souffre nâa pas le mĂȘme nombre dâoxydation dans S4O62- )
Exercice 2 : Donnez les définitions des mots suivants
Lâoxydation :
La réduction :
La normalité :
Un Ă©quivalent :
Exercice 3 : Calculez la constante dâĂ©quilibre du dosage suivant et dire sâil est rĂ©alisable ou non
Données
â MnO4 â / Mn2+ : E° = 1,51 V â Fe3+ / Fe2+ E° = 0,77 V
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Exercice 4 :
VRAI/FAUX
DonnĂ©es : â R-S-S-R / C5H9NO3S (acĂ©tylcystĂ©ine) : E0 = - 0,22 V â I2 / I- : E0 = 0,54 V â M (acĂ©tylcystĂ©ine) = 163,2 g/mol
â RĂ©action du couple 1 : â 1 correspond Ă lâacĂ©tylcystĂ©ine et le 2, Ă lâiode
Concernant ce dosage : A) Le dosage est réalisable car la réaction est qualitativement et quantitativement déplacée
vers la droite B) La rĂ©action est qualitativement dĂ©placĂ©e vers la droite car Ke > 103 C) Le rĂ©ducteur dans le dosage est lâiode D) Lâoxydant dans le dosage est lâacĂ©tylcystĂ©ine E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
Concernant les calculs relatifs Ă ce dosage : A) 1 mole dâacĂ©tylcystĂ©ine rĂ©agit avec 1 mole dâiode B) M1 x V1 = 2 M2 x V2 C) Il y a 0,858 mmol dâacĂ©tylcystĂ©ine dans la solution Ă doser D) Ke = 25,76 E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
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Corrections QCM 1 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) VRAI, Pour le couple O2 / H2O2, 2 Ă©lectrons sont Ă©changĂ©s : O2 + 2 H+ + 2 e- ⏠H2O2 B) FAUX, pour le couple CH3CO2H / CH3CHO, 2 Ă©lectrons sont Ă©changĂ©s : CH3CO2H + 2 e â âŹ
CH3CHO C) FAUX, pour le coupleS4O6 2- /S2O3 2- , 2 Ă©lectrons sont Ă©changĂ©s : S4O6 2â + 2 e â 2 ⏠S2O3 2â D) VRAI, Pour le Pb2+/Pb, 2 Ă©lectrons sont Ă©changĂ©s : Pb2+ + 2 e â ⏠Pb E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte.
QCM 2 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) FAUX : Cr2O7 2â + 14 H+ + 6 e â ⏠2 Cr3+ + 7 H2O B) FAUX : 2 IO3
â + 12 H+ + 10 e â ⏠I2 + 6 H2O C) FAUX : Br2 + 2 e â ⏠2 Brâ D) FAUX : NO3 â + 4 H+ + 3 e â ⏠NO + 2 H2O E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
QCM 3 â PARMI LES PROPOSITIONS CI-DESSOUS, LAQUELLE (LESQUELLES) EST (SONT) EXACTE(S) ?
A) FAUX, La correspondance de molarité entre les 2 espÚces est 2 M1 x V1 = M2 x V2 B) VRAI, La correspondance de molarité entre les 2 espÚces est M1 x V1 = M2 x V2
Explication :
Donc n2 = n1 => M1 x V1 = M2 x V2
C) FAUX, Le volume dâiode Ă verser selon le protocole est 17 mL => Attention aux unitĂ©s D) FAUX, Le rĂ©ducteur dans le dosage est lâacide ascorbique. Le diiode est lâoxydant E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
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Exercice 1 : Complétez le texte avec les mots correspondants
Pour savoir quel est lâoxydant et le rĂ©ducteur du couple, il faut calculer le nombre dâoxydation du couple dâoxydorĂ©duction. Cela permet Ă©galement de savoir combien dâĂ©lectrons ont Ă©tĂ© gagnĂ©s par lâoxydant pour devenir un rĂ©ducteur (si le nombre dâoxydations est positif, lâĂ©lĂ©ment a perdu des Ă©lectrons et sâil est nĂ©gatif, lâĂ©lĂ©ment a gagnĂ© des Ă©lectrons).
Il faut connaĂźtre quelques rĂšgles pour calculer le nombre dâoxydation dâun Ă©lĂ©ment. La 1Ăšre Ă connaĂźtre est que le nombre dâoxydations de lâĂ©lĂ©ment est Ă©gal Ă 0 dans tout corps simple (ex : S, Na, etc) et dans un ion monoatomique (ex : I-, K+, etc), il est Ă©gal Ă la charge de lâion. La rĂšgle suivante est que dans une molĂ©cule, la somme des nombres dâoxydations de chaque Ă©lĂ©ment est Ă©gale Ă 0 (ex : KCl : ÎŁ(n.o.) = 0) et dans un ion polyatomique, il est Ă©gal Ă la charge de lâion (ex : ClO- : ÎŁ(n.o.) = -1). De plus, il existe des atomes qui ont, en gĂ©nĂ©ral, le mĂȘme nombre dâoxydation dans les molĂ©cules comme lâhydrogĂšne (n.o. = +1 sauf dans le cas des hydrures oĂč n.o = -1) et lâoxygĂšne (n.o = -2 sauf dans le cas des peroxydes oĂč n.o =-1) Il est Ă©galement important de retenir que ce nombre est toujours un nombre entier et quâil peut varier pour un mĂȘme Ă©lĂ©ment (ex : le souffre nâa pas le mĂȘme nombre dâoxydation S4O62- )
Exercice 2 : Donnez les définitions des mots suivants
Lâoxydation : est la perte dâun ou plusieurs Ă©lectrons par un Ă©lĂ©ment : un rĂ©ducteur est oxydĂ© et donc perd des Ă©lectrons en formant un oxydant.
La rĂ©duction : est le gain dâun ou plusieurs Ă©lectrons par un Ă©lĂ©ment (phĂ©nomĂšne inverse) : donc un oxydant + un ou plusieurs Ă©lectrons donnent un rĂ©ducteur.
La normalité est une concentration en équivalent/L
Un équivalent est une particule échangée au cours d'une réaction pour une mole de réactif
Exercice 3 : Calculez la constante dâĂ©quilibre du dosage suivant et dire sâil est rĂ©alisable ou non
Données
â MnO4 â / Mn2+ : E° = 1,51 V â Fe3+ / Fe2+ E° = 0,77 V
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Exercice 4 :
VRAI/FAUX
Concernant ce dosage : A) VRAI, Le dosage est réalisable car la réaction est qualitativement et quantitativement
déplacée vers la droite
Ce sont les 2 conditions nĂ©cessaires obligatoirement pour quâun dosage soit rĂ©alisable
B) FAUX : La réaction est quantitativement déplacée vers la droite car Ke > 103
Attention au mot qualitatif et quantitatif qui sont facilement confondables mais qui ne signifient pas la mĂȘme chose : lâaspect qualitatif fait rĂ©fĂ©rence au courbe de rĂ©action alors que lâaspect quantitatif fait rĂ©fĂ©rence au Ke
C) FAUX, Le rĂ©ducteur dans le dosage est lâacĂ©tylcystĂ©ine puisque câest lâespĂšce qui va perdre des Ă©lectrons lors de la rĂ©action avec lâiode pour former un oxydant
D) FAUX, Lâoxydant dans le dosage est lâiode E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
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Concernant les calculs relatifs Ă ce dosage : A) FAUX, 1 mole dâacĂ©tylcystĂ©ine rĂ©agit avec 1 mole dâiode
Explication :
Donc n1 = n2 => M1 x V1 = 2 M2 x V2
B) VRAI, M1 x V1 = 2 M2 x V2 C) VRAI, Il y a 0,858 mmol dâacĂ©tylcystĂ©ine dans la solution Ă doser
Explication :
D) Ke = 25,76
Explication :
E) Aucune des rĂ©ponses ci-dessus nâest exacte
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Notes
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