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  1. 1. CHIMIE DES SOLUTIONS 24-01-2022 Proposé par: Pr. BELKHOUDA Présenté par : KHRACH SAID AIT SY KHALID
  2. 2. Plan 1. 2. 3. Introduction Phénomène de dilution &dissolution Quelques définition Notion d’acide et base Dosage acido-basique Diagramme de prédominance 4. Formule mathématique 5. Application 7. 8. 6.
  3. 3. INTRODUCTION La Science de chimie des solutions est le parcours de la chimie qui s’intéresse à l’étude des réactions chimiques en solution. On trouve cette science dans plusieurs domaine tels que :  Industrie pharmaceutique;  Conservation des poissons;  Préparation des engrais;
  4. 4. Quelques Définitions 3. Normalité 𝑁 = 𝑃 × 𝑀 N: Normalité ; P : nombre d’équivalent ; m = 𝑛𝐴 1𝐾𝐺 4. Molalité nA:nombre de mole de constituent 1. Concentration Massique 𝐶𝑚 𝑋 = 𝑚 𝑋 𝑣 M(X): la masse de constituent en (KG) V : volume en (L) 2. Concentration Molaire 𝑐𝐴 = 𝑛𝐴 𝑣 𝑈𝑛𝑖𝑡é 𝑚𝑜 𝑙 𝐿 nA : nombre de mole de constituent V : volume en (L)
  5. 5. Dissolution 1ère étape Verser le soluté dans la fiole 2 -ème étape 3 -ème étape Ajouter l’eau distillée jusqu’ au trait de jauge 4-ème étape 5-ème étape 1 3 5 4 2
  6. 6. Dilution 1ère étape 2ème étape 3ème étape
  7. 7. Définition selon BRONSTED  Acide: capable de libérer un proton H+. AH → A- + H+  Base : capable de capter proton H+ B + H+ → BH+ Définition selon ARRHENIUS  Acide: capable libérer des ions H+. HCl → Cl- + H+  Base : capable libérer des ions OH NaOH → Na+ + OH-  Limites (NH3,CN-…) Couple acide-base  AH/A- , BH+/B, HCl /Cl-  H3O+/H2O/OH- amphotères ou ampholytes Réaction acido-basique Couple1 A1H → A1- + H+ Couple2 A2H → A2- + H+ A2H + A1- → A2- + A2H Notion d’acide et de base
  8. 8. Diagramme de prédominance ‫=ܪ݌‬ ‫ܭ݌‬ܽ + log [‫ܣ‬−] [‫]ܣܪ‬ pKa 𝒑𝑯 pKa-1 pKa+1 Acide [AH] > 10.[A-] [A-] > 10.[AH] Base Prédominance d’acide Prédominance de base Constante d’acidité : ‫=ܽܭ‬ [H3O+][‫ܣ‬−] [‫]ܣܪ‬ dans les calculs, on remplace Ka par pKa avec pKa = - log(Ka).
  9. 9. Solution tampon  Définition : Une solution tampon est une solution qui est constituée d’un mélange « équimoléculaire » d’un acide faible HA et de sa base conjuguée A-. [𝐻3𝑂+ ] = 𝐾𝑎[𝐻𝐴] [𝐴−] 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log ( [𝐴− ] [𝐻𝐴] ) 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + log ( [𝐵𝑎𝑠𝑒] [𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒] ) [𝐻𝐴] = [𝐴− ] 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 𝐴𝐻 + 𝐻2𝑂 − 𝐴− + 𝐻3𝑂+  Réaction chimique :
  10. 10. Dosage acido-basique  But : Détermination de titre d’une solution inconnu ( à titré ) par une solution titré.  Caractéristiques :  Rapide ;  Totale ;  Sélective ;  Application : Dosage d’acide faible H3COOH par NaOH
  11. 11. Suivi d’un titrage acido-basique Suivi pH-métrique
  12. 12. Suivi d’un titrage acido-basique Par conductimétrie H3COOH
  13. 13. Suivi d’un titrage acido-basique Suivi colorimétrique Indicateur coloré acido-basique Choix de l’indicateur coloré acido-basique Hélianthine 3,1 – 4,4 Vert de bromocrésol 3,8 - 5,4 Rouge de méthyl 4,4 – 6,2 Bleu de bromothymol 5,8 – 7,6
  14. 14. Ecrire la réaction chimique. Faire l’inventaire Espèces chimique. 1. 2. 3. 4. La méthode générale pour calculer le pH Ecrire les relations liant les concentrations.  loi d’action de masse  Conservation de la matière  Électroneutralité de la solution Résoudre le système des équations à l’aide des approximation 1ère approximation Si le milieu est suffisamment acide on néglige l’autoprotolyse de l’eau. [OH-] << [H3O+] 2ème approximation Cas où l’acide est faiblement ionisée càd 𝐾𝑎 𝐶 ≤ 0.01 donc [A-] << [AH] [AH] ≈ Ca
  15. 15. 𝐴𝐻 + 𝐻2𝑂 → 𝐴− + 𝐻3𝑂+ 2𝐻2𝑂− 𝑂𝐻− + 𝐻3𝑂+ BOH+H2OB+ + OH- 2𝐻2𝑂− 𝑂𝐻− + 𝐻3𝑂+ Acide Fort Base Forte 𝐻3𝑂+ = 𝐶 𝑝𝐻 = −log 𝐶 • Cas de solution très diluée : C< 10-6,5 M 𝐻3𝑂+ 2 - C 𝐻3𝑂+ -Ke=0 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 𝐻3𝑂+ = −𝑙𝑜𝑔 𝑐 + 𝐶2 + 4𝐾𝑒 2 • Cas de solution pas très diluée C> 10-6,5M • Cas de solution pas très diluée C> 10-6,5M • Cas de solution très diluée : C< 10-6,5 M 𝑂𝐻− = 𝐶 𝑝𝐻 = 14 + log 𝐶 𝑂𝐻− = 𝑐 + 𝐶2 + 4𝐾𝑒 2 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 + 𝑙𝑜𝑔 𝐶 + 𝐶2 + 4𝐾𝑒 2 Expressions de pH
  16. 16. Expressions de pH 𝐴𝐻 + 𝐻2𝑂−𝐴− + 𝐻3𝑂+ 2𝐻2𝑂− 𝑂𝐻− + 𝐻3𝑂+ Acide faible Base faible  Cas de solution pas très diluée 𝑝𝐻 = 1 2 𝑝𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔𝐶𝑎 𝐾𝑎 𝑐𝑎 ≤ 10−2 𝑀−1  L’acide est très peut dissociée 𝐻3𝑂+ 2 - 𝐾𝑎 × 𝐻3𝑂+ - 𝐾𝑎 × 𝐶𝑎 =0 𝑝𝐻 = −𝑙𝑜𝑔 −𝐾𝑎 + 𝐾𝑎 2 + 4𝐾𝑎𝒞 2  le milieu est supposé suffisamment acide 𝐵 + 𝐻2𝑂 →← 𝐵𝐻+ + 𝑂𝐻⋅ 2𝐻2𝑂− 𝑂𝐻− + 𝐻3𝑂+ [𝑂𝐻− ]2 + 𝐾𝑏 𝑂𝐻− − 𝐾𝑏𝐶 = 0 𝐾𝑏 = [OH−]2 𝐶 − O𝐻− 𝑝𝐻 = 14 + log ( −𝐾𝑏+ 𝐾𝑏 2+4𝐾𝑏𝐶 2 ) 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 1 2 𝑝𝐾𝑏 + 1 2 𝑙𝑜𝑔𝐶 𝑝𝐻 = 7 + 1 2 𝑝𝐾𝑎 + 1 2 𝑙𝑜𝑔𝐶 𝐾𝑏 𝑐 ≤ 10−2  Base faible très peu dissociée
  17. 17. pH= 1 2 𝑝𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔𝐶𝑎 pH = 7 + 1 2 𝑝𝐾𝑎 + 1 2 𝑙𝑜𝑔𝐶′ pH = pKa Solution tampon pH = 14 + log 𝐶′ pH= 1 2 𝑝𝐾𝑎 − 𝑙𝑜𝑔𝐶′𝑎
  18. 18. REACTIONS DE DISSOLUTION- PRECIPITATION  Solubilité : Quantité maximale d’un composé solide que l’on peut dissoudre dans un volume donnée de solvant  Exemples : NaCl : S ≈ 6 mole.L-1, (très soluble).  Réaction de précipitation : AgCl : S ≈ 10-5 mole.L-1 (très peu soluble).
  19. 19. REACTIONS DE DISSOLUTION-PRECIPITATION Quand la formation de AgCl lors d’une réaction de précipitation, il reste toujours des traces des ions (Ag+ et Cl-), Il s’établit donc un équilibre. AgCl (s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl-(aq) K = Ks = [Ag+].[Cl−]. 1 (activité de (solide AgCl) = 1) Pour un solide de formule générale : AxBy: AxBy ⇌ xAy+ + yBx- x𝑺 y𝐒 Ks = [Ay+]x[Bx-]y =(x𝑺)𝒙[y𝐒]𝒚  Produit de solubilité:
  20. 20. REACTIONS DE DISSOLUTION-PRECIPITATION  Conditions de précipitation A+ + B- ⇌ AB Ks = [A+]e [B-]e Si on mélange [A+]i et [B-]i trois cas sont possibles : [A+]i [B-]i < Ks : sous-saturation : pas de précipitation de AB [A+]i [B-]i = Ks : saturation : début de précipitation de AB [A+]i [B-]i > Ks : sursaturation : précipitation de AB et retour à l’équilibre
  21. 21.  Facteurs influençant la solubilité Influence de la température. On appliquant les lois déplacement d’équilibre: AB ⇌ A+ + B- Si ΔH > 0 : Ks ↑ (solubilité ↑) quand T ↑ Si ΔH < 0 : Ks ↓ (solubilité ↓) quand T ↑ Effet d’ions commun On recherche la solubilité de AB dans une solution d’électrolyte fort AC. AB ⇌ A+ + B- et AC → A+ + C- A+: ion commun S << [𝐀𝐂] donc S = Ks [AC] : S ↓ On dit qu’il y a un recul de la solubilité par effet d’ion commun REACTIONS DE DISSOLUTION-PRECIPITATION
  22. 22. REACTIONS DE DISSOLUTION-PRECIPITATION  Facteurs influençant la solubilité Influence du pH Exemple 1 Fe(OH)2 ⇌ Fe2+ + 2OH- Ks = [Fe2+][OH-]2 Ks = [Fe2+]( Ke [H3O + ] )2 s = Fe2 + = Ks H3O + Ke 2 pH ↑ implique H3O + ↓ donc S↓ Exemple 2 AgCH3COO ⇌ Ag+ + CH3COO- CH3COO- + H3O+ → CH3COOH + H2O  Consommation des ions CH3COO-  La diminution du pH provoque une augmentation de la solubilité de CH3COOAg.
  23. 23. CHIMIE DES SOLUTIONS 24-01-2022 Proposé par: Pr. BELKHOUDA Présenté par : KHRACH SAID AIT SY KHALID

Notes de l'éditeur

  • La zone de virage de l’indicateur coloré choisi doit contenir la valeur du pH à l’équivalence. L’indicateur coloré doit être ajouté en petite quantité puisqu’il a des propriétés acido-basiques qui pourraient fausser le titrage.
  • Quand on mélange deux solutions contenant séparément les deux ions Ag+ Cl- d’un compose très peu soluble celuici précipite lors du mélange
  • Si H > 0: si T augmente : évolution dans le sens de la réaction endothermique sens (1) : dissolution ↑ : Ks ↑ (solubilité ↑)
    Si H < 0: si T augmente : évolution dans le sens de la réaction endothermique sens (2) : dissolution↓ Ks ↓

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