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. 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. 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. 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
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. Diagramme de prédominance
=ܪ ܭܽ + 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. 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. 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
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. 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. 𝐴𝐻 + 𝐻2𝑂 → 𝐴− + 𝐻3𝑂+
2𝐻2𝑂− 𝑂𝐻− + 𝐻3𝑂+
BOH+H2OB+ + 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. 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
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. 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. 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. 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. 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.
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 ↓