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CHIMIE DES SOLUTIONS
24-01-2022
Proposé par:
Pr. BELKHOUDA Présenté par :
KHRACH SAID
AIT SY KHALID
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.
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;
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)
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
Dilution
1ère étape 2ème étape 3ème étape
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
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).
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 :
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
Suivi d’un titrage acido-basique
Suivi pH-métrique
Suivi d’un titrage acido-basique
Par conductimétrie
H3COOH
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
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
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
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• 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
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
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
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).
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:
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
 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
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.
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CHIMIE DES SOLUTIONS
24-01-2022
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Pr. BELKHOUDA Présenté par :
KHRACH SAID
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  • 1. CHIMIE DES SOLUTIONS 24-01-2022 Proposé par: Pr. BELKHOUDA Présenté par : KHRACH SAID AIT SY KHALID
  • 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
  • 6. Dilution 1ère étape 2ème étape 3ème étape
  • 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݌‬ ‫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. 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
  • 11. Suivi d’un titrage acido-basique Suivi pH-métrique
  • 12. Suivi d’un titrage acido-basique Par conductimétrie H3COOH
  • 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+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. 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. 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. 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.
  • 24. CHIMIE DES SOLUTIONS 24-01-2022 Proposé par: Pr. BELKHOUDA Présenté par : KHRACH SAID AIT SY KHALID

Notes de l'éditeur

  1. 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.
  2. Quand on mélange deux solutions contenant séparément les deux ions Ag+ Cl- d’un compose très peu soluble celuici précipite lors du mélange
  3. 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 ↓