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I. Les propriétés de la molécule d’eau

Chapitre I : Chimie des solutions, applications aux couples acides / bases. I. Les propriétés de la molécule d’eau.

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I. Les propriétés de la molécule d’eau

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Presentation Transcript

  1. Chapitre I : Chimie des solutions, applications aux couples acides / bases I. Les propriétés de la molécule d’eau La molécule d’eau possède une structure coudée. L’oxygène étant plus électronégatif que l’hydrogène et la disposition des atomes fait qu’elle possède un moment dipolaire relativement élevé. O H H Grâce à ce moment dipolaire, l’eau est un excellent solvant.

  2. I. Les propriétés de la molécule d’eau Malgré sa petite taille, la molécule d’eau a un point d’ébullition élevé. Cette propriété est liée à la liaison hydrogène. O O O O O H H H H H • C’est une interaction faible (20 kJ/mol) qui permet de former des agrégats contenant 40 à 50 molécules H H H H H

  3. I. Les propriétés de la molécule d’eau Exemple de dissolution d’un composé : cas de H-Cl, on forme une paire d’ions La dissolution se passe en 3 étapes : Ionisation H+ et Cl- Dissociation : H+ …………………………Cl- Solvatation : H+ (aq) et Cl–(aq) Cl- récupère la charge négative car c’est le plus électronégatif

  4. II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique On définit une constante d’équilibre pour déterminer le sens d’évolution du système (réactifs ou produits). On considère l’équilibre suivant : La constante d’équilibre K°T est déterminée par l’activité « a » des constituants selon la loi de Guldberg-Waage

  5. II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique En solution diluée, on assimile activité et concentration (exprimée en mol/L) La constante d’équilibre K°T s’exprime ainsi:

  6. II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique L’équilibre de dissociation d’un acide AH s’écrit : AH + H2O = A- + H3O+ L’ion H3O+ est appelé l’ion hydronium La constante d’équilibre K°T devient KA: la constante d’acidité L’eau est le solvant, son activité est égale à 1.

  7. II. Les échanges de particules : l’équilibre acido-basique L’action de l’eau sur un acide AH donne deux entités ioniques AH + H2O = A- + H3O+ dans ce cas l’eau a un rôle de base, elle capte un ion H+ L’action de l’eau sur une base B donne deux entités ioniques B + H2O = BH+ + HO- dans ce cas l’eau a un rôle d’acide, elle cède un ion H+ L’eau peut être acide ou base, on dit que c‘est un ampholyte ou qu’elle a un caractère amphotère.

  8. III. Notions et calculs de pH En solution aqueuse H+ n’existe pas :H+ + H2O  H3O+ Le pH est défini : pH = - log[H3O+] A partir du pH on calcule la concentration [H3O+] = 10-pH pH lorsque [H3O+]

  9. III. Notions et calculs de pH Un équilibre particulier : l’auto-protolyse de l’eau 2 H2O = HO- + H30+ Cet équilibre est caractérisé par sa constante d’équilibre appelée produit ionique de l’eau (Ke) Ke = [H3O+].[OH-](valable pour toutes les solutions aqueuses) À 25°C, Ke = 10-14 et pKe=- log(Ke)=14

  10. III. Notions et calculs de pH Conséquences de la valeur de Ke: Le pH d’une eau neutre à 25°C est pH = 7. Dans une solution acide, [H3O+] > [OH-] et pH < 7 Dans une solution basique, [H3O+] < [OH-] et pH > 7

  11. III. Notions et calculs de pH Cas d’un monoacide fort : totalement dissocié On connaît la concentration C0 de l’acide pH = - log C0 Cas d’une monobase forte : on utilise le produit ionique de l’eau Ke = [H3O+ ]. [HO-] pH = 14 + log C0

  12. IV. La force des acides Pour savoir dans quel sens est déplacé l’équilibre lors de la mise en solution des entités, on utilise la notion de force des acides. La constante d’équilibre KA illustre la force des acides, donc la facilité à perdre ou à capter un H+.

  13. IV. La force des acides Quelques exemples : Acide fort : la dissolution est totale : HCl Acide faible : la dissolution est partielle : CH3COOH Base forte : elle capte tous les protons : HO- Base faible : elle capte une partie des protons: NH3

  14. IV. La force des acides La force des acides est caractérisée par le pKA = - log KA . Plus le pKAest élevé plus la base est forte. Plus le pKAest faible, plus l’acide est fort. HCl : pKA= 0,butyllithiumpKA= 50

  15. IV. La force des acides AH + H2O = A-+ H3O+ pKA = - log KA soit KA = 10-pKA pH = pKA+ log ([A-]/[AH])

  16. pKA+1 pH pKA pKA-1 IV. La force des acides AH + H2O = A-+ H3O+ pH = pKA + log ([A-]/[AH]) FORME ACIDE FORME BASIQUE

  17. V. Les titrages acido-basique Doser déterminer la concentration Titrage  dosage où l’espèce à doser réagit avec un autre réactif selon une transformation chimique (dosage destructif) La réaction lors du titrage doit être totale et rapide.

  18. V. Les titrages acido-basique But : repérer l’équivalence, c’est à dire le point où l’espèce à doser a réagi totalement avec le réactif introduit L'équivalence peut être repérée à l'aide d'indicateurs colorés, la couleur dépend de la valeur du pH.

  19. V. Les titrages acido-basique Cas du titrage d’un acide « fort » HCl par HO- pH pH à l’équivalence Volume versé (mL) Volume à l’équivalence Véq (mL)

  20. V. Les titrages acido-basique Indicateurs colorés acido-basiques, il change de couleur selon le pH Quelques gouttes!! Dans l’erlenmeyer pH forme basique Zone de virage forme acide Comment choisir l’indicateur coloré ? En fonction de la zone de virage

  21. V. Les titrages acido-basique Comment choisir l’indicateur coloré ? pH forme basique Zone de virage pH à l’équivalence forme acide Volume versé (mL) Volume à l’équivalence Véq (mL)

  22. V. Les titrages acido-basique Solution aqueuse de soude de concentration connue dans la burette Na+ + HO- nHO- = nB versé progressivement Solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration inconnue H3O+ + Cl- nH3O+ = nA une quantité fixe de départ H3O+ + HO- 2 H2O

  23. nA- xéq = 0 nB- xéq = 0 V. Les titrages acido-basique À l’équivalence quelle relation entre nA et nB? La réaction a lieu dans l’erlenmeyer, HO- est consommé immédiatement. H3O+ + HO- 2 H2O nA- x = nA- nB nB- x = 0(x = nB) A l’équivalence, xéq = nBet xéq = nA nA=nB soit CA.VA = CB.VB

  24. V. Les titrages acido-basique Titrage de H2SO4(di-acide) par OH- H2SO4+ 2 OH-SO42-+ 2 H2O nA- x = nA -nB/2 nB- 2.x = 0 (x = nB/2) x = nB/3 nA- xéq = 0 nB- 2.xéq= 0 xéq A l’équivalence, xéq = nA= nB/2  2.nA= nB ou 2.CA.VA= CB.VB

  25. V. Les titrages acido-basique Equation de titrage à connaître Titrage de l’acide chlorhydrique par la soude HCl + OH-Cl-+ H2O Titrage de l’acide sulfurique par la soude H2SO4+ 2 OH-SO42-+ 2 H2O

  26. V. Les titrages acido-basique Equation de titrage à connaître Titrage de l’acide acétique par la soude CH3COOH + OH-CH3COO-+ H2O Titrage des ions carbonate par l’acide chlorhydrique CO32-+ 2 H3O+H2CO3+2 H2O

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