ue11 chimie analytique

UE11CHIMIE ANALYTIQUE

Brian Lamoureux, Margaux Humeau, Yann corbeau

13/02/2020 (c) Association 2 ATP 2017-2018 1

Petites révisions de chimie analytique

N’hésitez pas à poser vos questions ;)

UE11- Tutaide2


Réactions acido-basiques

Les différentes théories


Les différentes théories:

• Théorie d’Arrhéniusà une acide libère des H+

à une base libère des OH-

Avantages:Les solutions aqueuses d’acide et de base sont des électrolytesRéaction de neutralisation: réaction entre 2 entités H+ + OH- = H2OInconvénients:Le cation H+ n’existe jamais à l’état libre en solutionLa notion de base se réduit aux seuls hydroxydesAucune intervention du solvant



• Théorie de Brönsted-lowryà un acide peut céder un proton (H+)à une base peut capter une proton (H+)

Avantage:Le solvant a un rôleInconvénient:Les protons n’existent pas à l’état libre

C’est la théorie qu’on utilise pendant le cours



• Théorie de Lewisà Un acide est un composé électrophile, captant des électronsà Une base est une entité qui peut donner un doubletélectronique (charge -) à une autre entité disposantd’une orbitale vacante (capte charge -) (donne des électrons)

Principe de la théorie: échange de doublets électroniques entre un donneur et un receveur

Avantage:Le solvant a un rôleinconvénient:Les protons n’existent pas à l’état libre



Les bases et les acides forts


Les bases et acides forts:

Mais dis moi Jammy c’est quoi les 3 caractéristiques

d’une réaction par un acide ou une base forte?


Les bases fortes et acides forts

1) elles sont TOTALES2) elles sont IRREVERSIBLES3) elles sont NON EQUILIBREE, donc pas de constante d’équilibre



Acide Nitrique NO3-

Acide Sulfurique SO42-

Acide Perchlorique ClO4-

Acide Chlorhydrique Cl-

Acide Bromhydrique Br-

Acide Iodhydrique I-

Hydroxyde de Sodium

Hydroxyde de Potassium

Ammonium NH3

RNH2

Acide …oïque RCOO-

Acide acétique (=Ethanoïque) CH 3 COO -

Acide Formique (=Methanoique) COO -

Acide Nitreux NO2-

Acide Carbonique H2CO3

Bicarbonate (=Hydrogénocarbonate)

HCO3- CO3

2- Carbonate

Sulfure d'Hydrogène H2S Sulfure HS- S2- Ion Sulfure

1 H2PO4-

2 HPO42-Acide Phosphorique H3PO4 PO4

3- Ion phosphate

CH 3 COOH Ion Acétate (=Ethanoate)

HCOOH Ion Formate (=Méthanoate)

Polyacide Faible Intermédiaire Polybase Faible

RCOOH

HNO2

En se dissociant

Donne OH- base la plus forte dans l'eau

Monobase Faible

Ammoniac

…ate

Ion Nitrique

NH4+

Base Forte

NaOH

KOH

Monoacide Faible

RNH3+

HCl

HBr

HI

Acide Fort Base Faible Conjuguée (N'a plus de propriétés basique)

Ion Nitrate

Ion Sulfate

Ion Perchlorate

Ion Chlorure

Ion Bromure

HNO3

H2SO4

HClO4

Ion Iodure

QCM1 sans les mains!Parmis les propositions suivantes, laquelle/lesquelles des propositions ci-dessous est/sont exacte(s)?

A) La constante d’acidité d’un couple acide/base = AH/A- est de forme:𝐴𝐻 ×{𝐻3𝑂+}

𝐴 −B) La relation d’Anderson-Hasselbach est pH= pKa+ log({*+}

{*,})

C) Lors d’une dissolution d’un acide faible dans de l’eau on retrouvera EXCLUSIVEMENT sa base conjuguée.D) La normalité dune solution est toujours supérieure ou égale à la molarité.E) Aucune réponse n’est exacte.


CORRECTION QCM1 sans les mains!


Parmis les propositions suivantes, laquelle/lesquelles des propositions ci-dessous est/sont exacte(s)?

A) La constante d’acidité d’un couple acide/base = AH/A- est de forme: *, ×{,-./}

*+à FAUX c’est l’inverse!

B) La relation d’Anderson-Hasselbach est pH= Pka+ log({*+}{*,}

)

C) Lors d’une dissolution d’un acide faible dans de l’eau on retrouvera EXCLUSIVEMENT sa base conjuguée.à faux les deux espèces coexistent en solutionD) La normalité dune solution est toujours supérieure ou égale à la molarité.E) Aucune réponse n’est exacte.


Calcul de pH


Les différentes formules• Acide fort:

• Base forte:


Protolyse AH + H2O à H3O+ + A-

CM C0 = [A-]

ENS [H3O+] = [A-] + [OH-]

Hypothèse [OH- ] << [H3O+]

Calcul du pH pH = - log Co

Equation de dissociation MOH à M+ + OH-

CM C0 = [M+]

ENS [H3O+] + [M+] = [OH-]

Hypothèse [H3O+] << [OH-]

Calcul du pH pH = pKe + logCo

Les différentes formules

• Acide faible:


Protolyse AH + H2O ó H3O+ + A-

Constante d’équilibre Ka = 0+ .[3-4/][03]

CM C0 = [A-]+ [AH]

ENS [H3O+] = [A-] + [OH-]

Hypothèses [OH-] << [H3O+] et [A-]<< [AH]

Calcul du pH ½ (pKa – logC0)

Les différentes formules


• Base faible:

Protolyse BH+ + H2O ó H3O+ + B

Constante d’équilibre Ka = 6 .[3-4/][63/]

CM C0 = [BH+] + [B]

ENS [H3O+ ] + [BH+] = [OH-]

Hypothèses [H3O+ ] << [OH-] et [BH+] << [B]

Calcul du pH ½ (pKe + pKa + logC0)

Exercice 1On dispose d’une concentration 0,08 mol/L de d’ammoniac (pKa= 9,22)

Quel est son pH (au centième près) ?


Correction de l’exercice 1


On dispose d’une concentration 0,08 mol/L de d’ammoniac (pKa= 9,22)

Quel est son pH (au centième près) ?

Ammoniac: NH3 à base faibleDonc son pH est égal est ½ (pKe + pKa + logC0)pH = ½ (14 + 9,22 + log0,08) = 11,06

Exercice 2Une solution de chlorure d’acide formique a un pH de 1,2. HCOOH/HCOO- : pKa = 3,8

Quelle est sa concentration initiale (arrondie au centième près) ?


Correction de l’exercice 2Une solution de chlorure d’acide formique a un pH de 1,2. HCOOH/HCOO- : pKa = 3,8 Quelle est sa concentration initiale (arrondie au centième près) ?

ClHCOOH à HCOOH + Cl-

HCOOH + H2O ó HCOO- + H3O+

HCOOH est un acide faible donc pH = ½ (pKa + logC0) = ½ pKa + ½ logC0

1,2 = ½ * 3,8 + ½ * logC0

1,2 = 1,9 + ½ * logC0

-0,7 = ½ logC0

-1,4 = logC0

Et donc C0 = 10-1,4 = 0,04 mol.L-1


Exercice 3Nous avons une solution de fluorure de sodium a une concentration de 1,05 % m/v.HF/F- pKa =3,2M= 42 g/mol- Quelle est la concentration en mol/L ? - Quel est le pH (au centième près) ?


Correction d’exercice 3Nous avons une solution de fluorure de sodium a une concentration de 1,05 % m/v.HF/F- pKa =3,2M= 42 g/mol- Quelle est la concentration en mol/L ? - Quel est le pH (au centième près) ?

- 1,05 g / 100mL donc Cm = 1,05*1000/100 = 10,5 g/Lc = Cm/M = 10,5/42 = 0,25 mol/L- Base faible donc pH = ½ (pKe + pKa + logC0) = ½ (14 + 3,2 + log0,25)

= 8,30


Exercice 3 - suite


Nous avons une solution de fluorure de sodium a une concentration de 1,05 % m/v.HF/F- pKa =3,2M= 42 g/mol C0 = 0,25 mol/L pH = 8,30

Prouvez que les justifications sont justifiées

Correction de l’exercice 3 - suite


H3O+] << [OH-] car c’est une solution basique

et que [HF] << [F-] car le réactif est une base faible

pH > 7,5 pH > pKa +1

Nous avons une solution de fluorure de sodium a une concentration de 1,05 % m/v.HF/F- pKa =3,2M= 42 g/mol C0 = 0,25 mol/L pH = 8,30Prouvez que les justifications sont justifiées

NaF à Na+ + F-

HF + H2O ó F- + H3O+ et 2H2O ó H3O+ + OH-

C0 = F- + HF = Na+

ENS : [F-] + [OH-] = [H3O+]

On fait l’hypothèse que:

Les hypothèses sont justifiées si:

Ici 8,30 > 7,5 et 8,30> 3,2 +1 donc les approximations sont justifiées

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