CHIMIE - exvacuo.free.frexvacuo.free.fr/div/Sciences/Cours/Chimie/Condensé.pdf · CHIMIE Option paramédicale Deuxième année Marianne Turin Gymnase de Beaulieu 2003-2004

CHIMIE

Option paramédicale

Deuxième année

Marianne TurinGymnase de Beaulieu

2003-2004

Option Paramédicale , CHIMIE MINERALE________________________________________________________________________________

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Table des matières :

§1 Atomes, ions, molécules1.1 Les éléments : « alphabet de la matière »1.2 Corps simples et formules moléculaires1.3 Cas particuliers1.4 Nom des composés1.5 Fabrication des sels1.6 Degré d’oxydation1.7 L’atome1.8 Isotopes1.9 Radioisotopes

§2 Solutions2.1 Définition2.2 Solubilité2.3 Concentration des solutions2.4 Dilution des solutions2.5 Electrolytes dans l’eau

§3 La réactivité chimique, calculs stœchiométriques3.1 Réactions chimiques3.2 Equation d'une réaction chimique3.3 Stoechiométrie : relations de masse3.4 Lois des gaz , Volume molaire d'un gaz

§4 Oxydoréduction4.1 La dissolution des métaux non nobles.4.2 Classification électrochimique qualitative des métaux4.3 Cellules électrochimiques4.4 Electrodes et couples redox4.5 Pile électrochimique4.6 Les piles du commerce4.7 L'électrolyse

§5 Les acides et les bases5.1 Acides et bases de Brönsted5.2 Echelle de pH5.3 Les indicateurs de pH5.4 Acide fort. pH d'un acide fort5.5 Base forte. PH d’une base forte5.6 Équilibres de Brönsted5.7 Acides et bases conjuguées5.8 Les constantes d'ionisation Ka et Kb5.9 Relations entre pKa.pKb et pKe


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§ 1

Atomes, ions, molécules

1.1.Les éléments : "alphabet de la matière"

26 lettres permettent de former tous les mots, 109 éléments permettent de fabriquer toute la matière !Cf. Tableau périodique des éléments.Il existe 90 éléments naturels et on connaît pour l'instant 19 éléments artificiels. Moins de 50 élémentsforment 99% de la terre et de l'atmosphère. La plus petite unité complète de chaque élément estl'atome. On considère les atomes comme les unités de matière. Dans les réactions chimiquesordinaires, une substance ne peut pas être divisée en unités inférieures à ses atomes.On utilise des symboles pour désigner les atomes. Exemples :C = carbone H = hydrogène N = azoteO = oxygène S = soufre Na = sodium

Chaque élément possède un symbole : la première lettre du nom français, allemand ou latin del'élément chimique suivi parfois d'une lettre minuscule pour éviter les confusions entre deux élémentschimiques ayant la même initiale. Exercice : cherchez, dans le tableau périodique, les éléments dont lesymbole commence par C (il y en a 11 !).

L'élément le plus abondant sur terre est l'oxygène (60%), puis le silicium (20%), l'aluminium (6%),l'hydrogène (3%), le fer (2%), ....Dans le corps humain par exemple, cette proportion est différente : 64% O , 18% C, 10% H, 3% N,1,4% Ca, ...Les atomes qui sont indispensables à la vie : CHONS

1.2.Corps simples et formules moléculaires

Lorsqu'une substance n'est constituée que par des atomes appartenant à un même élément, on dit quecette substance est un corps simple. Elle ne pourra pas être décomposée en des substances plussimples.Exemples :

Si l'on analyse du graphite (mine de crayon) et du diamant, on constate que ces deux matières ne sontconstituées que d'atomes de carbone. Leurs propriétés chimiques sont semblables (ils réagissent de lamême façon), mais leurs propriétés physiques sont très différentes (couleur, densité, dureté,conductivité électrique ...) : ce sont des variétés allotropiques du carbone.La différence provient de l'arrangement des atomes de carbone pour former des cristaux. Onremarquera que les liaisons entre les atomes sont différentes :

- graphite : atomes dans un plan avec chaque atome relié à 3 voisins; les couches sont empilées lesunes sur les autres, elles glissent facilement d'où l'utilisation du graphite comme lubrifiant.

- diamant : chaque atome est relié à 4 voisins, les liaisons sont dirigées vers les sommets d'untétraèdre. On obtient une structure tridimensionnel très compacte et très solide expliquant la trèsgrande dureté du diamant.


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Les atomes d'un même élément, en s'empilant différemment, peuventformer différents corps simples : ce sont les variétés allotropiquesd'un élément.

Exemples : l'oxygène existe sous forme de molécule diatomique : O2 c'est l'oxygène de l'air normalsans odeur ; il existe aussi sous forme de molécules triatomiques : O3 c'est l'ozone : un gaz à l'odeurpiquante.

Le soufre sous forme de soufre fleur S ou sous forme cristallisé S8

La formule d'une molécule est la juxtaposition des symboles de ses atomes avec un indice égal à leurnombre. Lorsque la formule ne contient qu'un type d'élément, il s'agit d'un corps simple. O2 S8 Cl2 P4Lorsque la formule contient plusieurs éléments différents, il s'agit d'un corps composé :H2O eauCO2 gaz carboniqueCuSO4 sulfate de cuivreH3PO4 acide phosphoriqueHCl acide chlorhydriqueLes atomes sont placés dans l'ordre suivant, dit d'électro-négativité croissante :K, Na, Ba, Ca, ......métaux.....Au, Pt, Si, C, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F

Chaque molécule possède une masse moléculaire qui correspond à la somme des masses des atomesqui la constituent. Exemples :acide phosphorique (H3PO4) = 3 . 1u + 31u + 4 . 16u = 98 u

sulfate de baryum (BaSO4) = 137.34 u +32 u + 4 . 16u = 230.34 u

nitrate de calcium (Ca(NO3)2) =

caféine (C8H10N4O2) =

1.3Cas particuliers

- H quitte sa place entre N et S dans les formules de deux séries de substances très actives en chimie: les acides et le bases. Les acides et les bases sont des substances corrosives hydrogénées qu'onreconnaît à l'aide de colorants particuliers comme le bleu de bromothymol : bleu en présence de base etjaune en présence d'acide.H se place en tête de formule dans un acide. (HCl)H se place en queue de formule dans une base. (NaOH, NH3)Exemples :


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- Parenthèses : si une formule renferme une parenthèse (.........)n on peut la supprimer en multipliantpar n tous les indices intérieurs à la parenthèse.Exemple : Ca(NO3)2 = CaN2O6Une telle formule se lit "Ca-N-O-3-2-fois".

- Eau de cristallisation : L'évaporation d'une solution aqueuse laisse parfois un résidu sec contenantdes molécules d'eau intercalées. La formule du produit obtenu doit en mentionner l'existence.Exemples : chlorure de baryum (BaCl2 . 2 H2O)

1.4Le nom des composés

Nous nous restreindrons à 5 groupes de composés : les oxydes (composés de l'oxygène), les acides(composés de l'hydrogène avec ou sans oxygène), les hydroxydes (composés de métaux et du groupeOH- = ion hydroxyde), les sels (composés formés entre métaux et non-métaux) et les composés dedeux non-métaux autre que l'oxygène.

1.4.1 Les oxydes

• Les oxydes de non-métaux :

oxyde de ..non-métal..

On précise le nombre d'oxygènes avec les préfixes :mono-= 1 bi- ou di- = 2 tri- = 3 tétra- = 4 penta- = 5Exemples :CO monoxyde de carboneCO2 dioxyde de carbone ou "gaz carbonique"SO3NO2...................et une exception : H2O = l'eau !

• Les oxydes de métaux :

oxyde de ..métal..

On précise le D.O. du métal s'il y a plusieurs possibilités.Exemples:Na2O oxyde de sodiumCu2O oxyde de cuivre I ou oxyde cuivreuxCuO oxyde de cuivre II ou oxyde cuivriqueFeOFe2O3Si il y a excès d'oxygène ====> peroxyde.Na2O2 peroxyde de sodium (D.O. de l'oxygène = -1)


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1.4.2 Les hydroxydes : oxyde de métal + eau

hydroxyde de ..métal..

Exemples :NaOH hydroxyde de sodiumCa(OH)2 .......................................Al(OH)3 .......................................CuOH hydroxyde de cuivre I ou hydroxyde cuivreuxCu(OH)2 hydroxyde de cuivre II ou hydroxyde cuivrique

1.4.3 Les acides et les sels d'acides (voir tableau 1.1)

• Les hydracides : (les acides sans oxygène)

acide ...non-métal...hydrique

• Les oxacides (acides avec oxygène) : oxyde de non-métal + eau

acide hypo..non-métal...euxacide ..non-métal...euxacide ..non-métal..iqueacide per...non-métal..ique

• SelsLa nomenclature est basée sur l'une des réactions de formation des sels :

acide + hydroxyde de métal -----> sel (métal-anion) + eau (H+ OH-)


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Tableau 1.1ANIONS INORGANIQUES LES PLUS COURANTS

Les anions inorganiques courants sont issus d'hydracides (H,X) ou d'oxacides (H,X,O) (X = non-métal)

Formule Nom de l'acide dansl'eau

Formulede l'anion

Nom de l'anion

HF Acide fluorhydrique F- fluorureHCl Acide chlorhydrique Cl- chlorureHBr Acide bromhydrique Br- bromureHCN Acide cyanhydrique CN- cyanureH2S Acide sulfhydrique S2- sulfureH3BO3 Acide borique BO33- borate

H2CO3 Acide carbonique CO32- carbonate

HCO3- hydrogénocarbonate ou bicarbonate

HNO2 Acide nitreux NO2- nitrite

HNO3 Acide nitrique NO3- nitrate

H3PO3 Acide phosphoreux PO33- phosphite

H3PO4 Acide phosphorique PO43- phosphate

HPO42- hydrogénophosphate

H2PO4- dihydrogénophosphate

H2S2O3 Acide hyposulfureux S2O32- hyposulfite ou thiosulfate

H2SO3 Acide sulfureux SO32- sulfite

H2SO4 Acide sulfurique SO42- sulfate

HSO4- hydrogénosulfate

HClO Acide hypochloreux ClO- hypochloriteHClO2 Acide chloreux ClO2- chlorite

HClO3 Acide chlorique ClO3- chlorate

HClO4 Acide perchlorique ClO4- perchlorate

Anions courants contenant un métal ou de l’hydrogène :

Formule nom de l'anion Formule nom de l'anionCrO42- chromate MnO4- permanganate

Cr2O72- bichromate OH- hydroxyde

Cation au nom spécial : NH4+ ammonium

On trouve le nom du sel : "ANION" de "METAL"

Ex : NaCl ==> chlorure de sodium


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1.4.4 Composés de deux non-métaux (sauf oxygène)

Le non-métal le plus électronégatif prend la terminaison -ure.Exemples :PCl3 trichlorure de phosphorePCl5 pentachlorure de phosphoreSiCl4 tétrachlorure de siliciumClBr chlorure de bromeCCl4 ...................................

1.5La fabrication des sels

Les sels sont tous issus de la réaction chimique entre un acide et une base : cette réaction s'appelle uneréaction de neutralisation.

ACIDE + BASE -------------> SEL + EAU

HCl + NaOH -----------> NaCl + H2Oacide chlorhydrique + hydroxyde de sodium chlorure de sodium

HNO3 + KOH ------------> KNO3 + H2O

acide nitrique + hydroxyde de potassium nitrate de potassium

H2SO4 + 2 NaOH ------------> Na2SO4 + H2O

2 HNO3 + Ca(OH)2 ------------> Ca(NO3)2 + 2 H2O

... H3PO4 + ..... Ca(OH)2 -------> .....Ca3(PO4)2 + ... H2O

Compléter les coefficients de l'équation et donner les noms des substances chimiques.


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1.6Degrés d'oxydation

Le degré d'oxydation permet de caractériser l'état d'un élément dans ses composés. La notion a unegrande utilité pratique, par exemple pour établir les coefficients des équations des réactions d'oxydo-réduction. On y a recours dans la nomenclature des composés inorganiques. Les degrés d'oxydationsles plus courants des atomes figurent dans le tableau périodique.

On peut définir le degré d'oxydation des éléments dans un composé comme la charge apparentequ'auraient les différents atomes si on attribuait les électrons de liaison à l'élément le plusélectronégatif.

Pour établir les degrés d'oxydation des atomes d'une molécule, on applique les règlessuivantes :

- A l'état élémentaire, un élément a le degré d'oxydation zéro quel que soit l'état moléculaire(O2 ou O3 , S8 ou Sx).

-Dans leurs composés, les éléments suivants sont toujours au même degré d'oxydation :

- Le fluor F est à –1.

- Les métaux alcalins (colonne 1 : Li, Na, K, Rb, Cs) sont à +1

- Les métaux alcalino-terreux (colonne 2 : Be, Mg, Ca, Sr, Ba) sont à +2

- L'hydrogène est en général à +1 (exception dans les hydrures comme NaH)

-L'oxygène à -2 (exception –1 dans les peroxydes et +2 dans OF2).

- Pour les ions simples, le degré d'oxydation est identique à la charge ionique, c'est-à-dire Alest à +3 dans Al3+ et S est à -2 dans S2- par exemple.

- La somme algébrique des degrés d'oxydation, établie en tenant compte des indices dechaque élément de la formule, est égale à la charge formulaire.

Le degré d'oxydation inconnu est trouvé en établissant le bilan.Exemples :HCl ; charge = 0 ; H : +1 ; bilan +1 + x = 0 ====> x = -1 d.o. du Cl

SO42- ; charge = -2 ; O : -2 ; bilan : x + 4(-2) = -2 =====> x = +6 d.o du S

Exercice : Chercher les degrés d’oxydation de tous les atomes des molécules suivantes :

Zn(NO3)2 NH4CN CuS CuSO4

Ag2O Ca(NO2)2 H3BO3 NaClO2


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1.7.L'atome

Nous considérerons qu'il existe 3 particules fondamentales : le proton, le neutron et l'électron.

Noyau ----> Partie centrale constituée de particules chargées positivement, les protons et de particulesnon chargées, les neutrons. La masse des protons est environ la même que celle des neutrons.

Enveloppe électronique ----> Les électrons occupent une région de l’espace située autour du noyau.Leur charge est négative et leur masse pratiquement nulle.Dans un atome le nombre des électrons est égal au nombre de protons du noyau de sorte que l'atomeest électriquement neutre.

Le numéro atomique (Z) correspond au nombre de protons dans le noyau de l’atome.

Le diamètre des différentes sortes d'atomes se situe entre ~1 et ~7 Angström. Le diamètre desnoyaux est beaucoup plus petit : il correspond environ à la 10'000 ème partie du diamètre de l'atome !(1/60'000 pour l'atome de H)

Les particules élémentaires qui forment les atomes ont les caractéristiques suivantes :

particule masse charge positionproton 1 u +1 e noyauneutron 1 u 0 e noyauélectron 1/1800 u -1 e enveloppe

L'unité de charge comme l'unité de masse sont des unités adaptées à l'atome.- L'unité de masse atomique (u) vaut 1.66 * 10-24 gramme- L'unité de charge élémentaire (e) vaut 1.6 * 10-19 Coulomb

Questions :

1. Quelle est la charge de : a) l'atome ; b) le noyau ; c) l'enveloppe électronique ?2. Un noyau atomique est constitué de 7 neutrons et de 6 protons. Combien d'électrons constituentl'enveloppe de cet atome ?3. Quel type de forces assure la cohésion entre le noyau et l'enveloppe ?4. Quel type de forces assure la cohésion à l’intérieur du noyau atomique ?


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1.8.Isotopes

Les atomes d'un même élément possèdent tous le même nombre de protons, donc le même numéroatomique (Z). En revanche, il arrive que d'un atome à l'autre il y ait des variations du nombre deneutrons. Ceci entraîne des différences de masse atomique entre les atomes d'un même élément quel'on appelle des isotopes.Exemple : L'hydrogène, le deutérium et le tritium

Le nombre de masse (A) est égal à la somme des protons et des neutrons. Il correspond à quelquespour mille près à la masse de l'atome. En effet, la masse de l'électron est négligeable et celles desprotons et des neutrons sont pratiquement égales à l'unité de masse atomique. Les nombres de massepermettent de caractériser les différents isotopes d'un élément. Dans ce cas, ils sont indiqués en indiceen haut et à gauche du symbole de l'élément. Le nombre de neutrons peut être trouvé par la différenceentre le nombre de masse et le numéro atomique.

La masse atomique d'un élément est la masse moyenne de tous ses isotopes pondérée parl'abondance isotopique de chacun.C'est cette valeur qui est indiquée dans le tableau périodique.Exemple : La masse atomique du chlore correspond à la masse moyenne des masses de ses isotopes(75,5% de 35Cl de masse 35 u et 24,5% de 37Cl de masse 37 u). Calculez cette valeur et comparezavec celle de votre tableau périodique.

1.9.Radio-isotopes

Quelques isotopes de certains éléments possèdent des noyaux atomiques qui peuvent se transformerspontanément. Cette transformation s'accompagne de l'émission de particules alpha (α) ou bêta (ß)ainsi que d'énergie radiante sous forme de rayons gamma (γ). Ce phénomène est appelé radioactivité.Les éléments qui possèdent des isotopes radioactifs naturels ou radio-isotopes sont l'uranium (U), leradium (Ra) et le thorium (Th).

Les radiations les plus communes sont les particules alpha qui sont des noyaux d'hélium accélérés (sedéplaçant à une vitesse de 1,4 à 2,5 . 107m/s) et les particules β qui sont des électrons accélérésprovenant du noyau de l'atome. Les rayons β sont plus rapides et plus pénétrants que les rayons α. Ils

se propagent plus facilement à travers la matière. Ils ont une vitesse de 1,2 à 2,5 . 108 m/s.

Les rayons gamma sont constitués par des ondes électromagnétiques de même nature que les ondesradio, les rayons lumineux, les ultraviolets ou les rayons X, mais de très haute énergie : ils ont unelongueur d'onde beaucoup plus petite.Ils se déplacent à la vitesse de la lumière : 300'000 km/s = 3 . 108 m/s. Ils ne sont pas chargésélectriquement. Ils sont très pénétrants et très dangereux car ils provoquent des lésions graves.

On utilise aujourd'hui plusieurs radio-isotopes artificiels. On les produit en irradiant des isotopesnaturels non radioactifs à l'aide de neutrons accélérés dans des réacteurs nucléaires.

Plusieurs éléments radioactifs existent depuis la formation de l'Univers. La plupart d'entre eux fontpartie des trois familles naturelles dont les mères sont l'uranium 238 (238U), le thorium 232 (232Th) etl'uranium 235 (235U). La substance mère se désintègre en donnant une chaîne d'éléments radioactifs


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dont le dernier est stable. La série de 238U se termine après 14 transformations en donnant du plomb(206Pb) qui est stable.

Certains éléments radioactifs naturels ne sont pas issus de ces 3 familles. Les plus importants sont le14C, 40K, 87Rb.

Il est possible de produire des éléments radioactifs en bombardant des éléments stables avec diversesparticules. La particule incidente pénètre dans le noyau et le transforme ainsi en système instable.

Remarques :

- Le rayonnement α est arrêté par une feuille de papier et peut à peine pénétrer les couches extérieurede la peau. Il n'est donc dangereux que si les substances émettrices elles-mêmes viennent se loger àl'intérieur de l'organisme par blessure ouverte, par l'appareil digestif ou les voies respiratoires. Il estalors particulièrement nocif.

- Le rayonnement β est plus pénétrant mais moins nocif en cas d'irradiation interne que les particulesα. Il peut traverser 2 cm de tissu vivant ou une paroi d'aluminium de quelques mm d'épaisseur.

- Le rayonnement γ est particulièrement pénétrant, arrêté seulement par une épaisse plaque de plombou de béton.

- Le rayonnement X est émis par certaines substances radioactives. Ils sont de natureélectromagnétique comme les rayons γ , mais ils sont moins pénétrants : ils ont l'aptitude à pénétrerles parties molles du corps, mais à s'arrêter sur le squelette (utilisation médicale).


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§ IILES SOLUTIONS

2.1Définition

Une solution est un mélange qui est homogène à l'échelle moléculaire. Cela signifie qu'elle présente lesmêmes propriétés en tous endroits. Les composants d'une solution sont des substances pures qui ontété mélangées. Il existe de nombreux types de solutions.Exemples :

Etat ducomposant

1

Etat ducomposant

2

Etat de lasolution

Exemples

gaz gaz gaz air; mélange air-essence vaporisé dans la chambrede combustion

gaz liquide liquide oxygène dissous dans l'eau. CO2 dans l'eaugazeuse

liquide liquide liquide eau + alcoolsolide liquide liquide sel de cuisine dissous dans l'eausolide solide solide alliage métallique

Le type le plus habituel de solution est le cas d'un solide dissous dans un liquide. Le solide dissouss'appelle le soluté; le liquide qui dissout s'appelle le solvant. La dissolution du NaCl dans l'eau estreprésentée par l'équation :

NaCl (s) ------------------------> Na+ (aq) + Cl- (aq)H2O (l)

Les lettres entre parenthèses indiquent l'état dans lequel se trouvent les substances.(s) : solide(l) : liquide(g) : gaz(aq) : substance dissoute dans l'eau (par exemple pour de l'eau salée, on écrit NaCl (aq))

Annexe 1: Schéma de dissolution de NaCl dans l'eau.


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2.2Solubilité

Définitions :

- Solution saturée : Lorsqu'on ajoute de plus en plus de NaCl, il arrive un moment où on ne peutplus dissoudre davantage de sel de sorte que tout ajout de ces cristaux provoque le dépôt de ceux-ci aufond du récipient. Une telle solution est appelée solution saturée.

- Solubilité des corps : La quantité maximale de soluté qui peut être dissous est appelée lasolubilité de ce soluté.Certains mélanges n'ont pas de limite de solubilité (par exemple eau + alcool; acétone et eau)On qualifie d'insoluble une substance dont la solubilité est inférieure à 0.01 M ou parfois si lasolubilité est < 1 g/l selon les auteurs.

Dans la plupart des cas, la solubilité d'une substance est fonction de la température.


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2.3Concentration des solutions

La concentration d’un soluté dans une solution est la quantité de soluté qui est dissoute dans unequantité donnée de solvant ou de solution.

La concentration peut s’exprimer de différentes façons.

a) En gramme par litre (g/l)

Si la quantité de soluté dissoute est exprimée en masse (g ou kg), on parle de concentration massique :c’est la masse de soluté par unité de volume de solution. Généralement l’unité utilisée est le g/l.

Exemples : Sur l'étiquette d'une bouteille de vinaigre, on peut lire "acide acétique : 45 g/l".Sur une bouteille d'eau minérale, il est écrit "minéralisation totale : 718 mg/l"

b) La molarité

Beaucoup de réactions sont effectuées en solution et de nombreux réactifs se trouvent sur le marchésous forme de solutions (par ex. l'ammoniac, les acides,...). Il est nécessaire de connaître laconcentration d'une solution afin de déterminer la quantité de soluté contenue dans un volume connude solution. Généralement, on indique la concentration en nombre de mole de soluté dissoute par litrede solution, c'est la concentration molaire ou molarité.

C = n/V

C = concentration molaire (mol / l) ou (M)n = nombre de moles (mol)V = volume de solution (l)

Exemples :

- Déterminer la concentration molaire d'une solution contenant 34 g de NH3 par litre de solution.

- Pour préparer 100 ml d'une solution de NaCl 2 mol/l, calculer la quantité de NaCl qu'il faut peser.

Les crochets sont généralement utilisés comme symboles des concentrations molaires. Ainsi, on écrira:[NaCl] = 2 mol/l = 2M [CaCl2] = 1 mol/l = 1M

En réalité, on a en solution des ions hydratés (entourés d'eau) Ca2+(aq) et Cl-(aq). Comme chaqueunité de formule contient un ion Ca2+ et 2 ions Cl-, on a :[Ca2+(aq)] = 1 M et [Cl-(aq)] = 2 MPar conséquent, la concentration totale des ions dissous est égale à 3 M.


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c) Le % masse et le % volume

Pour des solutions très concentrées, on utilise souvent les indications en % (masse). La masse dusoluté est exprimée en % par rapport à la masse de la solution.

Exemple : L'acide chlorhydrique concentré se vend en solution à 35%. La masse volumique de lasolution est de 1.1812 g/cm3. Déterminer la concentration molaire de cette solution.

Le % volume s’utilise plutôt lorsqu’on a une solution de 2 liquides. Par exemple la concentrationd’une solution d’éthanol dans l’eau peut s’exprimer en % volume (c’est souvent l’indication qui estdonnée pour les boissons alcoolisées).

Exemple : La Clairette de Die “ Tradition ” indique une teneur en alcool de 6 % volume.Sachant que l’eau a une masse volumique de 1 g/cm3 et que l’alcool pur a une masse volumique de0.7873 g/ cm3, calculer la concentration d’alcool de ce vin en g/l .

d) La molalité

La molalité d'une solution est le nombre de moles de soluté par kg de solvant. L'expression de laconcentration d'une solution en molalité est utile pour les expériences liées à des mesures physiques(point de congélation, point d'ébullition, tension de vapeur, etc.) faites dans un large domaine detempérature. La molalité d'une solution donnée étant une unité de concentration déterminée seulementpar les masses des composants de la solution, elle est indépendante de la température.

e) La fraction molaire

La fraction molaire (x) d'un constituant d'une solution est le rapport du nombre de moles (n) de ceconstituant au nombre total de moles de tous les constituants de la solution. La somme des fractionsmolaires de tous les constituants d'une solution est 1. L'échelle de fraction molaire trouve son usagedans les travaux théoriques parce que de nombreuses propriétés physiques des solutions (tension devapeur par exemple) sont exprimées plus clairement en terme de nombres relatifs de molécules desolvant et soluté.

Exemple : Déterminer la fraction molaire de chacune des substances de la solution contenant 36 gd'eau (H2O) et 46 g de glycérine (C3H5(OH)3)


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2.4Dilution

Lorsqu'une solution est trop concentrée, on la dilue, c'est-à-dire que l'on rajoute du solvant. Le nombrede moles de soluté demeure inchangé et l'on peut écrire :

n1 = n2 = nombre de mole de solutéV1 = volume de la solution primitiveV2 = volume de la solution après dilutionC1 = concentration de la solution primitiveC 2 = concentration de la solution après dilution.

avec n2 = C1 * V1 et n2 = C2 * V2 comme n1 = n2

C1 * V1 = C2 * V2

Questions :

1.(a) Comment doit-on préparer 200 ml d'une solution 2 mol/l de MgCl2 ?

(b) Quelles sont les valeurs de [Mg2+(aq)] et [Cl-(aq)] ?

2. (a) Comment doit-on préparer 250 ml de solution de NaCl 0.05 M?(b) Quelle est la valeur de la concentration totale des ions en solution ?

2.5Dissociation des électrolytes dans l'eau

La molécule d’eau est une molécule polaire : en effet les deux hydrogènes portent chacun une chargepartielle positive alors que l’oxygène porte une charge partielle négative. Ainsi, les solides ioniquespeuvent se dissoudre dans l’eau : les anions chargés négativement attirent les “ zones positives ” (H)des molécules d’eau, alors que les cations, chargés positivement en attirent les “ zones négatives ”(O). Ce processus porte le nom d’hydratation. (figure annexe1)Lorsque les ions sont hydratés, ils se dispersent dans la solution.

La solubilité des substances ioniques varie énormément. Par exemple NaCl est très soluble dans l'eaualors que AgCl ne l'est pratiquement pas. Cette différence de solubilité dépend de l'importance relativedes attractions entre les ions (maintiennent le solide ensemble) et des attractions entre les moléculesd'eau (tendent à disperser les ions).

La conductibilité électrique constitue une propriété très utile pour caractériser une solution. Pourdéterminer si cette propriété existe, on peut utiliser le montage de la figure de l'annexe 2. L'eau n'estpas un conducteur électrique, cependant certaines solutions conduisent le courant de façon trèsefficace : l'ampoule brille fortement, ce sont des solutions d'électrolytes forts. D'autres conduisent peule courant : l'ampoule brille faiblement, ce sont des solutions d'électrolytes faibles. D'autres solutionspar contre ne permettent pas le passage du courant : l'ampoule reste éteinte, ce sont des solutions denon-électrolytes. (figure annexe 2).


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§III La réactivité chimique, calculs stœchiométriques

3.1Réactions chimiques

Une équation chimique est une manière symbolique d'exprimer une réaction chimique. Elle montrel'aspect qualitatif et quantitatif de cette réaction.Dans une équation chimique les matières de départ s'appellent réactifs. Les substances formées sontles produits de la réaction.

REACTIFS ----------> PRODUITS

Symbolisation :

Pour symboliser une réaction chimique, on utilise les formules chimiques des molécules quiparticipent à la réaction.Une flèche sépare l'état initial de l'état final (avant et après la réaction) et indique le sens de la réactionchimique.En vertu de la loi de conservation de la quantité de matière, tous les atomes présents avant la réactiondoivent être retrouvés après la réaction.

3.2Equation d'une réaction chimique

On représente les réactions chimiques par des équations chimiques. Une équation comporte deuxmembres séparés par une flèche indiquant le sens de la réaction. (la flèche correspond à un signe = enmathématique).Dans la partie de gauche, on inscrit les formules des réactifs, à savoir les corps entrant en réaction (onles nomme aussi parfois "réactants").Le membre de droite contient les formules des produits qui sont les substances produites par laréaction.

Exemple : Combustion de l'alcool éthylique (C2H5OH) :réactifs : alcool éthylique et oxygène = C2H5OH + O2produits : eau et gaz carbonique = H2O + CO2Equation de la réaction :

C2H5OH + O2 ---------> H2O + CO2

Cette équation n'est pas encore écrite de façon correcte. En effet, nous avons vu que lors d'une réactionchimique, il n'y a ni destruction, ni création, ni transformation des atomes mais simplementrecombinaison de ceux-ci. Il en résulte que l'on doit retrouver le même nombre d'atomes de chaqueélément dans chacun des membres de l'équation. C'est une conséquence de la loi de Lavoisier : "Rienne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."Dans l'équation ci-dessus, cette condition n'est pas satisfaite, ceci provient du fait que nous n'avons pastenu compte du nombre de molécules de chaque sorte participant à la réaction. Nous devons doncéquilibrer l'équation, comme on le ferait pour une égalité mathématique, en plaçant un coefficientdevant les formules des composés de telle sorte que pour chaque atome situé à droite de la flèche, ontrouve un atome dans le membre de droite.

Prenons l'exemple précédent :

.....C2H5OH +..... O2 ---------> .....H2O +..... CO2


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1) Atomes de C : la molécule d'alcool contient 2 atomes de carbone, la molécule d'oxygène aucun. Ondoit donc trouver 2 atomes de carbone à droite ===> 2 molécule de gaz carbonique :

..1..C2H5OH +..... O2 ---------> .....H2O +..2.. CO2

2) Atomes d'hydrogène : dans les réactifs, on trouve 6 atomes d'hydrogène, on doit donc en retrouverautant dans les produits, il faut donc prendre 3 molécules d'eau (3x2) :

.1..C2H5OH +..... O2 ---------> ..3..H2O +..2.. CO2

3) Atomes d'oxygène : On en trouve 3 à gauche et 7 à droite ===> il faut 3 molécules d'oxygène ( 7 =7) :

.1..C2H5OH +..3.. O2 ---------> ..3..H2O +..2.. CO2

L'équation est équilibrée.

Remarques :- On ne doit en aucun cas modifier une formule pour équilibrer une équation. La formule constitue lafiche d'identité d'un corps, la modifier revient à prendre une autre substance!

- Si le nombre d'atomes est le même dans les deux membres de l'équation, le nombre de charges, luiaussi, doit être le même.

- Il est possible d'équilibrer les équations à l'aide d'une méthode algébrique. Les coefficients sontremplacés par des inconnues a,b,c...et on pose l'égalité pour chaque atome.

Exemple :.a..C2H5OH +..b.. O2 ---------> ..c..H2O +..d.. CO2

Carbone : 2a = d (1)Hydrogène : 6a = 2c (2)Oxygène : a + 2b = c + 2d (3)

En posant a = 1, il vient (1) : d = 2(2) ===> 6 = 2c ===> c = 3(3) ===> 1 + 2b = 3 + 4 ===> b = 3

- Les coefficients de l'équation indiquent les proportions dans lesquelles les réactifs se combinent etles produits se forment. On peut donc multiplier ou diviser tous les coefficients par une constante.Généralement, on utilise la combinaison des plus petits nombres entiers possibles (en évitant lescoefficients fractionnaires).

a) ..... KClO -------> ...... KCl + ........ KClO3

b) ........ KClO3 -------> ......... KClO4 + ......... KCl

c) ....Al2O3 + ....HBr -------> ....AlBr3 + ....H2O

d) ....HI + ....CaCO3 -------> ....CaI2 + ....CO2 + ....H2O

e) ...... Cl2 + ....... KOH -------> ...... KCl + ...... KClO + .......H2O


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3.3Stoechiométrie : relations de masse

Les coefficients de l'équation chimique donnent une information sur les proportions dans lesquellesles molécules des réactifs se combinent et les molécules de produits se forment. Ainsi, l'équation :

1 C2H5OH + 3 O2 ---------> 3 H2O + 2 CO2

indique que la combustion d'une molécule d'alcool consomme 3 molécules d'oxygène pour donner 2molécules de gaz carbonique et 3 molécules d'eau.Comme nous avons le droit de multiplier les coefficients par un nombre constant, multiplions-les parle nombre d'Avogadro : on a ainsi l'équation équivalente :

1 mole C2H5OH + 3 moles O2 ---------> 3 moles H2O + 2 moles CO2

Ceci permet de passer aux quantités pondérales (grammes) de produits et de réactifs : 46 grammesd'alcool( = 1 mole) réagissent avec 96 grammes d'oxygène (= 3 moles) pour donner 88 grammes degaz carbonique (= 2 moles) et 54 grammes d'eau (= 3 moles). On remarquera que le poids des réactifsest égal à celui des produits (loi de Lavoisier).De simples règles de 3 permettent de calculer la quantité d'oxygène consommée par une quantitédonnée d'éthanol par exemple.

Exemples de problèmes :

1) Soit la réaction suivante :

.....N2H4 + .....N2O4 ------> .....N2 + .....H2O

a) Equilibrer l'équation de la réaction.

b) Déterminer la quantité d'azote produite par la réaction de 5 moles de N2H4 et le nombre de molesde N2O4 requises pour réagir avec 5 moles de N2H4

c) Quelle quantité d'eau se forme-t-elle quand 100 gramme de N2O4 réagit ?

2) Dans le procédé Mond de purification du nickel, le nickel carbonyle volatil, Ni(CO)4, est obtenu àpartir de la réaction suivante :

Ni + 4 CO ------> Ni(CO)4

Quelle quantité de CO est utilisée pour volatiliser 1 kg de nickel ?


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3.4Lois des gaz , Volume molaire d'un gaz

3.4.1Lois des gaz

A des pressions suffisamment basses et à des températures suffisamment élevées, on a trouvé que tousles gaz obéissaient à 3 lois simples. Ces lois relient le volume d'un gaz à la pression et à latempérature. Un gaz qui obéit à ces 3 lois est appelé gaz parfait. Ces 3 lois sont donc appelées "loisdes gaz parfaits". Elles ne peuvent s'appliquer qu'aux gaz qui ne subissent pas de transformationschimiques par variation de température ou de pression.

- Loi de Boyle - Mariotte

Quand la température est maintenue constante, le volume d'une masse donnée de gaz parfait varie enraison inverse de la pression à laquelle le gaz est soumis. En termes mathématiques, on peut écrire quele produit de la pression par le volume est une constante ou :

(pV)initial = (pV)final ou p1V1 = p2V2

- Loi de Charles :

A pression constante, le volume d'une masse donnée de gaz varie proportionnellement à latempérature absolue ( degrés Kelvin).

(V/T)initial = (V/T)final ou V1/T1 = V2/T2

- Loi de Gay - Lussac :

A volume constant, la pression d'une masse de gaz varie proportionnellement à la températureabsolue.

(p/T)initial = (p/T)final ou p1/T1 = p2/T2

LOI GENERALE DES GAZ PARFAITS :

(pV/T)initial = (pV/T)final ou p1V1/T1 = p2V2/T2 .

3.4.2Hypothèse d'Avogadro:

L'hypothèse d'Avogadro est la suivante : des volumes égaux de tous les gaz dans les mêmes conditionsde température et de pression contiennent le même nombre de molécules. Ainsi, 1 litre d'oxygènecontient le même nombre de molécules que 1 litre d'hydrogène ou de n'importe quel gaz.L'hypothèse d'Avogadro nous permet de déterminer les masses relatives des molécules (masses


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moléculaires) des gaz. Le raisonnement est le suivant:

• La masse de 1 litre d'un gaz quelconque est la masse de l'ensemble des molécules contenuesdans 1 litre de ce gaz.

•1 litre de gaz contient le même nombre de molécules que 1 litre de n'importe quel autre gaz.

Donc si 1 litre de gaz pèse deux fois plus qu'un litre d'un autre gaz, c'est parce que lesmolécules du premier sont deux fois plus lourdes que celles du second.

Dans ce cas, la masse moléculaire du premier sera deux fois plus grande que celle du second.

En général, les masses relatives des molécules de gaz peuvent être déterminées en comparant desvolumes de gaz égaux.

3.4.3Volume molaire d'un gaz

On sait qu'une molécule d'oxygène est composée de 2 atomes d'oxygène. Donc la masse moléculairede l'oxygène est le double de sa masse atomique : 2 * 16 = 32 u. On a trouvé que la masse volumiquede l'oxygène était de 1,429 g/l dans les conditions normales de pression et de température (0 oC et1.013 • 105 Pa). Le volume occupé par une mole d'oxygène (32 g) est de 22.4 litres dans lesconditions normales. D'après l'hypothèse d'Avogadro, 22.4 litres d'un gaz quelconque contiendront lemême nombre de molécules (6.022 * 1023. ) que 22.4 litres d'oxygène.

Dans les conditions normales de pression et de température, le volume molaire d'un gaz serade 22.4 litres.

La loi des gaz parfaits peut être généralisée :

pV = nRT

avec n = nombre de moles et R = constante des gaz parfaits.R = 8.31 joules/mole.oK (volume en m3, pression en pascals)

Remarques sur les unités :

Les unités de pression sont diverses. Il est utile de connaître les facteurs de conversion d'une unité àl'autre. On a les unités suivantes :- le pascal (Pa) : 1 Pa = 1 N/m2 = 1 Newton par mètre carré- le bar (bar) = 10N/cm2 = 105 Pa

Les baromètres mécaniques indiquent souvent la pression atmosphérique en mm de mercure ou Torrs.La pression atmosphérique normale correspond à ~ 760 mm de mercure = 1.013 • 105 Pa

Dans les conditions habituelles de température et de pression, la plupart des gaz usuels obéissent


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relativement bien à cette relation et peuvent être assimilés à des gaz parfaits. Ils suivent d'autant mieuxla loi qu'ils sont à haute température ou à basse pression.

Cette équation des gaz parfaits peut être utilisée pour résoudre de nombreux problèmes concernant laphysique et la chimie des gaz, en particulier la détermination de masses moléculaires de composésgazeux ou de liquides volatils (à point d'ébullition bas). En effet, il suffit de mesurer la pression, levolume et la température d'une masse de gaz pour calculer le nombre de moles contenues dans cettemasse.

Exemple 1 : Déterminer la masse moléculaire de chloroforme sachant que 0.495 g de ce produitcollecté sous forme de vapeur (=gaz) dans un récipient gradué occupe un volume de 127 cm3, lapression étant de 745 mmHg et la température de 98°C. (Cette méthode de détermination des massesmoléculaires est connue sous le nom de méthode de Victor Meyer).

Exemple 2 : L'hexafluorure d'uranium UF6 est probablement le plus dense des gaz. Calculer sa massevolumique à 100°C et 101.3 kPa.

Exemple 3 : La dissolution du zinc dans l'acide chlorhydrique est représentée par l'équation :Zn + 2HCl ------> ZnCl2 + H2

En dissolvant 0.500 g de zinc dans de l'acide chlorhydrique, on récolte 190.6 ml d'hydrogène, lapression étant de 745 mmHg et la température de 25°C. En déduire la masse atomique du zinc.


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§ IVO X Y D O R É D U C T I O N

4.1La dissolution des métaux non nobles

Expérience : On ajoute de l'acide chlorhydrique dilué (HCl 2M) à des métaux.

Mg Al Fe Cu Zn Sn Pb........

Mg : On constate le dégagement d'un gaz inodore et incolore (bulles) lequel est combustible (gaztonnant si on approche une allumette du haut de l'éprouvette) : c'est de l'hydrogène H2. Le métal"disparaît" : il se dissout. Si on évapore l'eau de cette solution, on obtient un solide blanc = uncomposé de magnésium MgCl2. Les atomes métalliques se trouvent sous forme de ions positifs(Mg2+) , ils ont perdu des électrons :

Mg - 2e- ----------> Mg2+

Qui accepte les électrons libérés ?Cette réaction de dissolution a lieu dans les solutions acides. Donc c'est la concentration des ionsH3O+ , plus grande que celle de l'eau pure, qui provoque la dissolution. Les ions H3O+ peuvent céderles ions H+; ceux-ci s'unissent aux électrons libérés par le métal pour former des atomes d'hydrogènequi se lient immédiatement en molécules H2 :

2 H3O+ + 2e- ----------> H2 + 2 H2O

Equation de la dissolution :

Mg + 2 H3O+ ----------> Mg2+ + H2 + 2 H2O

On appelle oxydation la réaction d'un atome qui perd des électrons : le Mg s'oxyde en Mg2+.

On appelle réduction la réaction d'un atome qui gagne des électrons : H+ se réduit en H2.

Lorsqu'une particule prend des électrons, il doit y avoir une particule qui les cède. Réduction etoxydation sont donc des réactions simultanées ; c'est l'oxydoréduction (ou réaction redox).Il s'agit d'un transfert d'électrons d'un atome sur un autre.

Ecrire les équations d'oxydoréduction pour les autres métaux : Al, Fe, Cu, Zn, Sn, Pb.....


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4.2

Classification électrochimique qualitative des métaux

Le cuivre métallique et l'ion cuivre II constitue un couple d'oxydoréduction ou couple redox. Lecuivre est la forme réduite du couple = Réd, l'ion cuivre II est la forme oxydée du couple = Ox. Parconvention, on écrit toujours la forme oxydée à gauche du trait oblique et la forme réduite à droite pourles couples redox :

Cu2+/Cu

A tout oxydant est associé un réducteur. Le couple redox sera noté :

Ox/Réd ou Zn2+/Zn

On peut établir cette classification par une série d'expériences :

Zn et Fe : Zn métal dans Fe 2+ puis Fe métal dans Zn2+

Cu et FePb et FePb et Cuetc.

Dressez le tableau des résultats de ces expériences.

On peut alors classer les couples Ox/Réd ou ion métallique/métal :

Zn2+/Zn Fe2+/Fe Pb2+/Pb Cu2+/Cu------------------------------------------------------------------------------------------------------>

Cette classification permet de prévoir le résultat d'expériences qui n'ont pas été faites : on s'assurerafacilement que chaque métal peut réduire l'ion métallique appartenant à un couple redox situé à sadroite sur l'axe orienté.Ainsi, puisque le couple redox Sn2+/Sn est situé à droite du couple Zn2+/Zn, nous pouvons prévoirque le zinc est un métal plus réducteur que l'étain. Une lame de zinc, plongée dans une solution d'ionsstanneux Sn2+, se couvrira d'étain.cf. "série électrochimique"


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4.3Cellules électrochimiques

Expérience :

Lorsqu'on place un morceau de zinc dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre, une partie du zincréagit et ce faisant, du cuivre se dépose à la surface du solide.Ceci montre que la réaction redox :

Zn + Cu2+ ----------> Zn2+ + Cu

se fait spontanément dans le sens de la flèche. Au cours de la réaction, des électrons sont transférés duZn vers les ions de Cu2+ proches dans la solution.Les électrons réduisent les ions Cu2+ en atomes Cu qui adhèrent à la surface du zinc ou qui formentun solide finement divisé qui se dépose dans le récipient. Le morceau de zinc réagit lentement au fur età mesure que ses atomes cèdent leurs électrons et se transforment en ions Zn2+. Le transfertd'électrons du zinc vers les ions Cu se produit au hasard sur toute la surface du métal.

Supposons maintenant que le zinc soit séparé de la solution cuivrique par un dispositif tel que celui ci-dessous :

Elément galvanique de Daniell.

John Daniell, chimiste anglais. Inventa la pile en 1836, alors qu'il y avait un besoin urgent de source de courant continupour permettre le développement de la télégraphie.

Il s'agit de la même réaction redox que précédemment, mais maintenant les électrons ne peuventatteindre les ions Cu2+ qu'en traversant le fil électrique et la lampe. Comme les ions Cu2+ sonttransformés en atomes de cuivre dans l'un des compartiments et les atomes de zinc en Zn2+ dansl'autre. Des ions sulfate doivent se déplacer d'un compartiment à l'autre pour préserver la neutralitéélectrique et fermer le circuit électrique.

Les cellules électrochimiques sont composées de demi-cellules. Une demi-cellule est constituée d'uneélectrode et d'un électrolyte (conducteur ionique).Le séparateur qui isole les deux électrolytes permet de localiser nettement la réduction et l'oxydation :les électrons ne peuvent se déplacer qu'à travers le conducteur qui relie les deux électrodes.

La réaction produit un flux régulier d'électrons dans le fil électrique. C'est le principe de la production d'une puissanceélectrique par une réaction chimique. Chaque fois que nous utilisons une pile, nous faisons appel à une réaction mettanten jeu, dans des compartiments séparés, une réduction et une oxydation tandis que des électrons passent d'uncompartiment à l'autre à travers le circuit extérieur.


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4.4Electrodes et couples redox

Une caractéristique de toutes les cellules électrochimiques est qu'il y a réduction à l'une des électrodeset oxydation à l'autre

L'anode est, par définition, le siège de l'oxydation ; elle se dissout, le métal de l'anode s'oxyde.

La cathode est, par définition, le siège de la réduction ; le métal n'est pas attaqué, au contraire, ilse dépose (il se réduit).

La cathode est notée “ + ” et l'anode est notée “ - ” sur les piles ou les batteries vendues dans lecommerce. Les électrons quittent la pile au niveau de l'anode (d'où le signe moins parce que la pileperd des électrons à cet endroit); ils circulent à travers le circuit extérieur; ils entrent dans la pile par lacathode (d'où le signe + parce que la pile reçoit les électrons à cet endroit) et ils réalisent la réduction.Dans la pile de Daniell, les électrons sont produits dans le compartiment anodique par l'oxydation :

Réaction anodique : Zn (s) ----------> Zn2+ (aq) + 2e-

Les électrons sont utilisés dans le compartiment cathodique pour la réduction

Réaction cathodique : Cu2+ (aq) + 2e- ----------> Cu (s)

Par convention, on appellera le compartiment d'électrode (électrode + électrolyte) "l'électrode".

4.4.1Potentiel de cellule

L'énergie disponible dans une pile dépend de la puissance avec laquelle la réaction "produit desélectrons" d'une part et "pompe des électrons" d'autre part. Si l'oxydation cède facilement des électronset si la réduction les accepte facilement, alors les électrons seront éjectés puis pompés énergiquement àtravers le circuit et la réaction pourra produire une grande quantité d'énergie.La puissance avec laquelle une réaction de cellule produit et pompe les électrons se mesure par sonpotentiel de cellule E ( ou force électromotrice f.e.m. de la pile). Plus le potentiel est grand, plus grandeest l'énergie qu'un nombre donné d'électrons peut fournir lorsqu'ils circulent entre les électrodes.

Le potentiel est exprimé en volt (V). Une énergie de 1 joule (J) est cédée lorsqu'une charge de 1 coulomb (C) circuleentre deux électrodes présentant une différence de potentiel de 1 volt (V)

Energie (J) = 1 (C) . 1 (V)

4.4.2Demi-cellules normales

Les demi-cellules dépendent de la concentration de leur solution.Si on considère une pile de Daniell avec [Zn2+] = 1 M et [Cu2+] = 1M. La différence de potentielmesurée pour cette pile sera de 1.10 V. Dans une seconde expérience, on prend [Zn2+] = 0.01 M et[Cu2+] = 2 M. La différence de potentiel mesurée pour cette pile sera de 1.13 V. La différence depotentiel (ou tension) est plus grande qu'avant !


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Pour pouvoir comparer le potentiel de demi cellules, on doit définir une norme pour la concentrationdes ions dissous, pour la température et pour la pression. Une demi-cellule normale est constituéed'une électrode qui plonge dans une solution 1M en ionsà T° = 25°C et p = 1.013 . 105 Pa (pascal).Comme il est possible de mesurer la tension entre deux demi-cellules normales et de déterminer lesens de déplacement des électrons, on peut classer les demi-cellules normales sur l'axe des potentiels.

Où est le zéro de cet axe ?...

Comme le niveau de la mer pour l'altitude, la fusion de la glace pour la température en degré Celsius,on a défini une électrode de potentiel zéro :

4.4.3L'électrode à hydrogène

L'électrode à hydrogène Pt / H2 (g) / H+ (aq) joue un rôle particulier en électrochimie. Dans cetteélectrode, on fait barboter de l'hydrogène gazeux sur du platine immergé dans une solution contenantdes ions H+ (acide). Le platine sert à établir le contact électrique avec la solution. Le couple redox estH+/H2. Cette écriture du couple redox montre que H+ (ou plus exactement H3O+) est l'espèceoxydée et que H2 est l'espèce réduite.Lorsque l'électrode à hydrogène fonctionne en cathode, les ions hydrogène sont réduits :

2H+(aq) + 2e- ----------> H2 (g)

Lorsqu'elle fonctionne en anode, l'hydrogène est oxydé :

H2 (g) ----------> 2H+(aq) + 2e-

Une électrode fonctionne soit en anode soit en cathode selon son partenaire dans la celluleélectrochimique.

L'électrode normale d'hydrogène a, par définition, le potentiel de zéro volt.

Il s'agit d'une plaque de Pt plongée dans une solution acide 1M et placée dans un courant de H2 de1.013 bar (1 atm) de pression.


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4.5Pile électrochimique

On peut décrire complètement une pile électrochimique à partir de ses demi réactions. Pour cela, il fautconnaître :

- La force électromotrice.- La réaction de la pile.- L'organisation physique de la pile.- Le sens de passage des électrons.

Exemple :

Mg2+ + 2e- ------------> Mg E° = -2.37 V

Ag+ + e- ------------> Ag E° = +0.80 V

Pour que la pile fonctionne, il faut que l'une des réactions soit inversée. Laquelle ?

Une pile fonctionne toujours spontanément dans la direction qui produit un potentiel positif :

Dans ce cas c'est le magnésium qui se dissout :

Anode : Mg (s) ------------> Mg2+(aq) + 2e- E° = +2.37 V

Cathode : Ag+(aq) + e- ------------> Ag (s) E° = +0.80 V

E° pile = + 2.37 + 0.80 = 3.17 V

La réaction de la pile doit être équilibrée (2 électrons échangés : 2*1 et 1*2)

Equation globale de la pile :

Mg (s) + 2 Ag+(aq) ------------> 2 Ag (s) + Mg2+(aq) E° = +3.17 V

Organisation physique de la pile et sens de passage des électrons :


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Cette pile peut se décrire schématiquement par :

Mg (s)/ Mg2+ (aq) || Ag (s)/ Ag+ (aq)

Pour décrire complètement une pile électrochimique, on doit recourir à 4 éléments :

- Le potentiel de la pile (>0) et la réaction équilibrée.- La direction de déplacement des électrons.- L'identification de l'anode et de la cathode.- La nature de chaque électrode et des ions présents dans chaque compartiment. Il faut un conducteurchimiquement inerte (Pt par exemple) si, dans une des demi réactions, aucune substance n'est solide.

4.6Les piles du commerce

Une pile primaire est une pile qui produit de l’électricité à partir des réactifs enfermés dans la pile aumoment de sa fabrication. Dès que la réaction a atteint son équilibre, la pile est usée.

Une pile secondaire est une pile qui a besoin d’être chargée par un apport extérieur d’énergie avantd’être utilisée (Par exemple les accumulateurs de voiture).

Une pile à combustible est une pile primaire dans laquelle les réactifs sont apportés en permanencequand la pile fonctionne.

4.6.1Les piles primaires

1°) Les piles sèches sont des piles sans composant liquide. Par exemple la pile Leclanché qu’onutilise pour les lampes de poches, les baladeurs ou les radios :

Anode : boîtier en zinc : Zn --------> Zn2+ + 2 e-Cathode : bâton de graphite recouvert d’oxyde de manganèse humide dans du chlorure d’ammonium :

2 NH4+ + 2 MnO2 + 2 e- --------> Mn2O3 + 2 NH3 + H2O

Globale :

E° pile = ~1.5 V

Les ions Zn2+ formés par l’oxydation se combinent à l’ammoniac formé : [Zn(NH3)2] 2+ ce quicontribue à maintenir le voltage de la pile constant en n’augmentant pas la concentration des ionsZn2+.


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Les piles alcalines sont semblables à la pile Leclanché sauf que le NH4Cl (acide faible) est remplacépar une base forte NaOH ou KOH. Le zinc s’oxyde moins vite qu’en milieu acide donc la pile dureplus longtemps, mais elle coûte plus cher car c’est plus difficile de la rendre étanche.

Les piles sèches au mercure ou à l’oxyde d’argent sont beaucoup plus petites : elles s’utilisent enmédecine, pour des montres ou des calculatrices.

Anode : boîtier en zinc : Zn + 2 OH- --------> Zn(OH)2 + 2 e-

Cathode : HgO + H2O + 2 e- --------> Hg + 2 OH-

Globale :

E° pile = ~1.35 V

Les batteries de secours qui sont conçues pour se mettre en marche automatiquement au contact del’eau de mer (dans les gilets de sauvetage des avions par ex.) sont fabriquées sans électrolyte. Pas decontact, donc pas de courant. L’eau de mer entre dans la pile lorsqu’elle est immergée : le contacts’établit donc la réaction redox démarre.

Anode : Mg --------> Mg2+ + 2 e-

Cathode : CuCl + e - --------> Cu + Cl- (électrolyte : solution de NaCl)

Globale :

E° = 2.88 V

4.6.2Les piles secondaires

Les piles au Cadmium-Nickel sont des piles sèches rechargeables : les produits formés par laréaction redox adhèrent aux électrodes. En inversant le courant, on recharge la pile. Les électrodes sontenroulées les unes sur les autres dans une espèce de gelée et elles sont séparées par une couchehumide imbibée d’hydroxyde de Na ou de K.

Anode : Cd + 2 OH- --------> Cd(OH)2 + 2 e-

Cathode : Ni(OH)3 + e - --------> Ni(OH)2 + OH-

Globale :

E°= 2.48 V

L’accumulateur au plomb : c’est la batterie des voitures. Elle est constituée de plusieurs cellules enparallèle. Chaque cellule contient plusieurs plaques constituant les électrodes. Comme la surface deces plaques est grande, la batterie peut produire de forts courants à la demande (par exemple audémarrage). Les plaques sont constituées d’un alliage dur de plomb et d’antimoine recouvert d’unepâte de sulfate de plomb. L’électrolyte est constitué d’acide sulfurique dilué. Au cours de la première


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charge, une partie du sulfate de plomb est réduit en Pb sur une des électrodes (= anode lors de ladécharge) et il est oxydé en PbO2 sur l’autre électrode (= cathode lors de la décharge).

Anode : Pb (s) + SO42- (aq) -----------> PbSO4 (s) + 2 e-

Cathode : PbO2 (s) + SO42- (aq) + 4 H3O+ + 2 e- --------> PbSO4 (s) + 6 H2O

Globale :

E° = 2.01 V

4.6.3La pile à combustible

La pile à combustible hydrogène/oxygène est constituée d’une solution d’électrolyte (KOH (aq)) etde 2 électrodes inertes.Anode : 2 H2 (g) + 4 OH- --------> 4 H2O + 4 e-

Cathode : O2 + 2 H2O + 4 e - --------> 4 OH- (électrolyte : solution de NaCl)

Globale :

E° = 1.23 V

Contrairement aux piles et aux accumulateurs, les piles à combustible ne stockent pas l’énergiechimique. Il doit y avoir un apport constant de réactifs et un retrait constant des produits. Ici, le produitest de l’eau pure : dans les navettes spatiales, les passagers peuvent boire cette eau.

4.7L'électrolyse

Dans une pile électrochimique, il y a production d’un courant électrique quand une réaction redox alieu spontanément.Dans l’électrolyse, on utilise un courant continu pour provoquer une réaction chimique. Dans unecellule électrolytique, l'énergie électrique provoque une réaction chimique qui, autrement, n'aurait paslieu spontanément.

C'est Faraday qui observa le premier que la masse des produits formés à une électrode estproportionnelle à la quantité d'électricité transférée à l'électrode et à la masse molaire de la substance enquestion.Il faut un Faraday (1 F) ou 96485 Coulombs (1 Coulomb = 1 Ampère . seconde) pour effectuer letransfert d'une mole d'électrons.

Exemple : le placage d'une fourchette à l'argent.Ag+ (aq) + 1 e- ----------> Ag (s)Calculer le temps qu'il faudra pour déposer 10.0 g d'argent si l'intensité du courant est de 10 A.


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§ VLES ACIDES ET LES BASES

5.1Acides et bases de Brönsted

Actuellement on utilise la définition des acides et des bases d'après la théorie de Brönsted-Lowry.

Acide : toute molécule ou ion qui agit comme donneur de proton (de ion H+).Base : toute molécule ou ion qui agit comme accepteur de proton (de ion H+) ou qui libère des ionsOH- dans l'eau.

On note habituellement un acide de Brönsted sous la forme HA et une base de Brönsted sous laforme B. Le transfert d'un ion H+ d'un acide vers l'eau s'écrit :

HA + H2O --------> H3O+ + A-

Exemples :HCl + H2O --------> H3O+ + Cl-

HNO3 + H2O --------> H3O+ + NO3-

Une molécule H2O ayant accepté un proton devient l'ion hydroxonium (H3O+). Le transfert d'unproton de l'eau vers une base en solution aqueuse s'écrit :

H2O + B --------> BH+ + OH-

En résumé :

Un acide contient de l'hydrogène et libère des ions H+ dans l'eau.

Une base est un composé qui produit des ions hydroxyde OH- dans l'eau.

Neutralisation :

ACIDE + BASE ---------------> SEL + EAU

Dans la théorie de Brönsted-Lowry. une équation chimique unique résume toutes les neutralisationsacide-base dans l'eau :

H3O+ + OH- --------> 2 H2O

Cette équation est valable pour toutes les neutralisations car une molécule d'acide produit toujoursH3O+ en donnant un proton à une molécule H2O et la molécule de base produit toujours OH- enacceptant un proton d'une autre molécule H2O.

Exemple :


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HCl + NaOH ----------> NaCl + H2Oacide chlorhydrique hydroxyde de sodium chlorure de sodium eau

L'acide chlorhydrique se dissocie dans l'eau : HCl ---------> H+ + Cl-

L'hydroxyde de sodium se dissocie dans l'eau : NaOH ---------> Na+ + OH-

La solution résultante du mélange contient les ions H+. Cl-. Na+ et OH-.

On sait que NaCl est soluble dans l'eau et que par conséquent ne précipite pas.D'autre part. l'eau est un électrolyte faible ce qui implique que de grandes quantités d'ions H+ et OH-

ne peuvent coexister en solution. Ces ions réagissent donc pour former de l'eau

H+ + OH- ---------> H2O

5.2Echelle de pH

Pour chiffrer les différences d'acidité et de basicité. nous avons besoin d'une échelle de comparaison.L'une d'elles a été définie en solution aqueuse. c'est l'échelle de pH.

Le pH est une grandeur pratiquement entrée dans la vie courante. Sa valeur est souvent spécifiée surun certain nombre de produits de la vie quotidienne. surtout en pharmacie : savons. shampooing. etc...

L'échelle de pH va de 0 à 14. Le pH est fonction de la concentration en ions H3O+ présents dans lasolution.

0....................ACIDE............7....................BASE..................14

NEUTRE

Considérons l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau :

2 H2O H3O+ + OH-

En réalité. cet équilibre est fortement déplacé vers la gauche. c'est-à-dire que chaque fois qu'unemolécule d'eau se casse pour former 2 ions. ils se recombinent presque immédiatement pour reformerde l'eau.On a estimé qu'à 25°C. une molécule d'eau sur 555'000'000 (555 millions) est dissociée enpermanence dans l'eau.Cet équilibre est caractérisé par une constante d'équilibre K :


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K =

Or la concentration de l'eau dans l'eau est constante. le terme [H2O]2 est constant.

On définit Ke = produit ionique de l'eau tel que :

Ke = [H3O+] [OH-] = 10-14 [mol2/l2] à 25°C

Cette valeur de 10-14 est déterminée expérimentalement (mesure de conductivité électrique).

Ainsi. dans l'eau pure. [H3O+] = [OH-] car chaque fois qu'un ion hydronium (H3O+) se forme. un

ion hydroxyde (OH-) se forme simultanément.

Donc Ke = [H3O+]2 donc [H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/l

Par définition le pH est une grandeur sans unité calculée par la relation suivante :

pH = -log[H3O+] ou [H3O+] = 10-pH

Dans le cas d'une solution acide. on a les inégalités :

[H3O+] > 10-7 [OH-] < 10-7

Donc pH <7. Toute solution dont le pH est compris entre 0 et 7 est une solution acide.

Dans le cas d'une solution basique. on a les inégalités :

[H3O+] < 10-7 [OH-] >10-7

Donc pH >7. Toute solution dont le pH est compris entre 7 et 14 est une solution basique.Une solution est neutre si son pH est égal à 7.


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5.3Les indicateurs de pH

On reconnaît les acides et les bases à leur effet sur la couleur de certaines substances appeléesindicateurs.Beaucoup de colorants changent de couleur sous l'effet d'une variation de pH. De tels colorants sontappelés indicateurs de pH car ils "indiquent" le pH.Exemples :le tournesol (extrait d'un lichen). la phénolphtaléine. le méthyl-orange. le bleu de bromothymol. lesanthocyanines (choux rouge).Le changement de couleur de ces indicateurs de pH est dû aux propriétés suivantes : d'une part. lesparticules du colorant indicateur peuvent prendre ou céder des protons H+ et d'autre part. la formeprotonée de l'indicateur a une couleur différente.

Le changement de couleur intervient à un pH différent selon la force de l'indicateur :

Tableau 5.1

pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14Tournesol

phénolphtaléine

méthyl-orange

bleu debromothymolchou rouge

5.4Acide fort. pH d'un acide fort

Pour quelques acides. l'équilibre de transfert de proton favorise si fortement la perte d'un proton.qu'aux concentrations ordinaires (1 > [HA]o> 10-6mol/l). presque toutes les molécules HA présentesdans la solution aqueuse sont ionisées. La solution contient les ions H3O+ et A- et pratiquement pasde molécules HA non ionisées. L'acide est donc totalement dissocié : on dit que c'est un acide fort.(voir tableau 4.2). Ainsi quand on connaît la concentration de l'acide dans l'eau. on connaît laconcentration en ions H3O+.

Calcul du pH d'un acide fort :On considère que tous les ions H3O+ en solution viennent de la dissociation de l'acide (on néglige ladissociation de l'eau). On peut alors écrire :

[acide]o = [H3O+] donc pH = -log[acide]o


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5.5Base forte. pH d'une base forte

Une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium est constituée en grande partie d'ions Na+ et OH-. C'estun exemple de base forte(voir tableau 4.2): presque toutes les molécules de NaOH sont dissociéesdans l'eau. Ainsi la concentration des ions OH- est connue dès qu'on connaît la concentration de labase dans l'eau.Attention ! Pour une base comme Ba(OH)2. chaque molécule de base libère 2 ions OH-. Si laconcentration en Ba(OH)2 est 0.1 mol/l . la concentration en ions OH- sera de 0.2 mol/l.

Calcul du pH d'une base forte :

On considère que tous les ions OH- en solution viennent de la dissociation de la base (on néglige ladissociation de l'eau). On peut alors écrire :

[base]o = [OH-] or on sait que la constante Ke = [H3O+] [OH-] = 10-14

Donc. si la quantité de OH- augmente. forcément. la quantité de H3O+ doit diminuer. On peut alorsécrire :

[H3O+] =

donc pH = 14 + log[OH-]

Tableau 5.2: Les principaux acides forts et bases fortes

ACIDE FORMULE

acide chlorhydrique HClacide bromhydrique HBracide iodhydrique HIacide sulfurique (1ère étape: HSO4-) H2SO4

acide nitrique HNO3acide perchlorique HClO4

BASE

Col.IA Hydroxyde et oxyde du groupe I NaOH. KOH. ...Na2O. K2O. ...

Col. IIA Hydroxyde et oxyde (sauf Be) du groupe II Ca(OH)2. Sr(OH)2CaO. MgO. ...

Remarques : Il est important de faire la distinction entre acide fort et acide concentré : laconcentration exprime le nombre de mole d'acide présente par litre de solution. La force se rapporte aupouvoir des molécules d'acide de céder des protons. Par exemple un acide fort comme HCl peut êtreconcentré (10 mol/l ) ou dilué (0.001 mol/l) et. dans les deux cas. il est totalement dissocié.

De même il faut distinguer acide faible et acide dilué. La faiblesse de l'acide se rapporte à sa capacitéde céder des protons.


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5.6Équilibres de Brönsted

Équilibres dynamiques :

Les échanges de protons en solution sont des processus dynamiques. Par exemple. des moléculesd'acide acétique cèdent des protons à des molécules d'eau :

CH3COOH + H2O ----------> CH3COO- + H3O+

Dans le même temps. les anions acétate peuvent accepter des protons des ions hydroxonium :

CH3COO- + H3O+ ----------> CH3COOH + H2O

Lorsque les deux réactions se produisent dans la solution à la même vitesse. toutes les substancesimpliquées se trouvent dans un équilibre dynamique :

CH3COOH + H2O ----------> CH3COO- + H3O+

C'est la même chose pour une base :

NH3 + H2O ----------> OH- + NH4+

La loi d'action de masse :

On peut obtenir un état d'équilibre dynamique lorsque la réaction "aller" et la réaction "retour" sontpossibles et lorsque la température et la pression sont constantes.Pour tout équilibre dynamique :

A + B ----------> C + D

la vitesse de la réaction aller est égale à la vitesse de la réaction retour.c'est-à-dire :

VR aller = kA+B . [A] [B]

VR retour = kC+D . [C] [D]

avec : kA+B = constante de la réaction A+B -------> kC+D = constante de la réaction C+D ------->

Donc :kA+B . [A] [B] = kC+D . [C] [D]

ou =


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Le quotient des concentrations doit être constant car le quotient de gauche contient 2 constantes. Ils'ensuit que pour un état d'équilibre cinétique (dynamique). on a l'expression suivante :

K =

où K est la constante d'équilibre. Cette expression est appelée loi d'action de masse (LAM).

K dépend de la température car kA+B et kC+D dépendent de la température.

Exercices :1) Écrire la LAM pour l'équilibre de protolyse de l'eau.2) Calculer K pour l'équilibre de dissociation de l'eau sachant que[H3O+] = 10-7 mol/l dans l'eau à 22°C

5.7Acides et bases conjuguées

Dans la réaction directe entre NH3 et H2O. NH3 accepte un proton ====> c'est une base de Brönsted.

Dans la réaction inverse. NH4+ cède un proton à l'ion hydroxyle (OH-). Donc NH4

+ est un acide deBrönsted. On dit que c'est l'acide conjugué de NH3.

Inversement : dans la réaction directe. H2O se comporte comme un acide de Brönsted et cède un

proton à NH3 pour former l'ion OH-. Cet ion OH- se comporte comme une base dans la réaction

inverse en acceptant le proton cédé par l'acide NH4+. Donc OH- est la base conjuguée de H2O.

Définition : La base conjuguée d'un acide de Brönsted est la base de Brönsted formée lorsque l'acidea cédé un proton.

Toutes les bases de Brönsted ont un acide conjugué et vice versa.

Définition : L'acide conjugué d'une base de Brönsted est l'acide de Brönsted formé lorsque la baseaccepte un proton.


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TABLEAU4.3 : Acide et Base conjuguée

ACIDE BASE CONJUGUEEHCl Cl-

HNO3 NO3-

H2SO4 HSO4-

HSO4- SO4

2-

H2CO3 HCO3-

HCO3- CO3

2-

CH3COOH CH3COO-

H2O OH-

H3O+ H2O

H2S HS-

HS- S2-

NH3 NH2-

NH4+ NH3

HF F-

5.8Les constantes d'ionisation Ka et Kb

De nombreuses réactions chimiques peuvent s'interpréter comme une compétition entre les capacitésdifférentes des acides et des bases à céder ou accepter des protons. De plus. comme une grande partiede ces réactions se font dans l'eau. un aspect de cette compétition apparaît dans la force respective destransferts de protons entre les différents acides et bases et l'eau.

a)Constante d'ionisation acide: Ka

L'équilibre d'un acide HA dans l'eau est :

HA + H2O H3O+ + A-

La constante de cet équilibre s'écrit :

Kc =

Or on a déjà vu que pour des solutions diluées [H2O] = constante. On défini alors la constante

d'ionisation acide Ka telle que Ka = [H2O] . Kc

Ka =

De la même façon que le pH.(et pour les mêmes raisons pratiques) on défini le pKa.pKa = -log Ka


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Exemple 1 : Si HA est l'acide acétique : CH3COOH

Ka = = 1.8 . 10-5 [mol/l]

pKa = 4.75

Exemple 2 : Si HA est l'acide cyanhydrique : HCN

Ka = = 4.9 . 10-10 [mol/l]

pKa = 9.31

Lorsque Ka est petit. l'acide est peu dissocié (pKa est grand).Lorsque Ka est grand. il y a beaucoup de dissociation (pKa est petit)

b)Constante d'ionisation basique: Kb

L'équilibre d'une base B dans l'eau est :

H2O + B --------> BH+ + OH-

La constante de cet équilibre s'écrit :

Kc =

Or on a déjà vu que pour des solutions diluées [H2O] = constante. On défini alors la constante

d'ionisation basique Kb telle que Kb = [H2O] . Kc

Kb =

De la même façon que le pH.(et pour les mêmes raisons pratiques) on défini le pKbpKb = -log Kb

Une base B est un puissant accepteur de proton si l'équilibre favorise la formation de BH+. C'est unfaible accepteur de proton si l'équilibre favorise la base B non ionisée.

Exemple 1 : Si B est la base méthylamine : CH3NH2

H2O + CH3NH2 CH3NH3+ + OH-

Kb = = 3.6 . 10-4 [mol/l]

pKb = 3.44

Exemple 2 : Si B est l'aniline : C6H5NH2

H2O + C6H5NH2 C6H5NH3+ + OH-


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Kb = = 4.3 . 10-10 [mol/l]

pKb = 9.37

Lorsque Kb est petit. la base est faiblement acceptrice (pKb est grand).Lorsque Kb est grand. la base est un accepteur de proton fort (pKb est petit)

5.9Relations entre pKa.pKb et pKe.

Il existe une relation très utile entre le pKb d'une base et le pKa de son acide conjugué.Considérons l'équilibre de la base ammoniac dans l'eau :

NH3 + H2O ----------> OH- + NH4+

Kb =

L'équilibre de son acide conjugué NH4+ dans l'eau donne :

NH4+ + H2O ----------> NH3 + H3O+

Ka =

Si on fait le produit de ces deux constantes d'équilibre. on a :

Ka . Kb = [H3O+] . [OH-] = Ke

Cette relation est valable pour tous les acides et bases conjugués.

En prenant le logarithme des deux membres de cette relation nous obtenons :

log Ka + log Kb = log Keet en changeant de signe :

pKa + pKb = pKe

Prenons l'exemple de NH3 : son pKb est égal à 4.75 ; le pKa de Kb est donc :

pKa = pKe - pKb = 14.00-4.75 = 9.25

Ce résultat montre que NH4+ est un donneur de proton plus faible que l'acide acétique ( pKa = 4.75),mais plus fort que l'acide hypoiodeux HIO (pKa = 10.64). L'acide conjugué de l'urée NH2CONH3+ aun pKa de 0.10 , ce qui montre que c'est un donneur de proton plus fort que tous les acides du tableau5.4.


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5.10Acides et bases faibles dans l'eau

Tableau 5.4 : Constantes d'ionisation d'acides à 25°C

ACIDE Ka pKa

Les plus forts acide trichloroacétique 3.0 . 10-1 0.52des acides acide benzènesulfonique 2.0 . 10-1 0.70faibles acide iodique 1.7 . 10-1 0.77

acide sulfureux 1.6 . 10-2 1.81acide chloreux 1.0 . 10-2 2.00acide phosphorique 7.6 . 10-3 2.12acide chloroacétique 1.4. 10-3 2.85acide lactique 8.4 . 10-4 3.08acide nitreux 4.3 . 10-4 3.37acide fluorhydrique 3.5. 10-4 3.45acide formique 1.8 . 10-4 3.75acide benzoïque 6.5 . 10-5 4.19acide acétique 1.8 . 10-5 4.75acide carbonique 4.3 . 10-7 6.37acide hypochloreux 3.0. 10-8 7.53acide hypobromeux 2.0. 10-9 8.69acide borique 7.2 . 10-10 9.14

Les plus faibles acide cyanhydrique 4.9 . 10-10 9.31des acides phénol 1.3 . 10-10 9.89faibles acide hypoiodeux 2.3 . 10-11 10.64

Tableau 5.5 : Constantes d'ionisation de bases à 25°CBASE Kb pKb

Les plus faibles urée 1.3 . 10-14 13.90des bases aniline 4.3 . 10-10 9.37faibles pyridine 1.8 . 10-9 8.75

hydroxylamine 1.1 . 10-8 7.95nicotine 1.0 . 10-6 5.98morphine 1.6 . 10-6 5.79hydrazine 1.7 . 10-6 5.77ammoniac 1.8 . 10-5 4.75triméthylamine 6.5. 10-5 4.19méthylamine 3.6. 10-4 3.44

Les plus fortes diméthylamine 5.4 . 10-4 3.27des bases éthylamine 6.5 . 10-4 3.19faibles triéthylamine 1.0 . 10-3 2.99


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Bibliographie :

Chimie Générale, Mc Quarrie/Rock, édition De Boeck Université

Chimie Générale, Peter Atkins, InterEditions

Chimie Fondamentale, Vicky D. Ellis, Luc Papillon, Edition Chenelière/McGraw-Hill

Chimie Générale, Steven S. Zumdahl, édition De Boeck Université

Chimie des Solutions, Steven S. Zumdahl, édition De Boeck Université

Nouveau cours de Chimie, Arnold Arni, édition Payot Lausanne

Traité de Chimie Organique, Vollhardt-Schore, édition De Bo

Documents

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