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Examen final: Jeudi 20 décembre 2001, 9:30- 12:30, au P-310. Choisissez la meilleure réponse: La moyenne et lécart-type sur 3 réplicats dun même échantillon.

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1 Examen final: Jeudi 20 décembre 2001, 9:30- 12:30, au P-310. Choisissez la meilleure réponse: La moyenne et lécart-type sur 3 réplicats dun même échantillon permettent dévaluer: 1.Lexactitude 2.La précision 3.La validité de la méthode analytique 4.Toutes ces réponses (1,2,3) 5.Aucune de ces réponses

2 Précision et exactitude Précision: répartition des valeurs autour de la moyenne. Plus ces points sont groupés, meilleure est la précision. Exactitude: décrit comment la moyenne se situe par rapport à la valeur réelle (ex. pH tampon de 7.02). ni exact, ni précis 6.55±0.34 exact, pas précis 6.99±0.22 exact et précis 7.04±0.03 précis, pas exact 7.14±0.04

3 Matériaux de référence Matériaux analysés par plusieurs laboratoires utilisant différentes techniques analytiques et dont la valeur réelle est certifiée. Permet de valider notre technique analytique et confirme la validité des résultats obtenus.

4 Constante déquilibre Transformation dazote et dhydrogène en ammoniac à 500°C

5 Eau de javel Lait de magnésie Comprimés danti-acide Eau de mer Bicarbonate de soude Eau pure Lait Pluie naturelle Bière Café Vinaigre Jus de citron Acide à batterie pH H + dans une bière à pH 4.5 ? pH = -log[H + ], -pH = log[H + ] log[H + ] = -4.5 [H + ] = antilog (-4.5) = [H + ] = 3.16 x mol /L

6 Calcul des concentrations de H + Pour les acides faibles on doit utiliser la valeur de K a Concentration initiale de HF 0.50 mol / L :

7 Peu importe la complexité dune solution, quand [A - ] = [HA], pH = pK a Variation de pH de 1 unité pour chaque facteur 10 entre [A - ] et [HA] Équation dHenderson-Hasselbalch [A - ] / [HA]pH 100:1pK a +2 10:1pK a +1 1:1pKapKa 1:10pK a -1 1:100pK a -2

8 Le pH dune solution tampon Ex: 0.2 M CH 3 CO 2 H et 0.3 M CH 3 CO 2 -

9 Titrage dun acide faible avec une base forte Pour un acide faible, le pH au point équivalent est toujours plus grand que 7, car lorsque tout lacide est neutralisé reste du CH 3 CO 2 -, qui est une base, donc le pH>7 pK a est à ½*V eq Point équivalent pH milieu-pKa V eq ½*V eq

10 Point équivalent La zone tampon correspond à la zone où il y a le mélange HA et A - A-A- HA+A - HA Zone tampon

11 Équilibres Ioniques / Solubilité Équilibre chimique entre un solide et ses ions en solution: Lorsquil y a un solide dans une solution, un équilibre sétablit entre la dissolution du solide vers la solution et la précipitation des ions en solutions sous une forme solide.

12 Solubilité La solubilité de AgCl à 25°C est de 1.26·10 -5 M, quel est son K ps ? À saturation, il y aura 1.26·10 -5 M de Ag + et 1.26·10 -5 M de Cl -, donc:

13 CH 4 H = +1 4*H = +4 C = -4 O 2 0 CO 2 O = -2 2*O= -4 C = +4 Nombre / État doxydation Forme élémentaire 0 Oxygène -2 Hydrogène +1 Halogènes (Cl, Br, F,…) -1 H 2 O H = +1 2*H = +2 O = -2

14 Équation de Nernst Le potentiel dune solution contenants des espèces oxydantes ou réductrices est fonction de: La concentration des espèces Le potentiel doxydoréduction de lespèce selon léquation de Nernst: E°: potentiel doxydoréduction de lespèce n : nombre délectron(s) échangé(s) Attention au signe (- pour Red/Ox; + pour Ox/red) Attention aux unités (V ou mV)

15 Réduction: Oxydation: Pour faire une équation totale balancée on doit multiplier par 2 léquation de réduction (Fe 3+ / Fe 2+ ) puisque le cuivre donne 2 e -.. Par contre on ne multiplie pas le potentiel, celui-ci correspond au potentiel par coulomb, et ne dépend pas du total. Une réaction positive, donc favorable. Réaction de Fe 3+ /Cu 2+

16 Loi de Beer-Lambert Absorbance est reliée à la concentration selon la loi de Beer-Lambert: A = Absorbance (unités arbitraires) = Absorptivité molaire (M -1 cm -1 ) L = Trajet optique (cm) c = concentration de lanalyte (M)


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