SOLUTION ET LOIS DES GAZ PARFAITS

Slides:



Advertisements
Présentations similaires
L’UNIVERS MATÉRIEL Les propriétés de la matière
Advertisements

EXPLOITER UN DOSAGE.
QUANTITE DE MATIERE notation: n unité: mol
Chapitre 6: Fabrication de médicaments
Masse en g Quantité de matière en mol Masse molaire en g.mol-1.
Chapitre 07 LES REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION
Oxydoréduction en chimie organique
Par: Maxime Boucher. La matière cest une substance qui constitue les corps.
Chapitre V : Cinétique chimique
ÉQUILIBRES DE PRÉCIPITATION
Chapitre 4 Les gaz.
Une question de concentration
La concentration La concentration.
6 ) DOSAGES ACIDO-BASIQUES
La stoechiométrie : calculs chimiques
Chapitre VI : Thermodynamique chimique
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.
Travailler dans le labo de microbiologie
Compétences Techniques
Module 3: LES SOLUTIONS 2. Propriétés des acides, des bases et des sels 3. La concentration 4. Le pH et les indicateurs acido-basiques 5. Les réactions.
Les acides et les bases.
Module 3: LES SOLUTIONS 2. Propriétés des acides, des bases et des sels 3. La concentration 4. Le pH et les indicateurs acido-basiques 5. Les réactions.
Chapitre 7 L’oxydoréduction.
Chimie des solutions Automne 2008.
Partie I : La chimie qui mesure Objectifs
I. Les échanges d’électrons en solution
L’unité de quantité de matière : la mole.
TP 00 : Dosage (par titrage) de l’eau oxygénée
cB = 10 mol.L-1, donc pour préparer 1 L de solution, il faut dissoudre 10 mol de NaOH solide.
Chimie 1. La mesure en chimie
Une nouvelle unité en chimie pour désigner la quantité de matière : la mole (mol.) ????
ACT Cours 4 MATHÉMATIQUES FINANCIÈRES I Quatrième cours.
Acide/Base selon Brönsted ; Notion d’équilibre chimique.
Exploré en 1ere année du 1er cycle Révision
Les acides et les bases Pour en savoir plus
Les réactions d’ oxydoréduction Exemple d’oxydo- réduction Cu 2+ + Fe  Fe 2+ + Cu Cette réaction peut se résumer comme un échange d’e- entre Cu 2+ et.
AGIR DEFIS DU XXI e SIECLE.
Correction des exercices
Ch 5 Changement de couleur et réaction chimique
COMPRENDRE : Lois et modèles
L’équilibre acido-basique et l’équilibre de solubilité
Cours de BTS Analyse et contrôle
Concentration dilution et pH
SOLUTIONS IONIQUES.
Questionnaire bilan du programme de chimie de 5ème
CHAPITRE 5 SOLUTION ACIDE SOLUTION BASIQUE.
1. Acidité et basicité d’une solution
Les réactions d’oxydoréduction et l’électrochimie
COURS DU PROFESSEUR TANGOUR BAHOUEDDINE
OXYDO-REDUCTION.
L'oxydo- reduction.
Les réactions d’oxydoréduction et l’électrochimie I
Les réactions en milieu aqueux
Les réactions d’oxydoréduction
Ch 16: La mole et concentration molaire
Chapitre 1 Correction des exercices.
Evolution d’un système chimique
Dosages par titrage.
METHODE : Les unités et calculs indispensables en chimie
L'oxydo- reduction.
LOIS DES GAZ PARFAITS ET APPLICATIONS
Les acides et les bases.
Introduction.
Chapitre IV: Sels peu solubles
Attaque acide du zinc « 37 % massique, densité 1,19 »
COURS DU PROFESSEUR TANGOUR BAHOUEDDINE
Comment doser l’éthanol ?.
Faculté des Sciences - Oujda
6ème Sciences de bases: Chimie Chapitre 2: Acidité et échelle de pH (chap 8 du bouquin chimie 5e/6e collection de boeck) C. Draguet.
(Bac S ). 1. Le pH et sa mesure 1.1. Définition Le pH (ou potentiel hydrogène) d’une solution aqueuse est une grandeur sans dimension (  sans.
Transcription de la présentation:

SOLUTION ET LOIS DES GAZ PARFAITS Chapitre I SOLUTION ET LOIS DES GAZ PARFAITS

SOLUTION ET COMPOSITION D’UNE SOLUTION

N.B. Les solutions peuvent être à l’état solide, liquide ou gazeux. 1. Définitions Une solution est un mélange homogène comprenant deux ou plusieurs constituants. En général, le constituant ayant le plus grand volume est appelé solvant, il représente le milieu dispersif et tous les autres constituants sont appelés solutés, ils représentent le milieu dispersé. Ainsi la solution comprend le solvant et un ou (plusieurs) soluté(s). N.B. Les solutions peuvent être à l’état solide, liquide ou gazeux. Nous utiliserons plus spécialement des solutions liquides, dont le solvant est l’eau, dans la plupart des cas. Il est donc important de définir les proportions relatives de ces divers constituants (solutés). Pour cela on distingue : a) la composition d’un constituant, rapportée à un volume de solution, appelée concentration. b) la composition d’un constituant, rapportée à une masse ou à un nombre de moles de solution ou de solvant. Dans ce cas, on l’appelle titre.

 [H2SO4 ] = 1,5 mol.L-1  [H3O+] = 3 mol.L-1  [SO42-] = 1,5 mol.L-1 2. Concentrations 2.1. Concentration molaire (molarité) : Elle représente le nombre de moles du soluté par unité de volume de la solution. Nous utiliserons le plus souvent le symbole CM ou [A] pour dire la concentration molaire du constituant A. Elle est exprimée en mol.L-1 et représente le nombre de moles par litre de solution. Exemple : H2SO4 est un diacide fort qui se dissocie entièrement selon l’équation   [H2SO4 ] = 1,5 mol.L-1  [H3O+] = 3 mol.L-1  [SO42-] = 1,5 mol.L-1

Cm = M x CM 2.2. Concentration massique (ou concentration pondérale): Elle représente la masse de constituant(en gramme), par unité de volume en (litre). Elle s’exprime en général en g.L-1. On la symbolise par Cm ou Cg/L. Pour calculer la concentration massique, il est en général plus facile de passer par la concentration molaire. Exemple : une solution de H2SO4 0,1 molaire correspondant à une solution de H2SO4 de concentration massique Cm = 9,8 g.L-1 [H2SO4 ] = 0,1 molaire = 0,1mol.L-1 Sachant que la masse molaire de H2SO4 est de 98g/mol et que [H2SO4 ] = 0,1mol.L-1, alors Cm = 0,1 x 98 = 9,8 g.L-1 Cm = M x CM N.B. Il ne faudrait pas confondre cependant la concentration massique et masse volumique, bien qu’elles aient la même dimension.

2.3. Concentration équivalente Elle représente le nombre d’équivalent-gramme par unité de volume en litre. Cette notion dépend de la réaction du milieu, selon le type de réaction entre substances antagonistes (réaction acido-basique ou oxydo-réduction). 2.3.1. Réaction acido-basique Dans une réaction acido-basique, si nous avons les équations suivantes : AH + H2O  H3O+ + A- acide B + H3O+  BH+ + nH2O basique AH + B  A- + BH+ acido-basique avec AH/A- et BH+/B les couples acido-basique, le véhicule appelé particule active est l’ion hydronium H3O+. Dans ce cas, la concentration équivalente appelée Ceq représente le nombre de moles de H3O+ susceptibles d’être cédées par l’acide ou captées par la base par litre de solution.

Ainsi, le nombre d’équivalent-gramme d’une solution acide ou basique, représente le nombre total de moles de H3O+ (ou ion gramme H3O+) susceptibles d’être cédées par la solution acide ou captées par la solution basique. A l’évidence, il y a autant de moles d’hydronium susceptibles d’être captées par la base que le nombre de moles d’hydroxydes OH- susceptibles d’être cédées par celle-ci. Solution acide Solution basique N.B. Pour calculer la concentration équivalente, il faut toujours se référer à la demi équation acido-basique à partir de laquelle il existe une relation entre molarité et concentration équivalente.

Exemple : l’acide phosphorique de molarité 0,1mol.L-1 [H3PO4] = 0,1mol.L-1, Ceq = ? H3PO4 est un triacide. Si CM = 1 mol.L-1  Ceq = 3 eq.g/L CM = 0,1 mol.L-1  Ceq = ? On a Ceq= = 0,3 eq.g/L

Elle se résume de cette façon : Ox1 + ne- Red1 réduction 2.3.2. Cas d’une réaction d’oxydo-réduction : Elle se résume de cette façon : Ox1 + ne- Red1 réduction Red2 Ox2 + ne- oxydation Ox1 + Red2 Red1 + Ox2 oxydo-réduction Dans ce cas, nous constatons que la particule active est l’électron. Ainsi, la concentration équivalente dans ce cas représente le nombre de moles d’électrons susceptibles d’être captées par l’oxydant ou cédées par le réducteur par litre de solution. L’équivalent-gramme d’une solution oxydante ou réductrice est donc représenté par le nombre total de moles d’électrons susceptibles d’être captées par la solution oxydante ou cédées par la solution réductrice. N.B. Pour déterminer la concentration équivalente, comme précedemment il faut toujours se référer à la demi-équation rédox, d’où on peut trouver une relation entre molarité et concentration équivalente.

Exemple: Déterminer la concentration équivalente d’une solution de KMnO4 0,02 molaire. La demi-équation rédox s‘écrit: MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O 1mol/L 5mol/L Si [KMnO4] = 1mol/L  Ceq = 5éq.g/L Si [KMnO4] = 0,02 molaire  Ceq = ? Ceq = = 0,1 eq.g/L La concentration équivalente a une valeur 5 fois supérieure à celle de la concentration molaire. Quand on connaît l’une, on peut connaître l’autre. Le calcul de la concentration équivalente nous permet de mieux doser deux solutions antagonistes.

Prenons l’exemple du dosage acido-basique dosage acido-basique A l’équivalence n(OH-) = n(H3O+) juste Il ne faut pas dire nA = nB faux

Par conséquent, on a intérêt à transformer toutes les concentrations en concentration équivalente au cours du dosage.  n(OH-) =  n(H3O+) = A l’équilibre 

De la même manière on peut doser un oxydant par un réducteur et vis versa.

(ne-)ox = (ne-)red Au point équivalent  = Au point équivalent, le nombre d’électrons captés par l’oxydant est égal au nombre d’électrons cédés par le réducteur. On peut alors écrire: (ne-)ox = (ne-)red  n(e-) =  n(e-) = Au point équivalent  =

3. Titre d’une solution 3.1. Fraction molaire ou titre molaire C’est le rapport du nombre de moles du constituant i sur le nombre total de moles du mélange. Exemple : eau Sel sucre Solution de N.B. La somme des fractions molaires est égale à 1.

3.2. Fraction massique ou titre massique Elle représente le rapport de la masse du constituant i sur la masse totale du mélange. Exemple : eau Sel sucre Solution de

3.3. Titre massique centésimal ou titre pondéral C’est la masse exprimée en gramme de soluté sur 100 grammes de solution. Il est aussi appelé le pourcentage pondéral. Ainsi, si le titre pondéral = 2 g, alors la fraction massique = Pour un titre pondéral = 3 g, la fraction massique = 3.4. Molalité Elle représente le nombre de moles de soluté par kg de solvant. Elle s’exprime alors en mole par kg. La molalité est indépendante de la température. ɱ . 3.5. Le ppm (partie par million) Le représente une partie de constituant donnée pour 1 million de partie en masse du mélange. Exemple: 1ppm = 1 mg de soluté pour 1 kg de solution. On utilise cette grandeur quand le constituant est à l’état de trace dans la solution. Il existe un sous-multiple du ppm appelé ppb = partie par milliard (ou billion). 1 ppm = 1000 ppb

3.6. Le titre alcoolique Il représente le pourcentage pondéral en alcool. C’est la masse d’alcool pur exprimée en gramme sur 100 grammes du mélange. Exemple: un titre d’alcool de 50 g représente 50 g d’alcool absolu (pur) pour 100 g de mélange. C’est ce que détermine les contrôleurs routiers sur les conducteurs en état d’ivresse. N.B. Ne pas confondre un titre alcoolique au degré alcoolique qui est un type de concentration. Le degré alcoolique représente le volume d’alcool sur 100 volumes de vin. Il est étiqueté sur les bouteilles d’alcool.