Chimie des Solutions : Cours -Résumés-Exercices-Examens

Chimie des Solutions : Cours -Résumés-Exercices corrigés-Examens corrigés

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Une solution est constituée d’une espèce chimique majoritaire appelée solvant et d’espèces chimiques minoritaires appelées solutés. Dans le cas d’une solution aqueuse l’eau joue le rôle de solvant. La molécule H2O est polaire, elle présente de ce fait, un pouvoir dissolvant important vis-à-vis des composés ioniques et les composés polaires.

Un électrolyte est une substance chimique qui, en solution aqueuse, se dissocie en ions et permet de ce fait la conduction de courant électrique. Les ions formés sont solvatés c’est-à-dire entourés de molécules de solvant (H2O)

Tables des matières du cours Chimie des Solutions
CHAPITRE I – EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES
I- Généralités

I-1-Solution aqueuse

I-2-Electrolyte

I-3-Equilibre ionique

II- Acide, base, couple acido-basique

II-1-Définitions

II-2-Acides, bases et structure

II-3-Composé amphotère

II-4-Couple acido-basique

II-5- Equilibre ionique de l’eau : Autoprotolyse de l’eau

II-6 -Force des acides et des bases

II-6-1-Equilibre de dissociation d’un acide faible

II-6-2-Equilibre de dissociation d’une base faible

II-6-3- Relation entre Ka et Kb

II-6-4- Nivellement des acides forts et des bases fortes par le solvant.

II-6-5- Loi de dilution d’OSTWALD

II-6-6- Force relative de deux couples

III- pH de solutions aqueuse

III-1-pH d’une solution acide

III-1-a- Solution d’acide fort:

III-1-b-acide faible

III-2-pH de solution basique

III-2-a-base forte

III-2-b-base faible

III-2-c-Domaines de prédominance

III-3- Les sels

III-4- Mélange d’acides ou de bases

III-4-a-Mélange de deux acides forts

III-4-b-Mélange d’un acide fort et un acide faible

III-4-c-Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée

III-4-d- Pouvoir tampon

III-4-e- pH d’une solution d’ampholyte

IV- Indicateurs colorés
V-Dosage acido-basique

V-2-Salification d’un acide faible par une base fort

V-3-Salification d’une base faible par un acide fort

CHAPITRE II – EQUILIBRES DE SOLUBILITE – PRECIPITATION ET DE COMPLEXATION
I-Equilibre de solubilité-Précipitation

I-1-Solubilité

I-2-Expression du produit de solubilité Ks – solubilité dans l’eau pure

I-3- Condition thermodynamique de précipitation

I-4-Effet d’ions communs

I-5-Précipitations successives

I-6-Influence du pH sur la solubilité

I-6-1- cas de sels d’acides faibles

I-6-2- Cas d’hydroxydes métalliques

I-7-Effet de la température sur la solubilité

II-Equilibres de complexation

II-1-Définition d’un complexe

II-2-Constante de formation et de dissociation d’un complexe

II-3-Equilibres successifs de complexation

II-4- Complexations compétitives : prévision de réactions

II-5- Solubilité et complexation

II-6- Diagramme de prédominance complexe – ion central libre

CHAPITRE III – EQUILIBRES D’OXYDO-REDUCTION
I- Réaction d’oxydoréduction

I-1-Nombre d’oxydation

I-2-Equilibrage de réactions d’oxydo-réduction

I-3-Réaction de dismutation

II- Potentiel d’électrode

II-1-Demi-pile

II-2-Electrode

II-3-Potentiel d’électrode

II-4-Prévision du sens de la réaction d’oxydo-réduction dans les conditions standard

II-5-Loi de NERNST

III- Types d’électrodes
IV-Pile ou cellule galvanique

Enthalpie libre et constante d’équilibre d’oxydo-réduction

V- Notation conventionnelle d’une pile
VI- Pile de concentration
VII- Détermination indirecte de potentiel standard
VIII- Détermination de constantes d’équilibre

Exercice


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