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

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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Chimie des électrolytes : Cours – Exercices et Examens corrigés

Electrolyte : Milieu (liquide, parfois solide) pouvant manifester une conductibilité ionique c’est à dire que les charges sont transportées par les ions.

La molécule d’eau peut être considérée comme un dipôle électrostatique du fait de la polarisation de la liaison O-H (différence d’électronégativité des atomes liés) et par la présence de 2 doublets non liants.

Electrode : Matériau pouvant manifester une conductibilité électronique c’est à dire que les charges sont transportées par les électrons

Circulation d’un courant électrique.

Lorsque l’on relie par un galvanomètre deux électrodes de nature différente plongées dans une solution aqueuse, on constate une déviation du galvanomètre. Cela constitue la preuve du passage d’un courant dans le circuit.

Dans le circuit extérieur, le courant électrique est dû à un déplacement d’électrons. Au niveau de la solution, le courant se traduit par un déplacement d’ions. Ainsi, la conductivité d’une solution représentera la capacité avec laquelle se déplaceront les ions.

Mesures de conductivités.

Elles sont réalisées grâce à un conductimètre. C’est un appareillage muni de deux plaques en platine platiné conductrices parallèles de section s, séparées par une distance l dont le principe est basé sur celui du pont de Wheastone. Le rapport k =l/s dépend de la cellule. Un courant alternatif entre les deux électrodes est appliqué afin d’éviter leur polarisation. La tension appliquée aux électrodes et le courant circulant dans la solution sont proportionnels. Les solutions ioniques se comportent comme des conducteurs ohmiques.

Conductivité équivalente

La conductivité spécifique n’est pas une grandeur pratique pour évaluer correctement les phénomènes de conduction dans les solutions. En effet, la même solution à diverses concentrations aura des conductivités différentes uniquement parce qu’un volume donné de ces solutions ne contiendra pas les mêmes quantités d’ions

La conductivité équivalente traduit l’aptitude d’un ion à transporter des charges électriques parmi les molécules d’eau de la solution.

Loi empirique de Kohlrausch

Lorsque la concentration ceq tend vers zéro, la conductivité équivalente devient indéterminée. Kohlrausch et ses collaborateurs, après avoir essayé de la déterminer expérimentalement, ont constaté deux comportements distincts des électrolytes à température donnée. En effet, la conductivité équivalente variait linéairement ou non en fonction de la racine carrée de la concentration suivant les solutions.

Plan du cours CHIMIE DES ELECTROLYTES  

CHAPITRE 1 : DEFINITIONS

CHAPITRE 2 : CONDUCTIVITE 

CHAPITRE 3 : REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION                                      

CHAPITRE 4 : CONDUCTEURS ELECTRONIQUES

CHAPITRE 5 : ELECTROLYSE ET PILES

CHAPITRE 6 : DOSAGE OXYDO-REDUCTEUR 

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