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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Thermochimie : Cours-Résumés – Exercices corrigés – Examens corrigés

L’objet de la thermodynamique en général consiste en l’étude d’un système et son évolution énergétique. Cette discipline est d’autant plus intéressante que les propriétés grossières de la matière, telles que la température, la pression, le volume et la concentration sont mesurables avec les appareils les plus simples et les plus accessibles. Ces propriétés de la matière dans son ensemble sont appelées les propriétés macroscopiques.

La thermodynamique chimique est divisée en trois parties principales:

a- La thermochimie: c’est la théorie des effets énergétiques des réactions chimiques. Le premier prince de la thermodynamique représente la base théorique de cette partie.

 b- Les fonctions thermodynamiques: qui déterminent la direction de l’évolution spontanée de la réaction et l’état d’équilibre. C’est le second principe qui est la base théorique de cette partie. 

c- La troisième partie quant à elle, étude des méthodes de calcul des constantes d’équilibre des réactions et des concentrations de produits au niveau de l’équilibre. Les deuxième et troisième principes sont la base théorique de cette partie.

La thermodynamique chimique susceptible de résoudre les problèmes suivants:

a- La détermination des conditions dans lesquelles une réaction chimique sera possible sans aucune influence extérieure.

b- La détermination de la stabilité d’un corps sans conditions.

c-La détermination des conditions dans lesquelles on peut éliminer les
réactions inutiles

d- La détermination de la température et de la pression pour que la réaction se réalise aux conditions optimales.

Plan du cours Thermochimie

Préface

Introduction

Chapitre I : Rappels des notions fondamentales et premier principe

I.1 Définitions de base

I.2 Premier principe de la thermodynamique

I-3 Conclusion

Chapitre II : Capacité calorifique des systèmes homogènes

II-1. Définition

II-2. Variation de la capacité calorifique d’un système en fonction de la température

II-2. Variation de la capacité calorifique d’un système en fonction de la température

II-3 Conclusion

Chapitre III : Les transformations spontanées et les non spontanées. Second principe de la thermodynamique

III-1. Introduction

III-2. Notion de l’équilibre

III-3. Énonces historiques du second principe de la thermodynamique

III-4. Méthodes de calcul d’entropie

III-5. Les fonctions thermodynamiques de Helmholtz et de Gibbs

III-6. Les fonctions caractéristiques en thermodynamique et équations de Maxwell

III-7. Méthodes de calcul de l’enthalpie libre

III-8. Conclusion

Chapitre IV : Systèmes hétérogènes unitaires et équilibres de phases

IV-1. Coexistence des phases

IV-2. Stabilité des phases

IV-3. Equation de Clausius-Clapeyron appliquée aux équilibres de phases

IV-4. Résolution de l’équation de Clausius-Clapeyron

IV-5. Première connaissance avec la règle des phases

IV-6. Conclusion

Chapitre V : Introduction aux équilibres chimiques

V-1. Introduction

V-2. Variation de G avec la température (G = f(T))

V-3. Variation de G avec la pression (G = f(P))

V-4. Enthalpie libre et constante d’équilibre

V-5. Conclusion

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