Les bases de l'analyse chimique

Tu bosses avec des concentrations tous les jours en chimie, alors autant maîtriser les formules ! La quantité de matière n (en mol) se calcule avec n = m/M, où m est la masse et M la masse molaire.

Pour les solutions, tu as deux types de concentrations importantes. La concentration en quantité de matière C = n/V te donne les mol/L de ton soluté. La concentration en masse ρ = m/V te donne les g/L - attention à ne pas confondre avec la masse volumique !

Quand ton composé se dissocie en ions, utilise les coefficients stœchiométriques. Pour K₃PO₄ qui donne 3K⁺ + PO₄³⁻, tu auras $K⁺$ = 3 × C et $PO₄³⁻$ = C.

💡 Astuce : Convertis toujours tes unités avant de calculer - les erreurs d'unités sont classiques !

Titre massique et calculs avancés

Le titre massique W indique combien de soluté tu as dans ta solution. Si c'est en g/L, alors W = concentration en masse. Si c'est en pourcentage, W = masse soluté / masse solution.

Pour calculer la concentration molaire avec le titre massique, utilise cette formule magique : c = $W × d × ρ_eau$ / M. Ici, d est la densité de ta solution par rapport à l'eau.

Cette formule combine plusieurs concepts : la densité relie masse volumique et masse de référence, tandis que le titre massique te donne la proportion de ton soluté.

💡 Astuce : La densité de l'eau pure est 1 g/mL à température ambiante - ça simplifie tes calculs !

Spectroscopie : quand la lumière révèle tout

La spectroscopie exploite l'interaction entre lumière et matière pour identifier tes composés. En infrarouge, tu mesures la transmittance T = I/I₀ (rapport entre intensité transmise et incidente).

En UV-visible, tu travailles avec l'absorbance A = -log(T). Quand A = 0, pas d'absorption. Plus A est grand, plus ton échantillon absorbe la lumière à cette longueur d'onde.

Le cercle chromatique t'aide à prédire la couleur : si ta solution absorbe dans le rouge, elle paraîtra verte (couleur complémentaire). Tu peux dire "La solution absorbe entre X et Y nm, elle paraît donc bleue".

💡 Astuce : Pour mémoriser : Absorbance = 0 signifie transparence totale !

Loi de Beer-Lambert et pH

La loi de Beer-Lambert relie absorbance et concentration : A = ε × l × $X$. ε est le coefficient d'absorption, l l'épaisseur traversée, $X$ la concentration. Elle marche pour les solutions peu concentrées $< 0,1 mol/L$.

Tu peux simplifier en A = k × $X$ où k = ε × l. Cette relation linéaire permet de déterminer des concentrations inconnues par comparaison.

Le pH quantifie l'acidité : pH = -log$[H₃O⁺]/C₀$ avec C₀ = 1 mol/L. Sur l'échelle 0-14, pH = 7 correspond à la neutralité, < 7 acide, > 7 basique.

💡 Astuce : Une variation de 1 unité de pH correspond à une multiplication par 10 de $H₃O⁺$ !

Conductimétrie : les ions en mouvement

Les solutions ioniques conduisent l'électricité grâce au déplacement des ions. Les cations vont vers l'électrode négative, les anions vers la positive.

La conductance G = 1/R = I/U mesure la capacité à conduire le courant (en Siemens). Elle dépend de la géométrie de tes électrodes, de la température et surtout de tes ions.

La conductivité σ = G × $S/l$ ne dépend que de la solution. La loi de Kohlrausch dit que σ = Σ λᵢ × $Xᵢ$ : chaque ion contribue selon sa conductivité molaire λᵢ et sa concentration $Xᵢ$.

Cette loi marche pour les solutions diluées $< 10⁻² mol/L$ où les interactions entre ions restent négligeables.

💡 Astuce : Plus il y a d'ions chargés en solution, meilleure est la conductivité !

Calcul pratique et dosages

Pour Na₂SO₄, l'équation donne 2 Na⁺ + SO₄²⁻. Donc $Na⁺$ = 2c et $SO₄²⁻$ = c. Avec Kohlrausch : σ = $2λ_Na+ + λ_SO4²-$ × c.

Le dosage par titrage détermine une concentration inconnue en faisant réagir ton échantillon avec une solution de concentration connue. La réaction doit être rapide, totale et spécifique.

Tu mets la solution titrée (concentration inconnue) dans l'erlenmeyer et tu ajoutes progressivement la solution titrante (concentration connue) avec la burette graduée.

À l'équivalence, les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques : nᵢ(A)/a = n_versé(B)/b.

💡 Astuce : Toujours vérifier tes calculs d'unités - un dosage raté, c'est souvent une erreur de conversion !

Dispositif expérimental du titrage

Le montage classique utilise une burette graduée contenant la solution titrante de concentration connue, et un erlenmeyer avec un volume précis de solution titrée (mesuré à la pipette jaugée).

L'équivalence est atteinte quand nᵢ(A)/a = n_versé(B)/b. Tu utilises cette relation pour calculer la concentration inconnue à partir du volume équivalent VE.

Dans ton exemple avec V₁ = 20,0 mL, C₁ = ?, C₂ = 2,50 × 10⁻² mol/L et VE = 19,3 mL, tu appliques la stœchiométrie de ta réaction.

L'agitateur magnétique assure un mélange homogène pendant tout le titrage.

💡 Astuce : Note bien le volume équivalent dès que tu vois le changement - c'est le moment clé !

Détection de l'équivalence

Pour un titrage colorimétrique, l'équivalence se repère par changement de couleur. Dans l'exemple MnO₄⁻/H₂C₂O₄ : avant l'équivalence (incolore), après l'équivalence (violet).

Tu appliques la relation stœchiométrique : nᵢ(H₂C₂O₄)/5 = n_versé(MnO₄⁻)/2, d'où c₁ = (c₂ × VE × 5)/(2 × VA).

Le titrage pH-métrique utilise le saut de pH à l'équivalence. Tu traces pH = f(V) et tu repères la zone de variation brutale.

La méthode des tangentes : trace deux tangentes parallèles aux points d'inflexion, puis la droite parallèle équidistante qui coupe la courbe au point d'équivalence.

💡 Astuce : Une goutte de trop peut faire dépasser l'équivalence - ajoute goutte à goutte près du point final !

Titrage conductimétrique

Le titrage conductimétrique suit l'évolution de la conductivité σ du mélange réactionnel. La courbe σ = f(V) présente généralement deux portions de droite avec changement de pente à l'équivalence.

Cette méthode marche quand la réaction fait intervenir des ions et que la variation de conductivité reste exploitable. Le volume du mélange doit rester faible devant le volume ajouté.

L'équivalence E correspond au changement de pente de la courbe. Tu traces les deux droites et tu trouves leur intersection pour déterminer VE.

La méthode de la dérivée avec un logiciel comme Regressi peut aussi localiser précisément l'équivalence en trouvant le maximum de dσ/dV.

💡 Astuce : Cette méthode est super pratique pour les solutions colorées où tu ne vois pas les changements visuels !

Interprétation des courbes de titrage

Pour NaOH titré par HCl, la réaction HO⁻ + H₃O⁺ → 2H₂O consomme les ions conducteurs. Les ions spectateurs Na⁺ et Cl⁻ ne réagissent pas.

Avant l'équivalence : H₃O⁺ totalement consommés, Cl⁻ augmentent (ajoutés), Na⁺ constants, HO⁻ diminuent (consommés). La conductivité diminue car tu remplaces des HO⁻ très conducteurs par des Cl⁻ moins conducteurs.

Après l'équivalence : plus de HO⁻, H₃O⁺ et Cl⁻ s'accumulent car plus de réaction. La conductivité augmente car H₃O⁺ sont très conducteurs.

Le minimum de conductivité correspond à l'équivalence où tu as le moins d'ions conducteurs en solution.

💡 Astuce : Identifie toujours les ions spectateurs - ils perturbent peu la réaction mais influencent la conductivité !