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La spectroscopie UV-visible et IR sont des techniques essentielles en chimie analytique pour étudier les propriétés des molécules. Ce document couvre les concepts clés de la spectroscopie UV-visible chimie, les diagrammes de prédominance pH pKa, et la loi de Kohlrausch en solutions. Il aborde également les notions fondamentales d'acido-basicité, les équilibres chimiques et les titrages.

Points principaux :

  • Spectres d'absorption UV-visible et IR pour caractériser les molécules
  • Relation entre pH, pKa et prédominance des espèces acido-basiques
  • Loi de Beer-Lambert et loi de Kohlrausch pour l'analyse quantitative
  • Équilibres acido-basiques et constantes d'acidité
  • Préparation de solutions et techniques de titrage

13/11/2022

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Chapitre 11 Toutes les formales 0,9. 0,8 0,7 0.6 0.5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 A pour les acides: base Pas amines. base + рос Chapitze 2 PH - · [H

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Loi de Kohlrausch et conductimétrie

La loi de Kohlrausch en solutions relie la conductivité d'une solution à sa composition :

σ = Σ λᵢ x [Xᵢ]

où σ est la conductivité, λᵢ la conductivité molaire ionique et [Xᵢ] la concentration de l'espèce ionique i.

Vocabulaire: La conductivité σ s'exprime en S/m (siemens par mètre).

Cette loi est particulièrement utile pour les titrages conductimétriques. La conductivité de la solution varie au cours du titrage en fonction des espèces ioniques présentes.

Exemple: Lors du titrage d'un acide fort par une base forte, la conductivité diminue d'abord puis augmente après l'équivalence.

La conductimétrie permet ainsi de suivre l'évolution d'un titrage et de déterminer précisément le point d'équivalence, caractérisé par une rupture de pente de la courbe σ = f(V).

Chapitre 11 Toutes les formales 0,9. 0,8 0,7 0.6 0.5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 A pour les acides: base Pas amines. base + рос Chapitze 2 PH - · [H

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Équilibres chimiques et constantes d'équilibre

Les équilibres chimiques sont caractérisés par leur constante d'équilibre K. Pour une réaction aA + bB ⇌ cC + dD, on a :

K = ([C]ᶜ x [D]ᵈ) / ([A]ᵃ x [B]ᵇ)

Définition: La constante d'équilibre K caractérise l'état d'équilibre d'un système chimique à une température donnée.

Le quotient de réaction Q permet de prévoir le sens d'évolution d'un système :

  • Si Q < K, la réaction évolue dans le sens direct
  • Si Q = K, le système est à l'équilibre
  • Si Q > K, la réaction évolue dans le sens inverse

Pour les acides et bases faibles, la constante d'acidité Ka (ou sa forme logarithmique pKa) caractérise leur force :

Highlight: Plus le pKa est petit (ou Ka grand), plus l'acide est fort.

Les solutions tampons ont la propriété de maintenir un pH quasi-constant. Leur pH est donné par l'équation d'Henderson-Hasselbalch :

pH = pKa + log([A⁻]/[AH])

Ces concepts fondamentaux de la chimie des solutions permettent d'analyser et de prévoir le comportement des systèmes chimiques en solution.

Chapitre 11 Toutes les formales 0,9. 0,8 0,7 0.6 0.5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 A pour les acides: base Pas amines. base + рос Chapitze 2 PH - · [H

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Spectroscopie UV-visible et pH

La spectroscopie UV-visible est une technique analytique importante en chimie. Elle permet de mesurer l'absorbance d'une solution en fonction de la longueur d'onde de la lumière.

Définition: L'absorbance est la capacité d'une solution à absorber la lumière qui la traverse.

Le spectre d'absorption UV-visible présente des pics caractéristiques de l'espèce dissoute dans la solution étudiée. L'absorbance est reliée à la concentration par la loi de Beer-Lambert :

A = K x C

où A est l'absorbance, K une constante et C la concentration.

Highlight: La loi de Beer-Lambert permet de déterminer la concentration d'une espèce à partir de son absorbance.

Le pH des solutions est également un paramètre important en chimie analytique. Il est défini comme :

pH = -log[H₃O⁺]

Vocabulaire: [H₃O⁺] représente la concentration en ions oxonium H₃O⁺.

Le pH est une fonction décroissante de [H₃O⁺]. Plus [H₃O⁺] est grande, plus le pH est petit.

Chapitre 11 Toutes les formales 0,9. 0,8 0,7 0.6 0.5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 A pour les acides: base Pas amines. base + рос Chapitze 2 PH - · [H

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Diagramme de prédominance et indicateurs colorés

Le diagramme de prédominance pH-pKa est un outil essentiel pour visualiser les espèces prédominantes d'un couple acide/base en fonction du pH.

Définition: Le pKa est le logarithme négatif de la constante d'acidité Ka.

Pour un couple AH/A⁻, on a :

  • Si pH < pKa, AH prédomine
  • Si pH = pKa, [AH] = [A⁻]
  • Si pH > pKa, A⁻ prédomine

Le diagramme de distribution permet de représenter graphiquement les fractions des espèces acide et basique en fonction du pH.

Les indicateurs colorés sont des molécules qui changent de couleur selon le pH. Ils sont caractérisés par leur zone de virage autour de leur pKa.

Exemple: La phénolphtaléine a un pKa de 9,1. Elle est incolore en milieu acide et rose en milieu basique.

Chapitre 11 Toutes les formales 0,9. 0,8 0,7 0.6 0.5 0,4 0,3 0,2 0,1 0,0 A pour les acides: base Pas amines. base + рос Chapitze 2 PH - · [H

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Préparation de solutions et titrages

La préparation de solutions diluées à partir de solutions commerciales concentrées nécessite plusieurs étapes de calcul :

  1. Déterminer la masse volumique de la solution commerciale
  2. Calculer la concentration molaire de la solution commerciale
  3. Calculer le volume à prélever pour la dilution

Highlight: La concentration molaire C est reliée à la masse de soluté m par : C = m / (M x V) où M est la masse molaire et V le volume.

Les titrages permettent de déterminer la concentration d'une espèce en solution. À l'équivalence, les réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques.

Définition: L'équivalence est le point où les quantités de matière de réactif titrant et titré sont dans les proportions stœchiométriques de la réaction.

Pour un titrage acido-basique suivi par pH-métrie, l'équivalence est repérée par un saut de pH. La méthode des tangentes permet de déterminer précisément le volume équivalent.

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J'aime tellement cette application [...] Je recommande Knowunity à tout le monde ! !! Je suis passé de 11 à 16 grâce à elle :D

Stefan S., utilisateur iOS

L'application est très simple à utiliser et bien faite. Jusqu'à présent, j'ai trouvé tout ce que je cherchais :D

Lola, utilisatrice iOS

J'adore cette application ❤️ Je l'utilise presque tout le temps pour réviser.

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Loi de Kohlrausch et conductimétrie

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σ = Σ λᵢ x [Xᵢ]

où σ est la conductivité, λᵢ la conductivité molaire ionique et [Xᵢ] la concentration de l'espèce ionique i.

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Cette loi est particulièrement utile pour les titrages conductimétriques. La conductivité de la solution varie au cours du titrage en fonction des espèces ioniques présentes.

Exemple: Lors du titrage d'un acide fort par une base forte, la conductivité diminue d'abord puis augmente après l'équivalence.

La conductimétrie permet ainsi de suivre l'évolution d'un titrage et de déterminer précisément le point d'équivalence, caractérisé par une rupture de pente de la courbe σ = f(V).

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  • Si Q > K, la réaction évolue dans le sens inverse

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  • Si pH < pKa, AH prédomine
  • Si pH = pKa, [AH] = [A⁻]
  • Si pH > pKa, A⁻ prédomine

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Les indicateurs colorés sont des molécules qui changent de couleur selon le pH. Ils sont caractérisés par leur zone de virage autour de leur pKa.

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Les titrages permettent de déterminer la concentration d'une espèce en solution. À l'équivalence, les réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques.

Définition: L'équivalence est le point où les quantités de matière de réactif titrant et titré sont dans les proportions stœchiométriques de la réaction.

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