Les Solutions fondées sur la Nature pour les risques liés à leau en
Les risques naturels liés à l'eau (inondations érosion
Préservation de leau : les solutions existent !
Préservation de l'eau : les solutions existent ! par par Michel Langevin membre de la CCI 49 et de la CCI Pays de Loire
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Chapitre 1 : Leau et les solutions aqueuses
- La limonade est une solution dont le solvant est l'eau et les principaux solutés sont le sucre l'acide citrique et de dioxyde de carbone. Page 4. Chimie des
Hydroxyde de sodium et solutions aqueuses
L'hydroxyde de sodium est miscible à l'eau en toutes pro?portions mais il se solidifie à 20 °C si la concentration dépasse 52 % en poids. Cette valeur est
Université de Constantine 1 Master 1 en BAC
Faculté des sciences de la nature et de la vie
Département de biologie appliquée Dr : AZZOUZ
Chapitre 1
I. Eau
1. Propriétés physico-chimique de l'eau
L'eau est un liquide très stable qui est parfois considéré comme ubiquitaire sur la Terre,
composé de molécules faites d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogène (H2O). °C. Elle a une densité de un gramme par centimètre cube (1 g/cm3) et se classe parmi les meilleurs solvants qui soient. peut dissoudre de nombreuses matières pour donner des solutions. Elle repousse presque toutes les substances organiques (huile, pétrole, ....) pour former des émulsions. En refroidissant, elle augmente de volume. 2. a. Structure électronique et géométrique de la molécule Les structures électroniques des atomes entrant dans la composition de l'eau sont :Hydrogène: H - 1 électron ; orbitale 1S1.
Oxygène: O - 8 électrons ; orbitales 1S2 2S2 2Px2 2Py1 2Pz1 (2p4):2 électrons sur la première couche saturée (orbitale 1S2);
6 électrons de valence sur la deuxième couche dont :
-un doublet sur l'orbitale 2S2, un autre doublet sur l'orbitale 2px2 et-deux électrons célibataires (électrons pouvant participer à une liaison covalente), l'un
sur l'orbitale 2py1 et l'autre sur l'orbitale 2pz1.Voici la structure de la molécule d'eau.
2Du fait de la présence de deux doublets non liants sur l'atome d'oxygène, l'eau a une structure
tétraédrique (type AX2E2 en méthode VSEPR). La géométrie de la molécule d'eau est donc
coudée. Les études spectroscopiques montrent que l'angle H-Ô-H est de 104,5° et que la distance interatomique dO-H = 95,8 pm (picomètre) soit 9,58.10-11 m. b. Polarité de la liaison O-H le doublet d'électrons de chaque liaison O-H se déplace donc vers l'atome d'oxygène.Cette différence d'électronégativité va faire apparaître une polarisation permanente de la
liaison O-H : charge partielle permanente négative sur l'atome le plus électronégatif O, et une
3 charge partielle positive de valeur absolue identique sur l'atome le moins électronégatif H.Cette distribution des charges électriques constitue un dipôle, caractérisé par son moment
dipolaire exprimé en Debye (D):µ = q d
où q: est la charge exprimée en coulomb; d: est la distance entre les 2 charges exprimée en Angstrom. Le moment dipolaire d'une liaison O-H dans l'eau est égal à 1,51 D. La molécule d'eau qui comprend deux liaisons O-H a aussi un moment dipolaire égal à 1,85 D.II. Les solutions aqueuses
1. Définition de la solution
La solution est un mélange homogène de deux ou plusieurs constituants. Obtenu en dissolvant une substance (solide liquide ou gazeuse) dans de l'eau.Par convention :
Le solvant : est le corps le plu
Le soluté est la substance dissoute. Par dissolution du soluté dans le solvant on obtient une solution.Exemple :
-Dissolution du chlorure de sodium (NaCl)s ée qui contient des ions chlorure (Cl-) et des ions sodium (Na+). -Dans CO2 gazeux est le soluté.- L'eau sucrée est une solution aqueuse dont le solvant est l'eau et le soluté le sucre.
- L'eau salée est une solution aqueuse dont le solvant est l'eau et le soluté le sel.
- La limonade est une solution dont le solvant est l'eau et les principaux solutés sont le sucre, l'acide citrique et de dioxyde de carbone. 4Remarque:
Si un autre solvant que l'eau est utilisé alors la solution n'est plus qualifiée d'aqueuse. On peut
par exemple utiliser de l'alcool et obtenir une solution alcoolique. Un mélange est homogène si l'on ne peut observer qu'une seule phase (l'eau et huile ainsi que l'eau et le sable sont des exemples de mélanges non homogènes).2. La concentration
Comme ces quantités peuvent être données en termes de nombre de mole, de masse ou de volume, ils existent plusieurs expressions de concentrations. a. Concentration molaire (molarité) : le nombre de mole du soluté contenu dans un litre de solution. b. Concentration massique : té dissoute dans un litre de solution. c. La molalité d. Concentration en pourcentage1)Pureté en (p/p): c
52)Pureté en (p/v) : soluté dans 100ml de solution.
e. La normalité : (eq-g)/NEquivalent gramme :
Comme la normalité dépend des propriétés chimiques, il faut toujours préciser de quel type
uival : acide, oxydant, ion positif. 61. Dans le cas d'une réaction acide-base, c'est le nombre d'ions H+ impliqués dans la réaction
qui détermine la normalité.1équivalent gramme (1éq-
de protons.1équivalent gramme (1éq-g) é de cette base qui peut accepter une
mole de protons.Exemple :
HCl + H2O H3O+ + Cl-
1 mole 1 mole
donne une mole de H3O+ (1éq-g). Donc une fois molaire sera une fois normale. Z=1.Normalité= 1×Molarité
H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO4-21 mole 2 mole
Z=2Normalité= 2×Molarité
H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO4-3
1 mole 3mole
Z=3Normalité= 3×Molarité
On tient le même raisonnement pour les bases :NaOH Na+ + OH-
1 mole 1 mole
Z=1Normalité= 1×Molarité
2. Pour une oxydoréduction : c'est le nombre d'électrons impliqués dans la réaction qui
détermine la normalité. 73. Préparations des solutions
a) Exemple : Comment préparer une solution de 50ml de NaCl (2 mol/l) ? Masse molaire :58.5g/mol.
m =C× Mm × V m= 2 × 58.5× 50×10-3 m= 58.2g On pèse une masse de 58.2g de NaCl, on la dissout avec un peu b)solution concentréeLe procédé consistant dilution ».
n eq concentrée = n eq diluéeZ × n Con= Z × n diluée
n Con= n diluéeM Con V Con =M dilué V dilué
C Con V Con =Cdilué V dilué
La solution initiale et la solution finale contiennent autant de quantité de soluté : Moles de soluté avant dilution = moles de soluté après dilution.Exemple:
solution de K2CrO4 2CrO4 1mol/l. 8 Ainsi on peut prélever 400ml de la solution K2CrO4 1mol/l et la diluer à 1000ml de la solutionK2CrO4 0.4M.
III. Les équilibres chimiques
Tous les : les électrolytes et les non
électrolytes.
1. Un non électrolyte:
Par exemple : glucose) ne se dissocie pas en i
2. Un électrolyte:
électrons. Le même
les ions d'une solution. Par exemple : le sel de table (chlorure de sodium, NaCl) qui se dissocie en ions, lorsque il est Un électrolyte fort: est une substance qui se dissocie totalementPar exemple : les acides forts et bases fortes.
HCl H3O+ + Cl-
Un électrolyte faible:est une substance qui se dissocie Par exemple : les acides faiblesacide acétique : CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+3. chimique:
Si on prend x moles de H2 et I2 on a:
H2 + I2 ĺ2HI
t=0 x x 0 teq x-a x-a 2a 9 fs et les -a) moles de H2 et I2 2a moles de 2HI. a: quantité qui a réagi. On fait la réaction inverse et on introduit 2X moles de HI :ĺ2 + I2
t=0 2X 0 0 teq 2(X-b) b bConclusion:
La réaction dans le sens 1 est limitée.
n 1 et elle se fait, donc la réaction est réversible.H2 + I2 2HI
état
a. Vitesses de réactions dans un équilibre chimique :On introduit H2 et I2 dans un récipient et au départ seul la réaction directe a lieu, car il n y pas
de 2HI. Cependant, aussitôt que se forme un peu de ces produits, la réaction inverse
commence. Avec le temps la réaction directe ralentit, par ce que la concentration de H2 et I2 diminue. A mesure que 2HI . Quand le temps te estatteint les réactions directe et inverse se produisent à la même vitesse et le mélange
10Dans une réaction totale, la vitesse de la réaction directe finit par s'annuler ; la réaction
inverse est inexistante.Dans un équilibre chimique les vitesses finales des réactions directe et inverse s'égalisent et
sont non nulles. b. ne réaction dans les deux sens. C'est-à-dire une réaction incomplète. c. Constante d'équilibre KcDe façon générale, tout équilibre chimique est caractérisé quantitativement par la loi d'action
des concentrations.Cette loi est représentée par l'expression d'une constante d'équilibre exprimée en termes de
concentrations KCPour un équilibre général:
aA(aq) + bB(aq) cC(aq) + dD(aq) La loi de l'action des concentrations s'écrit : 11 K est une constante pour une réaction donnée et une température donnée.Les [ ] indiquent une concentration en mol/l.
d. re de moles, en concentrations ou en pressions partielles. Mais on utilise souvent le coefficient de dissociation1.En utilisant le nombre de moles :
Soit :
A + B 2C
t=0 a b 0 teq a-x b-x 2x Nombres de moles restant nombres de moles formés nA: (a-x), nB: (b-x), nC: (2x) nT= na+nb+nC nT: (a-x) + (b-x)+2x nT: a+b2.En utilisant le coefficient de dissociation Į :
Le Į est le nombre de moles dissociés du réactif sur le nombre de moles initiales de ce réactif. 12Soit :
A B + C
t=0 n0 0 0 teq n0-x x x n0- n0Į n0Į n0Į n0(1- Į) n0Į n0Į nT = n0(1- Į) + n0Į + n0Į nT = n0 (1+ Į)4. chimique:
Principe de Le Chatelier:
Si on impose une modification (concentration, température, pression) à un système chimiqueen équilibre, le système évolue vers un nouvel état d'équilibre de manière à à la
modification introduite. a. Modification de la concentration :Le thiocyanate de fer (III) Fe(SCN)3
FeSCN2+.
Fe3+ + SCN- FeSCN2+ -- t- ? Dans ce cas le facteur extérieur qui vient agir sur le système est une augmentation de la concentration de SCN-.3+ réagissent avec des ions SCN- ajoutés.
Le système évolue dans le sens 1 pour atteindre un nouvel état d Fe3+ + SCN- FeSCN2+ 13 -- t- il si l3)3 à cette solution ?Si on ajoute
Remarque :
Les ions Na+ et NO3- sont des ions spectateurs.
2O42-, qui se lient
fortement aux ions Fe3+. La formation 2O4)33- r3+ de la solution. Par conséquentFeSCN2+)
FeSCN2+ Fe3+ + SCN-
b. Modification de la température : endothermique (absorbe la chaleur). -Une diminution de la température déplacbre en favorisant la réaction exothermique (libère la chaleur). également suivie pour les gaz à partir de la loi de AvecK : la constante d'équilibre;
ǻ: enthalpie standard de réaction;
T: la température ;
R : la constante des gaz parfaits.
145. Equilibre hétérogène (solubilité et précipitation)
a. Définition de la solubilité : La solubilité S d'un cristal ionique (un sel peu soluble) dans l'eau est le nombre de moles ducomposé ionique capable de se dissoudre dans un litre de solution. La solubilité S peut
s'exprimer en g/l ou en mol/l. b. Produit de solubilité Ks :Le produit de solubilité Ks du solide correspond à la constante d'équilibre de la réaction de
dissolution de ce solide, dans laquelle, les concentrations molaires sont exprimées en (mol/l).Exemple d'un composé de type XY
AgCl(s) Ag+aq+Cl-aq
S S
Ks=[Ag+] [Cl-]
Ks=S2Exemple d'un composé de type X2Y
Ag2C2O4 2Ag+aq + C2O42-aq
2S S
Ks= [Ag+]2 [C2O42-]
Ks= (2S)2 S
Ks= 4S3
Exemple d'un composé de type X2Y3
Al2(SO4)3 2Al3+aq + 3SO42-aq
2S 3S
Ks= [Al3+]2 [SO42-]3
Ks= (2S)2 (3S)3
15Ks= 108S5
Cas général :
AxBy (s) xAy+aq + yBx-aq
xS ySKs= [Ay+]x [Bx-]y
Ks= (xS)x (yS)y
Ks= xx yy (Sx+y)
C. Conditions de précipitation:
La formation d'un précipité à lieu lorsque le produit de concentrations initiales (Ki) des ions
dépasse la valeur du produit de solubilité (Ks) à une température donnée. Le produit de concentrations initiales est une expression identique au Ks mais pour laquelle on prend les concentrations initiales des éléments dans la solution.Exemple:
PbSO4 Pb2++SO42-
Ks= [Pb2+] [SO42-]= 2.2 ×10-8
Ki = [Pb2+]0 [SO42-]0
La comparaison de Ki avec Ks permet donc de prévoir l'existence ou non d'un précipité.Trois cas peuvent se présenter :
1. [Pb2+]0 [SO42-]0 = Ki < Ks , il n'y a pas formation du précipité.
2. [Pb2+]0 [SO42-]0 = Ki = Ks : la solution est saturée, il n'y a pas formation du précipité.
163. [Pb2+]0 [SO42-]0 = Ki > Ks : la solution est sursaturée, il y a formation du précipité.
Solubilité
AxBy (s) xAy+aq + yBx-aq
Précipitation
La solution non saturée est une solution qui contient les ions du sel (Ki < Ks). La solution saturée est une solution ou le sel est en équilibre avec ces ions (Ki=Ks). La solution sursaturée est une solution ou le sel précipite (Ki > Ks). Cest une solution qui contient la quantitéConsidérons une solution saturée de dichromate de potassium (K2Cr2O7). Cette solution
contient 4,9 g de soluté dans 100 ml de solution à 25 °C. Si nous ajoutons, à notre solution, du
dichromate de potassium solide, ce dernier se dépose au fond du bécher, car il ne peut plus se dissoudre. d. Comparaison du produit de solubilité:1.Dans le cas de sels de même type:
2.Dans le cas de sels de type différents:
Calcul
KS (AgI) : 10-16 ; KS (Ca3(PO4)3): 10-26
AgI(s) Ag+aq + I-aq (AB)
S S
Ks=[Ag+] [I-]
Ks=S2Donc: S=10-8 mol/l
17 Ca3(PO4)2 3Ca2+aq + 2PO43-aq (A3B2)3S 2S
Ks= [Ca2+]3 [PO43-]2
Ks= (3S)3 (2S)2
Ks= 108S5
Donc S= 2.5×10-6 mol/l
KS (AgI) : 10-16 >KS (Ca3(PO4)3): 10-26
S(AgI) : 10-8 E. Effet influençant la solubilité :
1. 4 PbSO4(s) Pb2+aq + SO42-aq
Calculer la solubilité : -
-Dans une solution de Na2SO4 Sachant que le Ks (PbSO4) = 1.6×10-8
PbSO4(s) Pb2+aq + SO42-aq
S S
Ks=[ Pb2+] [SO42-]
Ks=S2 Donc: S=1.3×10-4 mol/l
18 Dans une solution de Na2SO4 :
PbSO4(s) Pb2+aq + SO42-aq
S S+10-2
Ks=[ Pb2+] [SO42-]
On peut négliger S devant 10-2 :
On peut effectuer un calcul simplifie de la solubilité si la concentration initiale Le calcul simplifié est possible.
Conclusion :
E. Effet influençant la solubilité :
1. 4PbSO4(s) Pb2+aq + SO42-aq
Calculer la solubilité : -
-Dans une solution de Na2SO4Sachant que le Ks (PbSO4) = 1.6×10-8
PbSO4(s) Pb2+aq + SO42-aq
S S
Ks=[ Pb2+] [SO42-]
Ks=S2Donc: S=1.3×10-4 mol/l
18Dans une solution de Na2SO4 :
PbSO4(s) Pb2+aq + SO42-aq
S S+10-2
Ks=[ Pb2+] [SO42-]
On peut négliger S devant 10-2 :
On peut effectuer un calcul simplifie de la solubilité si la concentration initialeLe calcul simplifié est possible.
Conclusion :
Si on augmente la concentration d'un des ions, le système se déplacera vers la précipitation du
solide pour faire diminuer la concentration de l'ion. La solubilité du sel est donc diminuée par
la présence d'ions communs. contribue à diminuer la solubilité.2. Effet du pH sur la solubilité des hydroxydes de métaux peu soluble :
Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH-
Selon le principe de Le chatelier : Si on ajoute un acide, les ions (H3O+) vont réagir avec les ions OH- ce qui va provoquer la dissociation du Mg(OH)2, dans le sens 1 et la solubilité va augmenter. 19 Le tableau suivant montre les valeurs de Ks pour plusieurs solides 25°C dans l'eau pure :COMPOSÉ Kps Valeur
AgBr [ Ag + ] [ Br ] 7.70 x 10-13
AgBrO3 [ Ag + ] [ BrO3 ] 5.77 x 10-05
AgCl [ Ag + ] [ Cl ] 1.56 x 10-10
AgI [ Ag + ] [ I ] 8.31 x 10-17
Ag2CrO4 [ Ag + ]2 [ CrO4 2 ] 9.00 x 10-12
Ag2S [ Ag + ]2 [ S 2 ] 7.00 x 10-50
Al(OH)3 [ Al + ]2 [ OH ]3 3.70 x 10-15
BaF2 [ Ba +2 ] [ F ]2 1.70 x 10-06
BaSO4 [ Ba +2 ] [ SO4 2 ] 1.08 x 10-10
CaF2 [ Ca +2 ] [ F ]2 3.95 x 10-11
CaSO4 [ Ca +2 ] [ SO4 2 ] 1.95 x 10-04
Ca3(PO4)2 [ Ca +2 ]3 [ PO4 2 ]2 2.00 x 10-29
CdS [ Cd +2 ] [ S 2 ] 3.60 x 10-29
CoS [ Co +2 ] [ S 2 ] 3.00 x 10-26
Fe(OH)2 [ Fe +2 ]2 [ OH ]2 8.00 x 10-16
Fe(OH)3 [ Fe +2 ]2 [ OH ]3 6.00 x 10-38
FeS [ Fe +2 ] [ S 2 ] 3.70 x 10-19
MnS [ Mn +2 ]2 [S 2 ] 1.40 x 10-15
NiS [ Ni +2 ]2 [S 2 ] 1.40 x 10-24
PbCrO4 [ Pb 2+ ] [ CrO4 2 ] 4.00 x 10-14
PbF2 [ Pb +2 ] [ F ]2 3.60 x 10-08
PbI2 [ Pb +2 ] [ I ]2 1.39 x 10-08
PbSO4 [ Pb 2+ ] [ SO4 2 ] 1.06 x 10-08
SrC2O4 [ Sr 2+ ] [ CrO4 2 ] 5.60 x 10-08
ZnS [ Zn +2 ] [ S 2 ] 1.20 x 10-23
Zn3(PO4)2 [ Zn +2 ]3 [ PO4 2 ]2 9.10 x 10-33
Chimie des solutions Chapitre 2 : Les acides et les bases 1Université des freres mentouri Constantine 1 Master 1 en BAC
Faculté des sciences de la nature et de la vie Dr : AZZOUZ
Département de biologie appliquée
Chapitre 2 : Les acides et les bases
1.1. Théorie de Arrhénius
Acide qui donne des ions H+.
HCl H+ + Cl-
Base une molécule qui donne des ions OH-.
NaOH Na+ + OH-
1.2. Théorie de Lewis :
Acide: un acide est un composé chimique qui présente une lacune électronique et qui est donc
unBase: une base est un composé chimique qui présente un doublet électronique non liant et qui
est donc un donneur Acide: un acide est une espèce capable de céder des protons (des ions H+). Chimie des solutions Chapitre 2 : Les acides et les bases 2AH A- + H+
Base: une +).
B + H+ BH+
Un acide et une base réagissent selon une réaction unique :Remarque :
Il existe des composés capables de capter plusieurs protons H+ plusieurs protons H+ (polybases et polyacides).Exemple :
H2SO4 HSO4- + H+
HSO4- SO42- + H+
2. Les acides et bases
2.1. Le couple acide-base conjuguée
A tout acide correspond une base conjuguée et à toute base correspond un acide conjugué, ce qui permet de définir les couples acides bases.Dans les 2 demies-équations vu précédemment apparaît un " couple » : HA / A-, dans lequel
appelé couple acide/base est sera toujours noté : HA / A- .On dira que HA de la base A- .
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