Cours de Chimie Analytique PDF Département de chimie. Ké

Chimie analytique

Chimie analytique analyse chimique et chimiométrie. partie du cours que nous dispensons à la faculté de pharmacie de l'université de. Rennes 1.

Cours et exercices de chimie des solutions

Cours destiné aux étudiants de deuxième année des Classes polybases la résolution analytique n'est possible que si la basicité la plus forte (pKa le ...

Type de Licence

L2 : Sciences de la Matière- Filière Chimie. Page 2 Matière 3 : Chimie Analytique ... Chimie organique Les grands principes -Cours et exercices.

Type de Licence

chimie analytique et environnement » de poursuivre avec aisance les cours. Ces S2 S3 et S4 sont les mêmes utilisées par les licences existantes.

Chimie analytique II et exercices

Thèmes abordés : Les principaux thèmes abordés lors du cours sont l'analyse électrochimique et spectrochimique ainsi que les méthodes de séparation.

Cours de Chimie Analytique

Département de chimie. Kénitra. Filière. SMC- S4. Module. Physico-Chimie des électrolytes et. Techniques spectroscopiques et d'analyse. Elément de module.

Livret etudiant L2 chimie

de la direction des études et/ou aux enseignants (de cours TD et/ou TP). Plateforme de chimie analytique

COURS DE CHIMIE Avec EXERCICES

Le chapitre 2 traite la chimie organique ou il est question de la manière dont un composé hydrocarboné est nommé suivie de la stéréochimie qui servira de

Chapitre 1 : néralités sur la chimie analytique

chimie. Toutes ces spécialités nécessitent l'étude du milieu aqueux. Ainsi les cours de chimie sont un outil indispensable pour ceux qui veulent se

0 Université Ibn Tofaïl Année 2012/2013

Faculté des sciences

Département de chimie

Kénitra

Filière

SMC- S4

Module

Physico-Chimie des électrolytes

Elément de module

Physico-Chimie des électrolytes

M. Cherkaoui

Sommaire

CHAPITRE 1 DEFINITIONS

CHAPITRE 2 CONDUCTIVITE

CHAPITRE 3 REACTION-REDUCTION

CHAPITRE 4 CONDUCTEURS ELECTRONIQUES

CHAPITRE 5 ELECTROLYSE ET PILES

CHAPITRE 6 DOSAGE OXYDO-REDUCTEUR

Chap1 Définitions

I. L'eau

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.

Moment dipolaire D

Produit ionique de l'eau :

Ke=[ H3O+][OH-]= 10-14 à 25°C

Dissociant : Na+Cl- Na+ + Cl- Ionisant : HCl + H2O H3O+ + Cl-

II Electrolyte

les charges sont transportées par les ions.

III Electrode

transportées par les électrons. 3 IV son état solvaté idéal (solution suffisamment diluée), donc elle ne subit Dans les conditions réelles interviennent des interactions électrostatiques entre les

La théorie de Debye

ions de charg considéré (atmosphère ionique). ai Ȗi .Ci

Ȗ est appelé . Il dépend de la

concentration et de la charge de tous les ions dans la solution. Les facteurs qui affectent et le solvant qui exerc Pour des solutions relativement diluées de concentration 10-4 C 10-2 log Ȗi = - AZi2 (I)1/2 Equation de Debye Huckel A : constante qui dépend de la température ( 0,5 mole -1/2. l1/2) Z

I : force ionique

La force ionique I

I = 1/2 i.Zi2

- Ci est la concentration - Zi est la charge i.

Exemple :

C (NiSO4) = 10-2 M

Ni SO4 ĺNi2+ + SO42-

I = 1/2 . ( 22.10-2 + 22.10-2 ) = 4.10-2 mole/l log Ȗ+ = - 0,5 . 22 ( 4.10-2 )1/2 = - 0,4 ĺȖ+ = 0,398 a(Ni2+ ) = 0,398.10-2M log Ȗ- = - 0,5 . 22 ( 4.10-2 )1/2 = - 0,4 ĺȖ- = 0,398 a(SO42-) = 0,398.10-2M Remarque périmental, on détermine Ȗ±2 = Ȗ+ . Ȗ- appelé le

Pour des solutions concentrations avec C 10-2

En considérant les ions comme des sphères de rayon : log Ȗi = - A Zi2 I1/2

1 + B a I 1/2

avec :

B : Constante = 0,33.108 cm-1. mole-1/2 . l 1/2

a ou rayon ionique 3.10-8 cm (Ҧ

I ~ 0,1 M à 0,2 M

Remarque :

Ȗi a une signification énergétique. Dans son état solvaté idéal ( solution infiniment

5 électrostatique c'est-à-dire interactions ions

Dans le cas de H+

ionique de la solution.

Ic (mole/l) 0,0005 0,001 0,005 0,01 0,05 0,1

Ȗ 0,975 0,966 0,931 0,914 0,86 0,83

- -4 M ), donc dans les solutions diluées et dans ce cas a = C - Dans le cas des solides purs, a = 1 Dans les équilibres ioniques en solution aqueuses que nous étudions dans ce cours, uelle on considère que a = 6

Chap2 Conductivité

I- Principe

I-1 Circulation d'un courant électrique.

différente plongées dans une solution aqueuse, on constate une déviation du galvanomètre.

Dans le circuit extérieur, le courant électrique est du à un déplacement d'électrons. Au

niveau de la solution, le courant se traduit par un déplacement d'ions. Ainsi, la conductivité

I-2 Mesures de conductivités.

ni de deux

plaques en platine platiné conductrices parallèles de section s, séparées par une distance l dont

l/s dépend de la cellule. Un courant alternatif entre les deux électrodes est appliqué afin

dans la solution sont proportionnels. Les solutions ioniques se comportent comme des conducteurs ohmiques.

E (V) = Re I (A) I (A) = G E (V)

Re résistance de la solution (en ohms, ) G conductance de la solution (en ) ȡ cm) S : section des électrodes (cm2) 7

II- Conductivité équivalente

er correctement

les phénomènes de conduction dans les solutions. En effet, la même solution à diverses

Ainsi, on a défini la conductivité équivalente (pour des solutions faiblement concentrées (c < 10-2 mol.l-1 électriques parmi les molécules d'eau de la solution. Ceq

III- 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. Les électrolytes dit forts conduisent à des droites de pente négative pour

ȁeq

Donc, pour les électrolytes forts ( HCl, KCl, KNO3 ȁeq = A

ȁ0, conductivité équivalente

ȁeq ȁ0 K )

Pour les électrolytes faibles : ȁeq Įȁ0 Į 1.5(¥Ń ) Į : coefficient de dissociation.

IV- Propriétés

1- Lorsque la solution contient plusieurs ions, la conductivité spécifique de la

solution est la somme des conductivités spécifiques de tous les ions. On considère, pour des solutions suffisamment diluées, que les mouvements des ions sont indépendants.

3- Lorsque la solution contient plusieurs ions, la conductivité équivalente limite de la

solution est égale à la somme des conductivités équivalentes limites de tous les ions.

ȁ0 ȁ0i

V- Mobilité

V1- Définition

Quand on applique à un ion un champ électrique E, sa vitesse de déplacement dans la f équilibrent la force électrique Fe, puis sa vitesse devient constante. Cette vitesse limite est appelée mobilité (u) Ff ʌi ri (loi de Stockes, cours de mécanique) µ : viscosité du milieu ( poise, g.cm-1.s-1) v : vitesse de déplacement ( cm.s-1) ri

Fe = Zi e E, e étant la charge

Si Ff = Fe ĺquotesdbs_dbs18.pdfusesText_24

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Kénitra

Filière

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Module

Physico-Chimie des électrolytes

Elément de module

Physico-Chimie des électrolytes

M. Cherkaoui

Sommaire

CHAPITRE 1 DEFINITIONS

CHAPITRE 2 CONDUCTIVITE

CHAPITRE 3 REACTION-REDUCTION

CHAPITRE 4 CONDUCTEURS ELECTRONIQUES

CHAPITRE 5 ELECTROLYSE ET PILES

CHAPITRE 6 DOSAGE OXYDO-REDUCTEUR

Chap1 Définitions

I. L'eau

Moment dipolaire D

Produit ionique de l'eau :

Ke=[ H3O+][OH-]= 10-14 à 25°C

II Electrolyte

III Electrode

La théorie de Debye

Ȗ est appelé . Il dépend de la

I : force ionique

La force ionique I

I = 1/2 i.Zi2

Exemple :

C (NiSO4) = 10-2 M

Ni SO4 ĺNi2+ + SO42-

Pour des solutions concentrations avec C 10-2

1 + B a I 1/2

B : Constante = 0,33.108 cm-1. mole-1/2 . l 1/2

I ~ 0,1 M à 0,2 M

Remarque :

Dans le cas de H+

Ic (mole/l) 0,0005 0,001 0,005 0,01 0,05 0,1

Ȗ 0,975 0,966 0,931 0,914 0,86 0,83

Chap2 Conductivité

I- Principe

I-1 Circulation d'un courant électrique.

I-2 Mesures de conductivités.

E (V) = Re I (A) I (A) = G E (V)

II- Conductivité équivalente

III- Loi empirique de Kohlrausch

ȁeq

ȁ0, conductivité équivalente

ȁeq ȁ0 K )

IV- Propriétés

1- Lorsque la solution contient plusieurs ions, la conductivité spécifique de la

3- Lorsque la solution contient plusieurs ions, la conductivité équivalente limite de la

ȁ0 ȁ0i

V- Mobilité

V1- Définition

Fe = Zi e E, e étant la charge