[PDF] Chapitre 1 : Leau et les solutions aqueuses

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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.

2

Du 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. 4

Remarque:

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 pourcentage

1)Pureté en (p/p): c

5

2)Pureté en (p/v) : soluté dans 100ml de solution.

e. La normalité : (eq-g)/N

Equivalent gramme :

Comme la normalité dépend des propriétés chimiques, il faut toujours préciser de quel type

uival : acide, oxydant, ion positif. 6

1. 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+ + SO4-2

1 mole 2 mole

Z=2

Normalité= 2×Molarité

H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO4-3

1 mole 3mole

Z=3

Normalité= 3×Molarité

On tient le même raisonnement pour les bases :

NaOH Na+ + OH-

1 mole 1 mole

Z=1

Normalité= 1×Molarité

2. Pour une oxydoréduction : c'est le nombre d'électrons impliqués dans la réaction qui

détermine la normalité. 7

3. 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 concentrée

Le procédé consistant dilution ».

n eq concentrée = n eq diluée

Z × n Con= Z × n diluée

n Con= n diluée

M 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 solution

K2CrO4 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 totalement

Par 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 b

Conclusion:

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 est

atteint les réactions directe et inverse se produisent à la même vitesse et le mélange

10

Dans 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 Kc

De 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 KC

Pour 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 dissociation

1.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+b

2.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. 12

Soit :

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 chimique

en 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 conséquent

FeSCN2+)

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 Avec

K : la constante d'équilibre;

ǻ: enthalpie standard de réaction;

T: la température ;

R : la constante des gaz parfaits.

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5. 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 du

composé 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=S2

Exemple 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

15

Ks= 108S5

Cas général :

AxBy (s) xAy+aq + yBx-aq

xS yS

Ks= [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.

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3. [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 quantité

Considérons 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=S2

Donc: 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

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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 :

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 1

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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

un

Base: 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 2

AH 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- .

On dira que A-

Exemple de couple acido-basique : H3O+ / H2O, NH4+/NH3, H2O/HO-, CH3COOH/CH3COO-,

HCl / Cl

Chimie des solutions Chapitre 2 : Les acides et les bases 3

2.2. Réaction acido-basique

Une réaction acido-basique est une réaction de transfert de protons entre un couple acide-base noté 1 et au autre couple noté 2.

Acide Base 1+ H+

Base 2 + H+ Acide 2

Acide 1+ Base2 Base1 + Acide2

Exemple :

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ A1 B2 B1 A2

A1/B1 : CH3COOH/CH3COO-

A2/B2 : H3O+ / H2O

2.3.1. La substance amphotère (ou ampholyte)

Les composés amphotère sont les composés qui selon la nature du milieu peuvent émettre ou

capter des protons, donc avoir un comportement soit acide, soit base.

Soit la réaction de dissociation suivante :

HA + H2O A- + H3O+ (H2O capte H+ CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ B + H2O BH+ + OH- (H2O donne H+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

composé amphotère et on a les couples (H3O+ / H2O, H2O/OH-). Chimie des solutions Chapitre 2 : Les acides et les bases 4

2.3.2. Le produit ionique de l'eau Ke

Les solutions aqueuses sont diluées donc, le nombre de mole du soluté est toujours inferieur au nombre de mole de H2O (solvant). [H2O]= 1000/(18×1) La réaction d'autoprotolyse de l'eau met en jeu l'acide du couple (H2O/OH-) avec la base du couple (H3O+ / H2O).

Elle s'écrit:

H2O + H2O <--> H3O+ (aq)+ OH- (aq)

Cette réaction est observée dans toutes les solutions aqueuses. Une très faible proportion des

molécules d'eau réagissent entre elles en produisant des ions oxonium et hydroxyde. Il y a alors un équilibre.

La constante d'équilibre associée à l'équation de la réaction d'autoprotolyse de l'eau, notée Ke,

est appelée produit ionique de l'eau. >quotesdbs_dbs29.pdfusesText_35