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et constitue une contrefaçon sanctionnée par les articles L.335-2 et suivants du Code de la propriété intellectuelle.

Chimie analytique ʹ Réactions acido-basiques :

REACTIONS ACIDO-BASIQUES

Généralités :

o Concentration décimolaire : C = 0,1 mol/L o Densité = x ֞ o x % m/m ֞ o x % v/v ֞ o x % m/v ֞

Principe Basée sur la différence

Basée sur les échanges de

doublets électroniques

Acide Substance chimique libérant un

H+ par dissociation ionique

Capable de céder un H+ Substance électrophile qui capte des électrons

Base Substance chimique libérant OH-

par dissociation ionique Capable de capter un H+ Substance nucléophile qui donne des électrons Composé amphotère : possède des propriétés acides et basiques

Acide : pH ൑ 6,5

Base : pH ൒ 7,5

o + le pKa augmente, + la base est forte

Cm = ௠

௩C = ௡ x10 g/L (Cm) © ASSOCIATION 2ATP 2018-2019 Paul Lecomte ʹ Clara Dugard P A G E | 2

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ACIDES FORTS/BASES FORTES

Réaction totale, irréversible et non équilibrée

Acides forts Bases fortes

- Acide nitrique HNO3 ՜ ion nitrate NO3- - Acide sulfurique H2SO4 ՜ ion sulfate SO42- - Acide chlorhydrique HCl ՜ ion chlorure Cl- - Acide perchlorique HClO4 ՜ ion perchlorate ClO4- - Acide bromhydrique HBr ՜ ion bromure Br- - Acide iodhydrique HI ՜ ion iodure I- - Potasse : KOH ՜ K+ + OH- - Soude : NaOH ՜ Na+ + OH-

ACIDES ET BASES FAIBLES

Réaction équilibrée et réversible : 2 espèces conjuguées coexistent

Ionisation partielle

Acides faibles Bases faibles Solution tampon

Ion ammonium NH4+

Acide nitreux HNO2

Acide formique HCOOH

Acide acétique CH3COOH

Acide fluorhydrique HF

Acide carbonique H2CO3

Acide chromique H2CrO4

Acide borique H3BO3

Acide phosphorique H3PO4

Ammoniaque NH3

Ion nitrite NO2-

Ion formiate HCOO-

Ion acétate CH3COO-

Ion fluorure F-

Ion cyanure CN-

Ion sulfure S2-

Ion carbonate CO32-

Ion chromate CrO42-

Ion othoborate BO33-

Ion phosphate PO43-

Ion hydrogénosulfure HS-

Ion bicarbonate HCO3-

Ion hydrogénochromate HCrO4-

H2BO3- et HBO32-

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CALCULS

pH = - log [H3O+] & [H3O+] = 10-pH

Acide Base

Fort Faible Fort Faible

Critères pH ൑ 6,5 pH < 6,5 et pH ൑ pKa - 1 pH ൒ 7,5 pH ൒ 7,5 et pH ൒ pKa + 1

Formule pH = - log C0 pH = ½ pKa ʹ ½ log C0 pH = pKe + log C0 pH = ½ pKa + ½ pKe + ½ log C0

Polyacide faible : pH = ½ pKa1 ʹ ½ log C0 Polybase faible : pH = ½ pKe + ½ pKa2 + ½ log C0

Amphotère : pH = ½ pKa1 + ½ pKa2

o Conditions : pKa1 ʹ 1 ൑ pH ൑ pKa2 + 1 o Conditions : pKa ʹ 1 ൑ pH ൑ pKa + 1

SOLUTION TAMPON

Acide faible et base conjuguée en quantités équimolaires pH varie pas par dilution

Préparation :

o Acide faible + base forte o Acide faible + base conjuguée o Base faible + acide fort

Idéal : pH = pKa

Exemples :

o Système tampon des protéines : intracellulaire et plasma o Système tapon acide carbonique/bicarbonates : extracellulaire et pH sanguin o Système tampon phosphate : intracellulaire et urine © ASSOCIATION 2ATP 2018-2019 Paul Lecomte ʹ Clara Dugard P A G E | 4

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APPLICATIONS QUALITATIVES

DIAGRAMME DE PREDOMINANCE MONODIMENSIONNEL

o = acide le + fort réagit sur la base la + forte

Exemple : anesthésiques locaux

o De contact, locorégionaux, rachianesthésiques o Structure

Noyau aromatique = pôle lipophile

Amine = ft hydrophile = basique

Amide / Ester / Ether

o Si Keq > 1 : déplacement vers la droite Si > 103 : déplacement vers la droite mais en équilibre o Si Keq < 1 : déplacement vers la gauche Si < 10-3 : déplacement vers la gauche mais en équilibre DIAGRAMME DE PREDOMINANCE BIDIMENSIONNEL : DE DISTRIBUTION ஼଴ et ߙ Finalement : pH = pKa donc ߙ1 = ߙ0 et ߙ1 + ߙ © ASSOCIATION 2ATP 2018-2019 Paul Lecomte ʹ Clara Dugard P A G E | 5

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DIAGRAMME DE PREDOMINANCE BIDIMENSIONNEL : LOGARITHMIQUE

Droite H3O+ : pH = 14 et log(H3O+) = -14

o Origine : 0 o Pente : -1

Droite OH- : pH = 14 et log(OH-) = 0

o Origine : -14 o Pente : +1

Droite des acides et des bases :

o Pente : -1 pour acide et +1 pour base

APPLICATIONS QUANTITATIVES

1ère partie ne dépend que du réactif à titrer

2ème partie ne dépend que du réactif titrant

Equivalence : dépend du réactif titrant et du titré

INDICATEURS COLORES

Mêmes propriétés que le réactif à titrer o pKi proche du pH équivalent o concentration faible pour ne pas perturber le pH de la solution dosée

DOSAGES

Titrage direct Titrage indirect Titrage en retour/en excès

N1V1 = N2V2 N1V1 = N3V3 N2V2 = N1V1 + N3V3

- 1 transformation totale, rapide et unique - Concentration inconnue de - Concentration connue de - 2 transformations totales, rapides et uniques - Titrant en excès : titré par un 2ème titrant - Excès inconnu - 2 transformations rapides, totales et uniques - Titrant en excès : titré par un 2ème titrant - Excès connu

1. On pose Ka

2. On isole

3. On fait le log

4. On applique la formule

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REACTIONS OXYDO-REDUCTION

E° : potentiel standard du couple (équivalent du pKa pour les acides et les bases) Réducteur : espèce capable de perdre un ou des électrons o + E° est petit, + le réducteur est fort Oxydant : espèce capable de gagner un ou des électrons

Normalité : concentration en eq/L

sont les électrons. o Exemple : MnO4- + 5 e- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O Dans cette situation : 1mol de Mno4- correspond à 5 équivalents

NOMBRE D'OXYDATION

Corps simple : n.o. = 0

A retenir :

o H : n.o. = +I sauf dans un hydrure (LiH) : n.o. = -I o O : n.o. = -II sauf dans un peroxyde (H2O2) : n.o. = -I Réducteur oxydant + n électrons

Exemple : S2O32- , un S : +VI et un S : -II

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EQUATION D'UN COUPLE REDOX

Méthodologie :

1) Calculer le n.o. des 2 molécules (n.o. + élevé : oxydant)

REACTION D'OXYDO-REDUCTION

Méthodologie :

1) Faire les 2 demi-équations des couples redox

3) Additionner les 2 demi-équations et simplifier

FORMULE DE NERSNT

o Sans intervention du milieu

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽ

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o Intervention du milieu acide o Intervention du milieu basique

PREVISION QUALITATIVE

La prévision qualitative dépend de E°

Pour E < E° : le réducteur est dominant

Pour E > E° ͗ů'oxydant est dominant

PREVISION QUANTITATIVE

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽ

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽൈఉ

Eox/red = Eox/redo + ଴ǡ଴ହଽ

E E°

Réducteur prédominant

Oxydant prédominant

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Autres formules :

o A retenir : o Si E°2 ʹ E°1 > 0 alors Keq > 1 et donc déplacement de la réaction vers la droite, o Si Keq > 103, déplacement important vers la droite.

DOSAGE

Il y a 2 possibilités pour effectuer un dosage :

Par la normalité :

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