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1 ① OBJECTIFS Mesurer une conductivité. Expliquer pourquoi une solution est conductrice du courant. 1- Définition La conductivité ( ) représente l aptitude d une solution à conduire le courant électrique. Cette grandeur ayant pour unité le Siemens par mètre (S/m). Autre multiple utilisé : le millisiemens par centimètre (ms/cm) Electrode de mesure Conductimètre L appareil de mesure se nomme un conductimètre. 2- Expérience Pour mesurer la conductivité d une solution, il suffit de tremper l électrode dans la solution et de lire directement le résultat. 2-1 Quelle est la valeur mesurée? 2-2 Quelle sont les espèces responsables de la conductivité dans une eau? 3- Conclusion La minéralisation d une eau est liée directement à la quantité d ions présents dans cette eau. Ce sont les ions présents dans cette eau qui permettent le passage du courant dans une solution. Plus la conductivité sera grande, plus cette eau renfermera des ions en solution. 1

2 ② OBJECTIFS Comprendre la dissociation de l eau. Utiliser le produit ionique de l eau. 1- Expérience : Mesure de la conductivité de l eau pure L eau pure est un liquide incolore qui ne renferme que des molécules d eau (H2O). On a vu qu une solution est conductrice du courant si elle renferme des ions. 1-1 Que constate t-on? 1-2 Quelle interprétation pouvez-vous faire? 2- Conclusion Comme la conductivité est faible mais non nulle, alors l eau pure renferme des ions en très faible quantité. Ces ions ne peuvent être constitué que de l élément hydrogène (H) et oxygène (O). C est ions sont : - L ion hydronium ou oxonium (H3O+). - L ion hydroxyde (OH- ou HO-). Pour obtenir la synthèse de ses ions à partir des molécules d eau, il faut écrire l équation bilan : H2O + H2O H3O+ + HOC est l autoprotolyse de la molécule d eau. Le symbole ( ) dans l équation permet d indiquer que simultanément coexiste les espèces chimiques suivantes : H2O, H3O+ et HO-. Toutes solutions aqueuses (dont le solvant est de l eau) renferment au moins les espèces chimiques suivantes : - Des molécules d eau H2O en très très grande quantité. - Des ions hydronium H3O+ en très faible quantité. - Des ions hydroxydes HO- en très faible quantité. 2

3 3- Le produit ionique de l eau Le produit de la concentration molaire en ions H 3 O + par la concentration molaire en ions HO - est toujours constant et est égale à K e. avec [H 3 O + ] et [HO - ] sont des concentrations molaires exprimées en mol/l Exprimer alors [H 3 O + ] en fonction de [HO - ] et K e ; Puis [HO - ] en fonction de [H 3 O + ] et K e. 4- Application 4-1 La concentration dans une solution aqueuse en ion hydronium [H 3 O + ] = 10-5 mol/l ; Calculer la concentration en ion hydroxyde [HO - ]. 4-2 La concentration dans une solution aqueuse en ion hydroxyde [HO - ] = 10-2 mol/l ; Calculer la concentration en ion hydronium [H 3 O + ]. 3

4 ③ OBJECTIFS Attribuer a un produit s il est acide, basique ou neutre. Calculer le ph d une solution connaissant sa concentration. 1- Notion de ph Le ph est une valeur comprise entre 0 et 14. Si le ph < 7, la solution est acide. Si le ph > 7, la solution est basique. Et un ph 7, la solution est neutre. Le ph est une échelle logarithmique (Multiplier par 10 le degré d acidité ou d alcalinité). Exemple : Solution de ph 5 = 10 plus acide qu une solution de ph 6. Solution de ph 4 = 100 plus acide qu une solution de ph 6 2- Comment mesure t-on le ph? Electrode ph-mètre 3-1 Le papier ph C est un papier qui prend une couleur donnée en fonction du ph de la solution. Par comparaison sur des étalons de couleurs, on détermine le ph d une solution. (Précision : l unité ph). 3-2 Le ph-mètre Appareil de mesure qui vous renseigne sur la valeur du ph d une solution. (Précision : au 10ème unité ph) 3-3 L indicateur coloré Prend une couleur en fonction du ph de la indique si la solution est acide, basique ou Le Bleu de Bromothymol : Pour un ph < jaune ; Un ph > 7,6 (Basique) : couleur vert pour un ph compris entre 6 et 7,6 solution (Précision : neutre) 6 (Acide) : couleur bleue ; Couleur (Neutre). 4

5 4- Comment calculer le ph d une solution Le ph est lié à la concentration en ion hydronium (H 3 O + ) d une solution. Par exemple : Une solution de concentration en ions hydronium [H 3 O + ] = 10-1 mol/l présente un ph = 1. Si la concentration est [H 3 O + ] = 10-2 mol/l le ph est de 2 etc Inversement, si le ph = 9, cela signifie que dans cette solution [H 3 O + ] = 10-9 mol/l. On obtient l échelle suivante : [H 3 O + ] mol/l ph La notion de ph a été introduite en 1909 par le chimiste danois Soërensen. Il est plus simple d exprimer l acidité d une solution par son ph que par sa concentration en ions hydronium (H 3 O + ). On en déduit que : [H 3 O + ] = 10 -ph mol/l ; ph = - log [H 3 O + ] EX n 1 : Le citron, la concentration en ions hydronium [H 3 O + ] = 2, mol/l. Calculer son ph. EX n 2 : L eau de Javel diluée peut-être utilisée comme désinfectant. Le ph de telle solution est égal à ph = 9,6. Calculer la concentration en ions hydronium [H 3 O + ] et hydroxyde [HO - ]. 5- Conclusion Si le ph < 7 alors la solution est acide et la concentration en ions [H 3 O + ] > [HO - ] Si le ph = 7 alors la solution est neutre et la concentration en ions [H 3 O + ] = [HO - ] Si le ph > 7 alors la solution est basique et la concentration en ions [H 3 O + ] < [HO - ] 5

6 ④ OBJECTIFS Définir un acide et une base selon Brönsted. Ecrire la réaction entre un acide et une base 1- Historique Précédemment on a vu que la molécule d eau (H 2O) donnait naissance a des ions hydronium (H3O+) et des ions hydroxyde (OH-). C est ions H3O+ et OH- ne figure jamais sur les étiquettes d eau pourtant leur importance va permettre de caractériser les solutions acides et basiques. C est le chimiste danois Brönsted qui à proposé la théorie de l acido-basicité fondée sur l échange de protons H+. 2- Cas d un acide Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton H +. A1 B1 + H+ On dit que B1 est la base conjuguée de l acide A1 3- Cas d une base Une base est une espèce chimique capable d accepter un proton H +. B2 + H+ A2 On dit que A2 est l acide conjugué de la base B2 4- Le couple acide base 4-1 Définition Un couple acide/base est l ensemble d un acide et d une base succeptibles de s échanger un proton H+ selon la demi-équation acido-basique : A B + H+ On dit que le couple acide base est A/B 4-2 Quelques couples acide/base importants Couples Forme acide Forme basique Demi-équation acido-basique HCl/Cl CH3COOH/CH3COOH 2O HO- H 3 O+ H 2O NH3 + H+ NH4+ 6

7 5- Composés amphotères Un composé amphotère est un composé qui peut se comporter comme un acide ou une base au sens de Brönsted. La molécule d eau : H 2 O L ion hydrogénosulfate : HSO 4-6- Réaction acide base selon Brönsted La réaction acide-base est un transfert de protons (H + ) de l acide d un couple acide/base à la base d un autre couple acide/base. 1- Réaction de l acide chlorhydrique (HCl) sur l hydroxyde de sodium (Na + + OH - ). 2- Réaction de l acide chlorhydrique (HCl) sur l ammoniac (NH 3 ). 3- Réaction de l acide éthanoïque ou acétique (CH 3 COOH) sur l ammoniac (NH 3 ). 4- Réaction de l acide éthanoïque ou acétique (CH 3 COOH) sur l ion hydrogénocarbonate (HCO 3 - ). 7

8 ⑤ OBJECTIFS Déterminer la concentration d un acide ou d une base en utilisant un dosage par colorimétrie ou potentiométrique. 1- Définition Doser ou titrer une espèce chimique consiste à déterminer la concentration molaire de cette espèce. Cela revient aussi à déterminer la quantité de matière (en moles) de cette espèce présente pour un volume donné de cette solution. Burette : Réactif titrant L espèce dont on veut déterminer sa concentration molaire s appelle le réactif titré. Il est situé dans l erlen. Dans la burette graduée se trouve le réactif titrant dont on connait sa concentration molaire. Erlen : Réactif titré A l équivalence 2- Protocole opératoire et point d équivalence Si l acide est le réactif titré, alors on neutralise l acide par une base. A l équivalence, le réactif titrant et le réactif titré se trouve dans les proportions stœchiométriques de l équation du dosage : H3O+ + HO- 2 H2O (1 mole d acide neutralise 1 mole de base d après l équation bilan ci-dessus) L équivalence est obtenue lorsque les ions H 3O+ provenant de l acide ont été neutralisés par les ions HO- provenant de la base. nacide = nbase CA VA = CB VB CA : Concentration molaire de l acide ; CB : Concentration molaire de la base. En mol/l. VA : Volume d acide et VB : Volume de Base. Exprimé en Litre. 8

9 3- Titrage ph-métrique C est le tracé d une courbe montrant l évolution du ph en fonction du réactif titrant versé. Méthode des tangentes pour trouver le point d équivalence : On trace deux tangentes à la courbe, parallèles et situées de part et d autre du point équivalent. On trace ensuite la parallèle à ces deux tangentes, équidistante de celle-ci. Son intersection avec la courbe détermine le point d équivalence : E. On trouve le volume à l équivalence V E sur l axe des abscisses. 4- Le titrage colorimétrique Ce titrage est basé sur un changement de couleur de la solution titrée. Ce changement de couleur est provoqué par l addition d un indicateur coloré dans la solution titrée. Les indicateurs colorés les plus utilisés sont : - Le bleu de bromotymol (BBT) : virage du jaune au bleu en passant par le vert. - La phénol phtaléine (PP) : virage de l incolore au rose violacé. Pour trouver l indicateur coloré le plus approprié, il faut que la zone de virage corresponde à la valeur du ph à l équivalence (ph E ). Dans cet exemple, il faut utiliser la phénolphtaléine comme indicateur coloré. (Passage de l incolore au rose). 9

10 ⑥ OBJECTIFS Classer la force des acides selon leur pka Trouver les zones de prédominances des espèces chimiques en fonction du ph. 1- Expression de la constante d acidité : Ka AH + H2O H3O+ + AL expression de la constant Ka est donné par : Exemple : Ecrire l équation de dissociation de l acide éthanoïque puis donner l expression du K a. 2- Notion du pka Pour comparer la force des acides, la valeur du K a est peu commode. Pour y pallier, on définit une grandeur logarithmique : le pka : 10

11 3- Domaine de prédominance des espèces AH et A- Application : Faire le diagramme de prédominance pour l acide éthanoïque. 4- Ou trouver la valeur du pka sur une courbe ph-métrique Relation d Anderson : A la demi équivalence : [A-] = [AH] Donc Application : Trouver le pka de l acide éthanoïque : 11

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