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Les outils de la chimie analytique| Chimie terminale

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I Mesure de la quantité de matière

1) Définitions

Mole:

Nombre d'atomes de carbone 12 présent dans 12g de carbone 12

->Na = 6,02*1023 mol-1 (Constante d'Avogadro)

Masse molaire atomique:

C'est la masse d'une mole de l'atome considéré

Exemple: M(O) = 16 g.mol-1

Masse moléculaire:

C'est la masse d'une molécule

-On additionne la masse molaire atomique de chaque atome de la molécule

Ex: M(C2 H60) = 2*M(C)+6*M(H)+M(O) = 46g.mol-1

2) Relation entre quantité et masse

Nombre de mol

n = m/M

n: le nombre de mol, m: la masse du solide en g et M: la masse molaire en g.mol-1

-Cette formule est valable pour les solides, les liquides et les gaz, mais ont l'utilise principalement avec des solide, car il est plus facile de les peser

3) Relation entre quantité de matière et volume

a) Relation entre quantité de matière et volume pour les liquides

ρ =m/V

ρ la masse volumique, m: la masse et V: le volume

->On peut utiliser les unités qui nous arrange le plus

-On a aussi: n = (ρ*V)/M

->n: nombre de mol, M: la masse molaire

b) Relation entre quantité de matière et volume pour les gaz

-Pour une même quantité de matière,Tout les gaz occupent le même volume

-On note le volume occupé par le gaz "Vn"

->Vn dépend de la pression et de la température

Pour une température de 20° à la pression atmosphérique, Vn = 24 L/mol

Formule pour calculer la quantité de matière dans un gaz:

n = V/vn

-> V: volume de gaz, Vn: volume molaire et n: quantité de matière

Remarque: l'unité du Volume dépend de celle du volume molaire

3)Cas des solutions aqueuses

a) Concentration molaire en soluté apporté

Formule de la concentration molaire d'un soluté:

C = n/V

C: concentration en mol/L, V: volume de la solution en L et n: quantité de matière du soluté (en mol)

Exemple: on met un soluté ionique NaCls dans 1 litre d'eau

-On a: NaCls->Na+(aq) +Cl-(aq)

C = 0.10 mol/L

V = 1L

-> n = C/V = 0.10 mol de NaCl

On a donc [Na+]: 0.10 mol/L (=1*C) et [Cl-]: 0.10 mol/L (1*C)

-> Le nombre stœchiométrique est de 1

Remarque: la concentration du soluté dépend de C et du nombre stœchiométrique

b) Concentration massique

Formule de la concentration massique:

Cm (ou t(= titre)) = m/V

m: masse du soluté (= ce qu'on met dans la solution) et V: volume de la solution

Remarque

On a aussi: C = Cm/M

->C: concentration molaire, Cm: concentration massique et M: masse molaire

II Tableau d'avancement

1) Tableau d'avancement pour les réactions quasi-totales

Tableau d'avancement de la réaction quasi-totale: 4Fe+3O2->2Fe203

Équation de la réaction 4Fe + 3 O2-> 2Fe203
État initial 0,12 0,11 0
État finale 0,12-4*xf(≈0) 0,11-3*xf 2*xf

-Si Fe est le limitant: O,12-4x = 0

->x = 0,03 mol

-Si O2 est le limitant: O,11-3x = 0

->x = 3,7 *10-1 mol

=> Donc Fe est le limitant et xmax = 0,03 mol

Pour une réaction quasi-totale, on a xf≈ xmax

2) Tableau d'avancement pour les réactions non-totale

Tableau d'avancement de la réaction non-totale: CH3COOH + H20 ⇆ H30++CH3COO-

->Il s'agit d'une réaction acido-basique

⇆ veut dire qu'il y a une réaction dans les 2 sens;

-CH3COOH + H20 -> H30++CH3COO-

-H30++CH3COO- ->CH3COOH + H20

-

Équation de la réaction CH3COOH + H20 H30++CH3COO- CH3COO-
État initial 1 1 0 0
État finale 1-xf 1-xf xf xf

Remarque: les réactions acido-basique sont la plupart du temps non-totale

Ici: xmax = 1

Pour les réactions non-totale, on a xf<xmax

-> Quand les quantités de matières ne changent plus des deux cotés, on est à l'état final

On parle alors d'état d'équilibre

III Dosage par étalonnage

1) Loi de Beer-Lambert

La loi de Beer-Lambert nous dit que la concentration est proportionnelle à l'absorption

->Elle ne s'applique donc qu'aux solutions "colorées", homogènes et avec une faible concentration

L'absorbance doit être inférieur à 2

Formule de la loi de Beer-Lambert:

A = k*C

A: absorbance, k: constante de proportionnalité, C: concentration de l'espèce absorbante

REMARQUE: couleur absorbée est la couleur complémentaire de la couleur visible

REMARQUE: l'absorbance est l'addition des absorbances de toutes les espèces présentes

2) Conductométrie

-On étudie la conductivité d'une solution pour connaître la concentration d'une identité

->La solution doit contenir des ions (solution ionique)

-On utilise un courant alternatif pour éviter de créer une réaction chimique, une électrolyse

->Aucune des électrodes ne sera donc polarisée

=>Les ions ne seront pas attirés

Conductivité molaire ionique

Notée λi, c'est une valeur qui dépend de l'élément chimique

->Ces valeurs sont données

Exemple: λH = 35 S.m².mol-1

-> S: siemens, l'hydrogène a une très forte conductivité

Conductivité d'une solution

σ = ∑ λi [Xi] S.m-1

λ: conductivité molaire ionique de l'espèce i, en S.m².m-1

[Xi]: concentration molaire de l'espèce Xi, en mol.m3

Important: on doit utiliser les unités du système international (SI)

->1mol/L devient 1 000 mol/m3

Formule de la conductance

La conductance est l'inverse de la résistivité

->G = 1/R

G en S (Siemens), R en Ohm

-La conductance est proportionnelle à la conductivité

On a donc: G = k*σ

->avec k: une constante en mètre

->Même formule que pour la loi de Beer-Lambert pour l'absorption

IV Titrage

-Pour faire un titrage, il faut une réaction chimique

->On doit avoir une réaction totale

Vocabulaire:

Espèce titrée: l'espèce dont on cherche la concentration

Espèce titrante: le réactif (celui qu'on joint au titrant

-Pour calculer la concentration d'une entité avec un titrage, on peut faire un tableau d'avancement

Exemple avec: aA + bB -> c C + d D

minuscules: nombre stœchiométrique

Majuscules: entités chimiques

Remarque: On ne s'occupe pas des produits

Remarque: le titrant est toujours le réactif limitant

-On se place à l'équivalence pour calculer la concentration avec un titrage

-> on obtient à l'équivalence: x = nB/b

nB: quantité de matière de B et b: nombre stœchiométrique de B

Relation titrée, titrante à l'équivalence

nA/a = nB/b

Ici: A: espèce titrée, B: espèce titrante

Équivalence: moment où les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométrique

->Nombre de mol dosée = Nombre de mol versées

On utilise le titrage avec des réactions chimique où on peut mesurer/voir un changement clair et immédiat

Exemple: titrage pHmétrique, titrage colorimétrique

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