Equilibre chimique, équilibre acido-basique et oxydoréduction
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On perd un équilibre chimique. Cette synthèse est exothermique dans le sens 1 et donc endothermique dans le sens 2. Une augmentation de température favorise la réaction dans le sens 2 = endothermique. Une diminution de la température favorise la réaction dans le sens 1 = exothermique. Si on modifie la température, on favorise la réaction dans le sens thermique opposé.
Sommaire
I) Equilibre chimique
A. Définition B. Etablissement de l'état d'équilibre C. Loi d'action de masse = loi de GULDBERG et WAAGE D. Coefficient de dissociation E. Loi de déplacement de l'équilibre 1. Variation de température : loi de VAN'T HOFF 2. Effet de la pression
II) Equilibre acido-basique
A. Définition des acides et des bases 1. Théorie d'Arrhenius 2. Théorie de BRONSTED 3. Théorie de LEWIS B. Force des acides et des bases 1. Produit ionique de l'eau 2. Echelle des pH 3. Constante d'ionisation acide 4. Réaction entre pKa et pKb d'un couple acide/base 5. Force des acides et des bases par rapport à l'eau 6. Rôle du pK dans la prévision du sens des réactions acido-basique C. Calcul du pH des solutions A/B 1. Solution d'acide fort 2. Solution de base forte 3. Solution d'acide faible 4. Solution de base faible 5. Cas des polyacides 6. Cas des acides aminés D. Calcul du pH des sels en solution aqueuse 1. Sel = acide fort + base forte 2. Sel = acide fort + base faible 3. Sel = acide faible + base forte 4. Sel = acide faible + base faible 5. pH des mélanges E. Courbes de neutralisation 1. Neutralisation d'un acide fort par une base forte 2. Neutralisation d'une base forte par un acide fort 3. Neutralisation d'un acide faible par une base forte 4. Neutralisation d'une base faible par un acide fort 5. Neutralisation d'un polyacide par une base forte F. Mesure du pH 1. Indicateurs colorés 2. Détermination électromagnétique
III) Equilibre d'oxydoréduction
A. Définition 1. Transfert d'électron 2. Oxydants et réducteurs 3. Demi réaction B. Potentiel d'électrode 1. Pile DANIEL 2. Force électrique de la pile = E 3. Relation de NERNST 4. Potentiel d'électrode (e) 5. Echelle des potentiels d'électrode 6. Influence du pH sur les potentiels rédox C. Dosage potentiométrique d'oxydoréduction D. Mise en évidence du point d'équivalence 1. Indicateur redox 2. Potentiométrie
I) Equilibre chimique
A. Définition B. Etablissement de l'état d'équilibre C. Loi d'action de masse = loi de GULDBERG et WAAGE D. Coefficient de dissociation E. Loi de déplacement de l'équilibre 1. Variation de température : loi de VAN'T HOFF 2. Effet de la pression
II) Equilibre acido-basique
A. Définition des acides et des bases 1. Théorie d'Arrhenius 2. Théorie de BRONSTED 3. Théorie de LEWIS B. Force des acides et des bases 1. Produit ionique de l'eau 2. Echelle des pH 3. Constante d'ionisation acide 4. Réaction entre pKa et pKb d'un couple acide/base 5. Force des acides et des bases par rapport à l'eau 6. Rôle du pK dans la prévision du sens des réactions acido-basique C. Calcul du pH des solutions A/B 1. Solution d'acide fort 2. Solution de base forte 3. Solution d'acide faible 4. Solution de base faible 5. Cas des polyacides 6. Cas des acides aminés D. Calcul du pH des sels en solution aqueuse 1. Sel = acide fort + base forte 2. Sel = acide fort + base faible 3. Sel = acide faible + base forte 4. Sel = acide faible + base faible 5. pH des mélanges E. Courbes de neutralisation 1. Neutralisation d'un acide fort par une base forte 2. Neutralisation d'une base forte par un acide fort 3. Neutralisation d'un acide faible par une base forte 4. Neutralisation d'une base faible par un acide fort 5. Neutralisation d'un polyacide par une base forte F. Mesure du pH 1. Indicateurs colorés 2. Détermination électromagnétique
III) Equilibre d'oxydoréduction
A. Définition 1. Transfert d'électron 2. Oxydants et réducteurs 3. Demi réaction B. Potentiel d'électrode 1. Pile DANIEL 2. Force électrique de la pile = E 3. Relation de NERNST 4. Potentiel d'électrode (e) 5. Echelle des potentiels d'électrode 6. Influence du pH sur les potentiels rédox C. Dosage potentiométrique d'oxydoréduction D. Mise en évidence du point d'équivalence 1. Indicateur redox 2. Potentiométrie
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Extraits
[...] Accepteur de + faible que H2O = Bf. Accepteur de + fort que OH- = BF. Acide fort H3 O + PKa 15,7 Bas e très faible H2 O Bas e fa ible OH - Acide fa ible H2 O Acide très faible Bas e très forte Acide fort Bas e très faible - H3 Acide fa ible Bas e fa ible 15,7 H2 O Acide très faible Bas e forte PKa 6. [...]
[...] Ox1 + β eRed 2 red 1 ox2 + α Le potentiel de la solution en un point quelconque de la courbe est : E = + RT ln [ox1] = + RT ln [ox2] βF [red1] αF [red2] (α + β) E = β + α + RT ln [ox1] [ox2] F [red1] [red2] Au point d'équilibre : β [ox1] = α [red2] β [red1] = α [ox2] E = β + α α+β IV. mise en évidence du point d'équivalence 1. indicateur redox O phénantholine ferreuse Forme réduite = rouge Forme oxydée = bleue. = 1,10V. Il existe des indicateurs rédox constitués par des ions dont la couleur oxydée et la couleur réduite sont différentes. Les indicateurs rédox ne sont pas beaucoup utilisés car le changement de couleur est très lent. [...]
[...] La soude est une base forte et NaCl est un acide fort. NaCl va se dissocier. L'eau a un pH = 7. Na+ comme Cl- sont des ions qui proviennent d'un sel qui a un caractère fort donc ils ne se recombineront pas avec H3O+ et OH- sel = acide fort + base faible NH4Cl NH4+ + ClFaible NH4+ + H2O fort NH3 + H3O+ pH = pKa log c NH4 peut provenir de NH4OH et Cl provient de l'acide fort HCl. [...]
[...] cas d'une base 4. réaction entre pKa et pKb d'un couple acide/base 5. force des acides et des bases par rapport à l'eau 6. rôle du pK dans la prévision du sens des réactions acido-basiques III. calcul du pH des solutions A/B 1. solution d'acide fort 2. solution de base forte 3. solution d'acide faible 4. solution de base faible 5. cas des polyacides 6. cas des acides aminés IV. [...]
[...] Si on augmente il faut augmenter la formation des réactifs pour que KC reste une constante donc favoriser le sens 2. Synthèse de NH3 Pour augmenter le rendement à partir d'H et NH2 gazeux, il faut : Diminuer la température Augmenter la pression Augmenter ou Eliminer NH3 dès sa formation EQUILIBRE ACIDO-BASIQUE I. définition des acides et des bases 1. théorie d'Arrhenius 2. théorie de BRONSTED 3. théorie de LEWIS II. force des acides et des bases 1. produit ionique de l'eau 2. échelle des pH 3. constante d'ionisation acide a. cas d'un acide faible b. [...]
