Cours de Chimie des Solutions PDF Gratuit (S2 SMPC)

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Table des matières

    Présentation du Cours Chimie des Solutions

    cours Chimie des Solutions pdf gratuit smpc s2
    Cours Chimie des Solutions PDF

    Préface

    Cet ouvrage est un support pédagogique de cours de chimie des solutions aqueuses. Il est destiné aux étudiants de première année des filières SMP et SMC des facultés des sciences. Son objectif est d’aider l’étudiant à adopter une méthode systématique lui permettant d’appliquer ses connaissances en thermodynamique aux équilibres chimiques en solutions aqueuses.

    Le premier chapitre est consacré à l’étude des équilibres acido-basiques en solutions aqueuse. Il porte principalement, sur la détermination de pH des solutions basée sur un choix judicieux d’approximations simplificatrices et l’étude des courbes de titrage.

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    Le deuxième chapitre traite les équilibres de précipitation – dissolution, les conditions thermodynamiques de leurs réalisation et les réactions compétitives ou successives pouvant avoir lieu dans la même solution.

    Le troisième chapitre est une introduction à l’étude des systèmes électrochimiques. Son objectif est d’aborder les aspects essentiels des réactions d’oxydo-réduction : aspect thermodynamique, application de la loi de Nernst, détermination des constantes d’équilibre…

    Généralité

    Solution aqueuse

    Une solution est constituée d’une espèce chimique majoritaire appelée solvant et d’espèces chimiques minoritaires appelées solutés. Dans le cas d’une solution aqueuse l’eau joue le rôle de solvant. La molécule H2O est polaire, elle présente de ce fait, un pouvoir dissolvant important vis-à-vis des composés ioniques et les composés polaires.

    Electrolyte

    Electrolyte Un électrolyte est une substance chimique qui, en solution aqueuse, se dissocie en ions et permet de ce fait la conduction de courant électrique. Les ions formés sont solvatés c’est-à-dire entourés de molécules de solvant (H2O).

    La solution est électriquement neutre : Somme Zi [i]=0

    Zi est la charge portée par l’ion i etisa concentration molaire dans la solution. Exemple : Dissolution de CaCl2 solide dans l’eau : CaCl2 → Ca2+ (aq) + 2Cl– (aq) on a : 2 [Ca2+] – [Cl- ] = 0

    Equilibre ionique

    Equilibre ionique  Les électrolytes forts sont totalement ionisés en solution.

    Exemple : NaCl → Na+ (aq) + Cl– (aq)

    Les électrolytes faibles sont partiellement ionisés selon un équilibre chimique. Il s’agit d’un équilibre ionique.

    Exemple : HCOOH ⇌ H+ + HCOO–

    Plan du Cours

    I – LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES

    • Equilibres acido-basiques en milieu aqueux : Couples acide-base :- Acides et bases selon Bronsted – Effet nivelant ou différenciant d’un solvant
    • Relations quantitatives : pH d’une solution aqueuse d’un acide (base) fort(e)- pH d’une solution aqueuse d’un acide (base) faible- pH d’une solution aqueuse d’un sel- pH d’une solution d’ampholyte- pH d’une solution tampon- pH d’un mélange de deux acides
    • acido-basique

    II- LES REACTIONS DE COMPLEXATION

    • Généralités et définitions :- Complexe- Constante de Stabilité ou de formation- Constante de dissociation
    • Complexes Successifs : – Constantes de dissociation partielles et globales- Constantes de formation conditionnelles ou apparente
    • Domaine de prédominance
    • Prévision Qualitative des réactions – Cas d’un seul atome central (1 cation) et plusieurs ligands- Cas d’un ligand et de deux cations

    III- LES REACTIONS DE PRECIPITATION

    • Définition- Exemples de calcul de Ks et de S.
    • Précipitation – Conditions thermodynamiques de précipitation – Composition d’une solution après précipitation – Effet de l’ion Commun- Effet d’un agent complexant- Effet du pH

    IV- LES REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION

    • Généralités – Définitions
    • Réactions électrochimiques
    • Conditions standard- Potentiel zéro
    • Les piles électrochimiques : Pile Daniell- Polarité des électrodes- Loi de faraday – Électrolyse
    • Prévision des Réactions d’Oxydoréduction
      • Prévision quantitative : Relation entre la force électromotrice et la constante d’équilibre.
      • Prévision qualitative : Règle.
    • Potentiel apparent : Potentiel d’oxydoréduction et pH- Potentiel d’oxydoréduction et
    • réaction de précipitation- Potentiel d’oxydoréduction et réaction de complexassions.

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