Chimie · Prépa 1re année · 4 leçons
Fiche de révision : Transformations chimiques en solution aqueuse
L’essentiel de chaque leçon du chapitre, tel qu’il est écrit dans le cours : à relire, à imprimer, puis à vérifier par l’entraînement.
Les notions de cette fiche
- Diagrammes de prédominance et solutions tampons — Constante d'acidité et pKa ; diagramme de prédominance d'un couple et d'un polyacide ; recherche de la réaction prépondérante ; calcul du pH d'une solution d'acide faible, de base faible et d'ampholyte, avec vérification des approximations faites ; relation d'Henderson-Hasselbalch et solution tampon (préparation, pouvoir tampon, effet d'une dilution) ; exploitation d'un titrage suivi par pH-métrie (équivalence, demi-équivalence, choix d'un indicateur coloré).
- Complexes en solution : constantes de formation et prédominance — Complexe, ion central et ligands, indice de coordination ; constantes de formation et de dissociation successives, constantes globales et leurs logarithmes ; diagramme de prédominance d'un couple donneur-accepteur de ligand, tracé en fonction du logarithme de la concentration en ligand libre ; recherche de la réaction prépondérante et calcul de la composition d'une solution contenant un complexe ; compétition entre complexation, précipitation et acido-basicité, et dissolution d'un précipité par ajout d'un ligand ; applications au dosage complexométrique et au masquage d'un ion gênant.
- Produit de solubilité et condition de précipitation — Équilibre de dissolution d'un solide ionique peu soluble, produit de solubilité et pKs ; solubilité en eau pure pour une stœchiométrie quelconque, et pourquoi deux sels de stœchiométries différentes ne se comparent pas par leurs seuls produits de solubilité ; effet d'ion commun ; condition d'apparition d'un précipité par comparaison du quotient de réaction au produit de solubilité, et concentration seuil de précipitation ; domaine d'existence du solide et lecture d'une courbe de solubilité ; influence du pH et d'une complexation sur la solubilité d'un hydroxyde ou d'un sel d'acide faible ; précipitations sélectives et dosages par précipitation.
- Potentiel d'électrode et relation de Nernst — Couple oxydant/réducteur et potentiel standard rapporté à l'électrode standard à hydrogène ; relation de Nernst pour un couple en solution ; prévision du sens d'évolution d'une réaction d'oxydoréduction et calcul de sa constante d'équilibre à partir des potentiels standard ; force électromotrice d'une pile et lien avec l'enthalpie libre de réaction ; influence du pH et d'une précipitation sur un potentiel ; lecture d'un diagramme potentiel-pH (domaines de prédominance et d'existence, frontières).
À maîtriser avant de commencer
Ces notions sont utilisées ici. Relisez-les si l’une d’elles vous échappe.
- Couples acide-base de Brønsted — Acide = donneur de proton, base = accepteur, couple acide/base, demi-équations protoniques, réaction acide-base, couples de l'eau, ion oxonium H₃O⁺.
- pH, acides forts et faibles, constante d'acidité — pH = −log[H₃O⁺], produit ionique de l'eau, acide fort / faible, K_A et pK_A, diagramme de prédominance, solutions tampons.
- Titrage — Réaction support totale et rapide, équivalence, relation à l'équivalence, repérage colorimétrique ou pH-métrique (méthode des tangentes, dérivée).
- État d'équilibre et constante d'équilibre — Transformation non totale, équilibre dynamique, quotient de réaction Q_r, constante K, taux d'avancement final, sens d'évolution spontané.
- Fonction logarithme népérien — Réciproque de l'exponentielle, ln(ab) = ln a + ln b, ln(a^n) = n ln a, variations, dérivée 1/x, résolution d'équations e^x = k.
- Ions — Cation et anion par perte ou gain d'électrons, ions monoatomiques et polyatomiques usuels (Na⁺, Cl⁻, SO₄²⁻…), solutions ioniques, tests d'identification.
- Dissolution et solubilité — Soluté, solvant, solution ; solution saturée ; solubilité et influence de la température ; conservation de la masse à la dissolution.
- Dissolution d'un solide ionique — Équation de dissolution, concentration effective des ions, électroneutralité, solvatation des ions par l'eau polaire.
- Concentration en quantité de matière et dilution — C = n / V (mol/L), lien C_m = C × M, dilution : C₀ V₀ = C V, facteur de dilution, préparation par dilution (fiole jaugée, pipette).
- Oxydants, réducteurs et réactions d'oxydoréduction — Couple Ox/Red, demi-équation électronique, transfert d'électrons, équation d'oxydoréduction en milieu acide, nombre d'oxydation (introduction).
- Pile électrochimique — Constitution d'une pile (deux demi-piles, pont salin), anode/cathode, polarité, sens du courant et des électrons, capacité électrique Q = n(e⁻) F, usure.
- Acides, bases et pH — Échelle de pH (0-14), solutions acides, basiques, neutres, ions H⁺ et HO⁻, effet de la dilution, sécurité.
Le début de la fiche
Extrait de la leçon « Acides faibles, prédominance et solutions tampons », tel qu’il figure sur la fiche.
Retenir : quantité, équilibre et précision
| Situation | Première étape | Contrôle |
|---|---|---|
| Ajout à un tampon | bilan de neutralisation en moles | deux formes restantes, réaction avancée, rééquilibrages faibles |
| Dilution | préciser volume total ou aliquote | rapport et quantités ne répondent pas à la même question |
| Acide/base faible seul | équilibre et bilans | dissociation/protonation, eau et activité |
| Ampholyte | domaine de prédominance | termes et rapports justifiant la moyenne des pKa |
| Demi-équivalence | égalité stœchiométrique des quantités | rapport d'équilibre approché et pH≈pKa |
| Équivalence | dilution dans le volume total | hydrolyse de l'espèce conjuguée et autres équilibres |
| Indicateur | reporter sa zone sur la courbe | erreur de volume au point de virage acceptable |
Les pKa, pKe, pH et logarithmes utilisent des nombres sans dimension. c est la concentration normalisée par 1 mol/L. Les approximations ont un domaine et une précision, même quand la formule est familière.
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