Equilibres chimiques I

But du cours

Prévoir les réactions en phase aqueuse (partie 1)

Acquis d'apprentissage visés

• Savoir définir les termes système chimique, corps pur, fraction molaire, fraction massique et concentration molaire.

• Connaître l’expression des activités (solvant, soluté, gaz).

• Savoir définir la transformation chimique (totale / équilibrée) et équilibrer une équation de réaction.

• Savoir définir l’avancement, dresser un tableau d’avancement, calculer un rendement et un taux de dissociation.

• Savoir calculer une constante d’équilibre et prévoir l’évolution d’un système à partir du quotient réactionnel.

• Savoir reconnaître une rupture d’équilibre.

• Savoir définir quantitativement le pH.

• Savoir définir acide et base au sens de Brønsted, un couple acido‐basique et une espèce amphotère (avec exemple).

• Savoir définir les constantes $K_a$, $K_b$ et $K_e$ et établir leurs relations ; connaître la valeur de $K_e$ à 25°C et sa dépendance en température.

• Connaître la relation de Henderson–Hasselbalch.

• Savoir dresser et utiliser un diagramme de prédominance (règle $[A]/[B] > 10$).

• Savoir comparer la force des acides et bases, définir un acide fort et expliquer l’effet de nivellement du solvant.

• Savoir exprimer la constante d’équilibre d’une réaction acido‐basique en fonction des $pK_a$.

• Savoir présenter et appliquer la méthode de la Réaction Prépondérante pour le calcul de pH.

• Savoir définir la réaction support d’un titrage, l’équivalence ; reconnaître titrage direct / indirect.

• Savoir mettre en œuvre un titrage : protocole, électrode de verre, méthodes des tangentes, de Gran et dérivée.

• Savoir définir oxydant, réducteur, oxydation, réduction, réaction d’oxydoréduction et reconnaître un couple redox.

• Savoir définir et calculer le nombre d’oxydation ; déterminer les nombres d’oxydation limites à partir du tableau périodique.

• Savoir équilibrer une réaction redox.

• Savoir définir ampholyte, dismutation, médiamutation et donner un exemple.

• Savoir schématiser et représenter conventionnellement une pile ; indiquer le sens des électrons et déterminer sa durée de vie.

• Connaître les principaux types d’électrodes (ECS, Ag/AgCl, etc.).

• Savoir appliquer la relation de Nernst et établir / utiliser un diagramme de prédominance redox.

• Savoir utiliser la règle du gamma et exprimer une constante d’équilibre redox à partir des potentiels standards.

• Savoir définir un équilibre hétérogène et la constante de solubilité $K_s$.

• Savoir prévoir la précipitation (comparaison $Q_r$ / $K_s$) et définir / calculer la solubilité.

• Savoir définir solution saturée, effet d’ion commun et influence du pH et de la complexation sur la solubilité.

• Savoir établir et discuter l’expression de la solubilité en fonction du pH (étude asymptotique).

• Savoir analyser le cas d’un précipité existant sur un domaine de pH.

• Savoir décrire un diagramme $E$–pH (diagramme de Pourbaix) et sa convention de tracé.

• Savoir tracer le diagramme $E$–pH de l’eau et identifier son domaine de stabilité.

• Savoir prévoir la stabilité d’une espèce en solution aqueuse.

• Savoir tracer un diagramme $E$–pH d’un élément (fer, zinc, cuivre, chlore, etc.).

• Savoir utiliser la superposition de diagrammes $E$–pH pour prévoir la réaction entre deux espèces.

Programme

1. Équilibre et évolution

Critère qualitatif d’évolution d’un système chimique (sans démonstration thermochimique).

1. Équilibres acido‐basiques

Couples acide/base, constantes d’acidité, pH, diagrammes de prédominance et titrages acido‐basiques.

1. Équilibres d’oxydo‐réduction

Couples redox, potentiels standards, relation de Nernst, prédominance et titrages redox.

1. Équilibres de solubilité

Constante de solubilité, précipitation, dissolution, effet d’ion commun et effet du pH.

1. Diagramme $E$–pH

Construction, domaine de stabilité de l’eau, stabilité des espèces et prévision des réactions.

Modalités d'évaluation

Ecrit : 2.0h - Coefficient : 1.0 TP : 2.0h - Coefficient : 1.0

Supports

Supports sur la plateforme moodle.