La chimie en solution aqueuse

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RAPPELS DE CHIMIE ANALYTIQUE
LA CHIMIE EN SOLUTION AQUEUSE
Dans ce document, on trouvera :

Un avant – propos indiquant l’objectif due ce module de chimie analytique, dans la formation d’ingénier agronome
Un découpage du module par séance (au nombre de 3)
Un plan de chaque séance
Le chapitre sur « les réactions acido-basiques » traité

Avant propos

L’objectif de ce module de chimie est de fournir les bases nécessaires à la compréhension des réactions en solution aqueuse, en mettant l’accent en particulier sur les réactions acido-basiques et les réactions d’oxydo-réduction. Il s’inscrit dans le domaine de la « chimie analytique », discipline se situant à la base de tout domaine faisant intervenir des analyses qualitatives et/ou quantitatives. Les connaissances et les outils acquis au cours de cet enseignement seront utilisés dans un grand nombre de domaines comme la microbiologie, la biochimie, l’enzymologie, la toxicologie et de la sécurité alimentaire, la biologie et bien entendu la chimie. Ce module doit permettre aux étudiants d’acquérir les connaissances nécessaires à la culture scientifique du futur ingénieur agronome.
SEANCE 1

Dans la séance 1, sont présentées quelques caractéristiques sur les solutions aqueuses (concentration, calcul de dilution,..). Les équilibres chimiques sont abordés, notamment les équilibres acido-basiques. Les forces des acides et des bases sont également étudiées. Il est très important de pouvoir « prédire » le type de réaction qui peut avoir lieu dans un milieu particulier.

Pré requis :
L'ion hydronium ou proton, noté H₃O⁺ n’existe qu’en solution aqueuse. Il correspond à une molécule d’eau qui capte un noyau d'hydrogène dont la charge positive est alors répartie sur les trois atomes d'hydrogène. Dès qu'une possibilité de réaction se présente l'édifice ainsi constitué se détruit, en libérant H⁺etla molécule d'eau. L'espèce réagissante reste l'ion H⁺, il n'y a donc aucun inconvénient à le noter ainsi. Cet ion est échangé au cours des réactions acido-basiques.
Une mole d’électron est une particule subatomique portant une charge électrique fondamentale négative égale à -1,6 × 10^-19 coulomb. L'électron fait partie de la famille des leptons, particule élémentaire sensible qu’à l’électromagnétisme et à la gravitation. L’électron est de ce fait considéré, en l'état actuel des connaissances, comme étant une particule fondamentale (c'est-à-dire qu'il ne peut pas être brisé en de plus petites particules). Cette particule est échangée au cours des réactions d’oxydo-réduction
Un monoacide libère un proton (exemple : HCl) et une monobase capte un proton (exemple : OH^-)

Un diacide (exemple : H₂SO₄) ou un triacide (exemple : H₃PO₄) libère deux ou trois protons.

Une dibase (exemple : SO₄^2-) ou une tribase (exemple : PO₄^3-) capte deux ou trois protons.

U

ne oxydation est une perte d’électrons et une réduction est un gain d’électron

Une réaction est dite quantitative quand 100% des réactifs ont été transformés. Il n’y a pas formation d’un équilibre entre les réactifs et les produits.

Plan Séance 1 :
I- GENERALITES SUR LES SOLUTIONS

I-1 QUELQUES DEFINITIONS

I-2 LA CONCENTRATION

I-3 NOTIONS DE NORMALITE

I-4 RELATION ENTRE NORMALITE ET CONCENTRATION

I-5- L ’EQUILIBRE CHIMIQUE

I-6- LA CONSTANTE D ’EQUILIBRE K

I-7 PRINCIPE DE LE CHATELIER

II- LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES

II-1- EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES EN MILIEU AQUEUX

II-1-1 Définitions

II-1-2 Notion d’ampholyte

II-1-3 Force des acides et des bases

II-1-4 Prévisions des réactions acido-basiques :

II- 1- 5 Acides forts et bases fortes
SEANCE 2
est important de savoir maîtriser les paramètres expérimentaux (température, pH…) pour une réaction chimique se déroulant dans des conditions particulières. C’est le cas pour les réactions enzymatiques, les réactions de dégradation comme des réactions d’hydrolyse, d’oxydation ou de réduction, étudiées dans des domaines particuliers comme ceux de l’agroalimentaire, de la toxicologie….. Nous allons illustrer ces propos par trois exemples précis, dans lesquels le pH et certains couples rédox interviennent :

Lors de l’étude du métabolisme de xénobiotiques, chez les végétaux comme chez les animaux, des réactions ont lieu comme des réactions d’oxydation, de réduction et/ou d’hydrolyse (dites de phase I) et des réactions de conjugaison (dites de phase II). Ces types de réaction se produisent dans des conditions particulières (par exemple à des valeurs de pH spécifiques).

Dans le domaine de l’agroalimentaire, les réactions d’oxydo-réduction sont très étudiées, afin d’empêcher l’oxydation de certains aliments à l’aide d’antioxydants (conservateurs), … ou au contraire afin de suivre l’oxydation éventuelle de molécules présentes dans certaines matrices alimentaires, conduisant à des composés parfois indésirables, d’un point de vue organoleptique, par exemple.

Un lien peut être facilement établi entre l’aliment et la santé. En effet, il est très courant dans le domaine de la santé, de mesurer la réserve « antioxydante » de certains aliments, comme le soja, … bien connu pour apporter un bénéfice à la santé des consommateurs afin de lutter par exemple contre le « stress oxydant », auquel l’homme contemporain est soumis dans son quotidien.

Plan Séance 2 :
II- LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES

II-2 pH ET ACIDITE DES SOLUTIONS

II-2-2 Les solutions de bases

II-2-3 Les solutions « Tampon »

II-3 RECAPITULATIF DES CALCULS DU pH

III- LES REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION

III-1 Les équilibres Redox

III-2 Notion de force des oxydants et des réducteurs

III-3 le potentiel d’oxydo-réduction ou potentiel rédox

III-4 Le potentiel normal apparent

III-5 Les prévisions des réactions d’oxydo-réduction

III- 6 Comparaison entre les réactions d’oxydo-réduction et les réactions acido-basiques

III-7 Equilibrage des réactions d’oxydo-réduction

III-7 Calcul du nombre d’oxydation

III-8 Les titrages Rédox

IV- NOTIONS SUR L’ELECTROLYSE

IV-1 Les électrolytes

IV-2 Mécanisme de l’électrolyse

SEANCE 3

La titrimétrie permet de déterminer les titres de solutions dont la concentration est inconnue. Il est, en effet, tout à fait possible de faire de la «quantification» avec des méthodes qui mesurent un paramètre « physico-chimique » du milieu, comme le pH (pHmétrie) ou encore le potentiel (potentiométrie). Il en existe beaucoup d’autres, mais seuls deux types de dosages titrimétriques seront abordés dans cette séance.

Plan Séance 3 :
IV- LES METHODES D’ANALYSE PAR TITRIMETRIE

IV-1 DEFINITIONS

IV-2 LES TITRAGES ACIDO-BASIQUES

IV-2-2 Indicateur coloré de pH

IV-2-3 Réaction de dissociation d’un acide et avancement d’une réaction

IV-2-3 Dosage d’un acide fort par une base forte

IV-2-4 Les Tampons

IV-2-5 Dosage d’un acide faible par une base forte

IV-2-6 APPLICATION : Dosage d’un diacide par une base forte

IV-3 LES TITRAGES D’OXYDO-REDUCTION

CHAPITRE SUR LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES

II- LES REACTIONS ACIDO-BASIQUES

II-2 pH ET ACIDITE DES SOLUTIONS

Nous allons dans ce paragraphe établir le lien entre le pH et l’acidité ou la basicité d’une solution

· Une solution aqueuse est dite « neutre » si elle contient autant d’ions hydronium H₃O⁺ que d’ions hydroxyde OH^–.

· Une solution est dite « acide » si elle contient plus d’ions H₃O⁺ que d’ions OH^-

· Une solution est dite « basique » si elle contient plus d’ions OH^- que d’ions H₃O⁺

· A 25 °C, une solution aqueuse est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7 :

Soit l’équilibre d’hydrolyse :
A

H + H₂O A^-+ H₃O⁺ d’un couple acido-basique AH / A^-

D’après l’expression de K_a, [H₃O⁺] = K_a [AH] / [A^-] sachant que pH = -log [H₃O⁺]

A savoir :

pH = pK_a + log [A^-] / [AH] (Equation 1 : Eq.1)

Important :
Pour les raisonnements utilisés dans les réactions acido-basiques, il est important de poser un certain nombre d’équations et de faire des approximations de façon à pouvoir résoudre les exercices. Ces équations portent des noms particuliers. Il s’agit :
- de la loi d’action de masse, correspondant à l’expression de K, constante d’équilibre

- du produit ionique de l’eau ou autoprotolyse de l’eau : Ke

- de l’électroneutralité : dans cette équation, on écrit l’égalité suivante : la somme des concentrations des espèces chargées positivement est égale à la somme des concentrations des espèces chargées négativement.

- de la conservation de la matière : dans cette équation, on écrit que la concentration initiale d’un composé est égale à la somme des concentrations de ce composé et de son conjugué, formé au cours de la réaction considérée.

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