Chimie appliquée

1. Définitions d'un acide et d'une base selon Bronsted :

• Un acide noté $\rm AH$ est une entité capable de céder un proton $\rm H^+$
  
• Une base notée $\rm A^-$ est une entité capable de capter un proton $\rm H^+$

Remarque :

Un ampholyte (ou espèce amphotère) est une espèce pouvant se comporter à la fois comme un acide et une base.

2. Réaction d'un acide avec l'eau :

\[\rm AH~+~H_2O~ = A^-~+~H_3O^+\]

La constante d'équilibre de cette réaction s'appelle la constante d'acidité et se note $K_a$

\[\displaystyle K_a=\rm \frac{[H_3O^+]\times[A^-]}{[AH]}\]

\[pK_a=-\log(K_a)\]

Remarque : En chimie des solutions aqueuses, la lettre "$p$" signifie "$-\log$"

Un acide ou une base sont dits forts s'ils réagissent totalement avec le solvant (par exemple, $\rm HCl$ est un acide fort, $\rm NH_2^-$ est une base forte).

Ils sont dits faibles s'ils ne réagissent que partiellement avec le solvant (par exemple, $\rm CH_3CO_2H$ est un acide faible, $\rm NH_3$ est une base faible). La force d'un acide ou d'une base se mesure avec le pKa.

3. L'eau : un ampholyte

L'eau est impliquée dans deux couples acide/base :

\[\rm [H_3O^+]/H_2O\text{ et }H_2O/HO^-\]

Autoprotolyse de l'eau :

\[\rm 2H_2O~=~H_3O^+~+~HO^-\]

La constante d'équilibre de cette réaction s'appelle  le produit ionique de l'eau et se note $K_e$ :

\[K_e~=~\rm [H_3O^+]\times[HO^-]~=~10^{-14}\text{ à }25°C.\]

4. Définition du pH d'une solution :

\[\rm pH=-\log([H_3O^+])\text{ avec }[H_3O^+]\text{ en }mol.L^{-1}\]

Une solution est acide (resp. basique) si son $\rm pH < 7$ (resp. $\rm pH > 7$). Lorsque $\rm pH = 7$ la solution est dite neutre.

5. Formule de Henderson :

\[\mathrm{pH} = pK_a+\log\displaystyle \rm \left(\frac{[A^-]}{[AH]}\right)\]

6. Diagramme de prédominance :

Remarque :

Lorsque $pH=pK_a$ alors $\rm [AH]=[A^-]$.

7. Diagramme de distribution :

Il est plus précis que le diagramme de prédominance car il présente l'évolution de la concentration des espèces en solution en fonction du $\rm pH$.

1. Définitions

Un oxydant est susceptible de capter des électrons.
Un réducteur est susceptible de céder des électrons.
Une réduction est un gain d'électron pour un oxydant. L'oxydant se réduit selon la demi équation :

\[\rm \alpha o\mathcal x + ne−= \beta red\]

Une oxydation est une perte d'électrons par un réducteur. Le réducteur s'oxyde.
Une réaction d'oxydoréduction implique deux couples :

\[\rm n_2O\mathcal x_1+n_1Red_2 \leftrightarrows n_1O\mathcal x_2+n_2Red_1\]

Si l'oxydation et la réduction s'effectuent entre atomes du même élément, il y a dismutation.

2. Nombre d'oxydation

Pour les atomes non combinés ou combinés à un ou des atome(s) du même élément : $\rm n.o.=0$
Pour les atomes au sein d'ions monoatomiques : $\rm n.o.=$ charge algébrique de l'ion
Pour les atomes au sein d'une molécule neutre : $\rm \Sigma n.o.=0$ sachant que :
$\rm n.o.(H)=+I$ (sauf pour les hydrures $\rm n.o.(H)=-I)$
$\rm n.o.(O)=-II$ (sauf pour les peroxydes et lorsque $\rm O$ est combiné au fluor $\rm n.o.(H)=-I)$
Pour les atomes au sein d'ions polyatomiques : $\rm \Sigma n.o.=$charge algébrique de l'ion
Exemple : dans $\rm ClO^−, n.o.(Cl)=+I$

Remarques :

• L'oxydation (resp. réduction) d'un élément est accompagnée d'une augmentation (resp. réduction) de son $\rm n.o.$
• Équilibrer une réaction rédox par la méthode des n.o est utile dans les cas compliqués.

3. Formule de Nernst :

$\displaystyle\rm  E=E^0 +\frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{a^\alpha_{o\mathcal x}}{a^\beta_{red}}\right)$ avec $\rm E^0$ le potentiel standard du potentiel redox ; $n$ le nombre d'électrons échangés et $\rm a_{o\mathcal x}$ l'activité de l'oxydant.

4. Piles

La réduction se produit à la cathode. L'oxydation se produit à l'anode.
La force électromotrice de la pile est $\rm E=E_2−E_1$ avec $\rm E_1$ (resp. $\rm E_2$) le potentiel du couple constituant l'anode (resp. la cathode).

1. Définition

Une courbe potentiel-pH représente la valeur du potentiel d'oxydoréduction d'un couple en fonction du $\rm pH$. Ces valeurs peuvent être calculées avec la formule de Nernst.

2. Conventions

Un diagramme potentiel-pH est construit pour une concentration fixée de l'élément étudié, appelée concentration totale.

Pour une frontière séparant les domaines de prédominance de deux espèces dissoutes, les concentrations des deux espèces sont égales sur la frontière.

Pour une frontière séparant une espèce dissoute d'une espèce solide, concentration de l'espèce dissoute = concentration totale et le cristal existe. Dans le domaine de l'espèce dissoute, le solide n'existe pas (condition d'existence).

3. Diagramme potentiel-pH de l'eau

Le couple $\rm H_2/H_2O$ est représenté par une droite de pente -0.06 et d'ordonnée à l'origine $\rm 0.00~V$.

Le couple $\rm H_2O/HO^−$ est représenté par une droite de pente -0.06 et d'ordonnée à l'origine $\rm 1.23~V$.