Examen final: Jeudi 20 décembre 2001, 9:30- 12:30, au P-310. Choisissez la meilleure réponse: La...

Examen final: Jeudi 20 décembre 2001, 9:30-12:30, au P-310.

Choisissez la meilleure réponse:

La moyenne et l’écart-type sur 3 réplicats d’un même échantillon permettent d’évaluer:

1. L’exactitude

2. La précision

3. La validité de la méthode analytique

4. Toutes ces réponses (1,2,3)

5. Aucune de ces réponses

Précision et exactitudePrécision et exactitude Précision: répartition des valeurs autour de la

moyenne. Plus ces points sont groupés, meilleure est la précision.

Exactitude: décrit comment la moyenne se situe par rapport à la valeur réelle (ex. pH tampon de 7.02).

ni exact, ni précis

6.55±0.34

exact, pas précis

6.99±0.22

exact et précis

7.04±0.03

précis, pas exact

7.14±0.04

Matériaux de référenceMatériaux de référence

Matériaux analysés par plusieurs laboratoires utilisant différentes techniques analytiques et dont la valeur réelle est certifiée.

Permet de valider notre technique analytique et confirme la validité des résultats obtenus.

Constante d’équilibreConstante d’équilibre

23

22

23 1002.6

HNNH K

)(3)(2)(2 NH2H3N ggg Transformation d’azote et d’hydrogène en

ammoniac à 500°C

Eau de javel

Lait de magnésie

Comprimés d’anti-acide

Eau de mer

Bicarbonate de soude

Eau pure

Lait

Pluie naturelle

Bière

Café

Vinaigre

Jus de citron

Acide à batterie

pHpH

H+ dans une bière à pH 4.5 ?

pH = -log[H+], -pH = log[H+]

log[H+] = -4.5

[H+] = antilog (-4.5) = 10-4.5

[H+] = 3.16 x 10-5 mol /L

14.00 OH H pp

H log- H p

pH pOH

14 0

13 1

12 2

11 3

10 4

9 5

8 6

7 7

6 8

5 9

4 10

3 11

2 12

1 13

0 14

Calcul des concentrations de HCalcul des concentrations de H++

4--

107.2 HF

FH

aK

Pour les acides faibles on doit utiliser la valeur de Ka

Concentration initiale de HF 0.50 mol / L :

x x -x 0.50 x x x

0 0 0.50

H F OH HF -

2

final réactioninitial

Peu importe la complexité d’une solution, quand [A-] = [HA], pH = pKa

Variation de pH de 1 unité pour chaque facteur 10 entre [A-] et [HA]

BH

Blog p pH aK

Équation d’Henderson-HasselbalchÉquation d’Henderson-Hasselbalch

HAAlog p pH

aK

[A-] / [HA] pH

100:1 pKa+2

10:1 pKa+1

1:1 pKa

1:10 pKa-1

1:100 pKa-2

Le pH d’une solution tamponLe pH d’une solution tampon

Ex: 0.2 M CH3CO2H et 0.3 M CH3CO2-

4.94 0.176 4.76 log(1.5) 76.4 pH0.2

3.0log p HAAlog p pH

aa KK

0.0

2.0

4.0

6.0

8.0

10.0

12.0

14.0

0.0 50.0 100.0 150.0 200.0

Volume de NaOH 0.1 M ajouté (mL)

pH (5

0 m

L de

CH

3CO

2H

0.2

M)

Titrage d’un acide faible avec une base forteTitrage d’un acide faible avec une base forte

Pour un acide faible, le pH

au point équivalent est

toujours plus grand que 7,

car lorsque tout l’acide est

neutralisé reste du CH3CO2

-, qui est une base,

donc le pH>7

pKa est à ½*Veq

NaOH COCH NaOH HCOCH 2

-

2323

Point équivalent

pH milieu-pKa

Veq½*Veq

0.0

2.0

4.0

6.0

8.0

10.0

12.0

14.0

0.0 50.0 100.0 150.0 200.0

Volume de NaOH 0.1 M ajouté (mL)

pH (5

0 mL d

e HCl

0.2 M

)Point équivalentPoint équivalent

La zone tampon correspond à la zone où il y a le mélange HA et A-

A-

HA+A-

HA

A H HA

Zone tampon

Équilibres Ioniques / SolubilitéÉquilibres Ioniques / Solubilité

solutionEn -Aqueux

-(aq)(aq)

Équilibre

Précipité Solide

(s) BA AB

Équilibre chimique entre un solide et ses ions en solution:

Lorsqu’il y a un solide dans une solution, un équilibre s’établit entre la dissolution du solide vers la solution et la précipitation des ions en solutions sous une forme solide.

SolubilitéSolubilité

La solubilité de AgCl à 25°C est de 1.26·10-5 M, quel est son Kps?

À saturation, il y aura 1.26·10-5 M de Ag+ et 1.26·10-5 M de Cl-, donc:

101.59 1026.11026.1

ClAg

10-55

(aq)(aq)

ps

ps

ps

K

xxK

K

CH4 H = +1

4*H = +4

C = -4

O2 0

CO2 O = -2

2*O= -4

C = +4

Nombre / État d’oxydationNombre / État d’oxydation

O2HCO2OCH 2224

Forme élémentaire 0

Oxygène -2

Hydrogène +1

Halogènes (Cl, Br, F,…) -1

H2O H = +1

2*H = +2

O = -2

Équation de NernstÉquation de Nernst Le potentiel d’une solution contenants des espèces

oxydantes ou réductrices est fonction de:• La concentration des espèces

• Le potentiel d’oxydoréduction de l’espèce selon l’équation de Nernst:

• E°’: potentiel d’oxydoréduction de l’espèce

• n : nombre d’électron(s) échangé(s)

• Attention au signe (- pour Red/Ox; + pour Ox/red)

• Attention aux unités (V ou mV)

Ox

Redlog

n

0.05916EΔE

'0

RedneOx

Réduction:

Oxydation:

Pour faire une équation totale balancée on doit multiplier par 2

l’équation de réduction (Fe3+/ Fe2+) puisque le cuivre donne 2 e-. .

Par contre on ne multiplie pas le potentiel, celui-ci correspond au

potentiel par coulomb, et ne dépend pas du total.

Une réaction positive, donc favorable.

Réaction de FeRéaction de Fe3+3+/Cu/Cu2+2+ 0.77E FeFe 23 e

-0.34E 2CuCu 2)( es

0.43E Cu Fe2Cu2Fe

-0.34E 2CuCu

0.77E Fe222Fe

22)(

3

2)(

23

s

s e

e

Loi de Beer-LambertLoi de Beer-Lambert

Absorbance est reliée à la concentration selon la loi de Beer-Lambert:

• A = Absorbance (unités arbitraires)

= Absorptivité molaire (M-1 cm-1)

• L = Trajet optique (cm)

• c = concentration de l’analyte (M)

cLA