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Chimie Des Solutions > Examen 3 > Flashcards

Examen 3 Flashcards

(86 cards)

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1
Q

Quand on fait vérification de l’approximation et qu’il y a 2 x

A

On peut montrer la vérification seulement pour la valeur la plus petite, car si c’est négligeable par rapport au plus petit se sera négligeable pour la plus grande valeur

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2
Q

Effet d’ion commun

A

Déplacement d’un équilibre causé par l’addition d’un composé ayant un ion en commun avec une substance dissoute

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3
Q

Solution tampon

A

Solution constituée d’un couple d’espèces conjuguées dans des concentrations relativement égales, 0,1 plus petit que [A-]/[HA] plus petit que 10

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4
Q

Quelle est le pouvoir particulier d’une solution tampon

A

Maintenir son pH constant (stable) malgré l’ajout de petites quantités d’acide ou de base forte.

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5
Q

Équation Henderson-Hasselbach

A
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6
Q

l’équation de Henderson-Hasselbach est valide

A

Cette équation permet de calculer le pH d’une solution contenant acide faible ou base faible et son espèce conjuguée si les concentrations sont élevés (plus grande ou égale à 0,10M), à partir des concentrations initiales.

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7
Q

Si un acide et une base sont présents en même temps dans une solution aqueuse, il y

A

Augmentation momentanée des ions H3O+ et des ions OH-

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8
Q

une solution aqueuse ne peut supporter

A

Que le produit [H3O+][OH-] soit supérieur à 10^-14 selon le Keau. Alors, il y aura une réaction de neutralisation entre l’acide et la base responsables. Cette réaction se passe immédiatement après la mise en solution avant que tout équilibre puisse s’installer. Il s’agit d’une réaction irréversibles.

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9
Q

Condition pour qu’il y ait une réaction de neutralisation

A
  • présence simultanée d’un acide et d’une base dans les espèces réelles
    Et
  • Le produit de KaKb est plus grand que 10^-10

Alors, il y a une neutralisation qui est irréversible

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10
Q

Si acide fort avec base faible ou forte

A

Neutralisation même si pas espèces conjuguée

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11
Q

Si base forte avec acide fort ou base faible

A

Neutralisation même si pas espèce conjuguée

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12
Q

Qu’est-ce qui se passe

A

Plutôt que prendre un H+ de l’eau pour se l’approprier, la base prend un H+ de l’acide car celui-ci est beaucoup plus disponible. Le caractère acide est dont détruit et le caractère basique aussi. les espèces sont donc neutralisées. Selon le critère KaKb plus grand que 10^-10, Kc plus grand que 10^4 de la neutralisation. La réaction est complète à 99%, ce qui en fait une réaction irréversible.

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13
Q

Le tableau de neutralisation peut être en

A

Mol ou en mol/L

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14
Q

Le tableau d’équilibre peut être en

A

Mol/L seulement

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15
Q

Après neutralisation

A
  • Écrire les espèces restantes
  • Ne pas oublier les espèces réelles qui n’ont pas réagi
  • Se reposer la question: Y a-t-il une réaction de neutralisation
  • Quand il n’y a plus de réaction de neutralisation, on peut choisir l’équilibre prédominant et le résoudre si telle est la question.
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16
Q

Y a-t-il neutralisation quand c’est un couple d’espèces conjugugées

A

Non, car malgré la présence d’un acide et d’une base le produit de leur Ka et Kc donne 10^-14 ce qui n’est pas supérieur à 10^-10. (Oui ce sera toujours le cas pour les couples conjugués. Ceux-ci ne se neutralisent pas ensemble, car le produit de Ka et Kc sera toujours 10^-14 soit inférieur à 10^-10)

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17
Q

Si on a un acide fort et une base forte en même temps comment on peut résoudre ?

A

Elles vont se neutraliser jusqu’à ce qu’un d’eux soit épuisé (le réactif limitant)

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18
Q

Les espèces restants deviennent les

A

Espèces initiales pour faire Henderson-Hasselbach quand on a une neutralisation

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19
Q

Faut-il faire une banque même si on utilise Henderson-Hasselbach ?

A

OUI

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20
Q

Expliquez dans nos mots l’exercice une solution tampon avec pH initial de 9,22 augmente à 9,25 après l’ajout d’une base forte et après on montre juste le pH 12 de la solution tampon quand on ajout la base forte

A

Sans présence du couple d’espèces conjuguées, le pH montre de 7 (eau pure) à 12, alors que l’ajout de la même quantité de NaOH dans une solution du couple d’espèces conjuguées monte le pH de 9,22 à 9,25 (le tampon)

La présence du couple d’espèces conjuguées permet de neutraliser une petite quantité de la base forte ajoutée. Après, les deux espèces conjuguées rétablissent leur équilibre et le pH ne s’en trouve que très peu modifié. C’est le pouvoir tampon des solutions d’espèces conjuguées.

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21
Q

Réaction de neutralisation est-ce qu’on dit expliquer quand il n’y a pas de neutralisation

A

Pas obliger d’expliquer

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22
Q

Si on a la [ ] du sel par exemple Na3PO4 alors

A

La [Na+] va être 3 fois plus grande que celle du sel.

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23
Q

Est-ce que pour Henderson Hasselbach on utilise toujours PKa

A

Oui même si l’équilibre est basique

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24
Q

Une démarche complète avec Henderson-Hasselbach inclut

A

Une vérification des critères

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25
Une solution tampon est caractérisée par
pH et sa capacité
26
Le pH d’une solution tampon dépend
Du rapport entre [A-] et [HA] (influence l’équilibre prédominant selon l’effet d’ions communs et la seule variable dans l’équation d’Henderson-Hasselbach) [A-]/[HA]
27
La capacité d’une solution tampon dépend
De la quantité de HA et A- (quantité qui neutralise base forte ou l’acide fort ajouté) 0,200/0,200 ou 2,00/2,00; ils ont le même pH, mais le 2,00 à une meilleure capacité
28
Définition de capacité
Nombre de moles d’ions H3O+ (ou OH-) que peut absorber 1,0 L de solution tampon sans que le pH varie de plus de 1,0 unité de pH.
29
Comment varierait le pH d’une solution tampon si celle-ci est diluée
pH ne varie pas puisque le ratio entre la base et l’acide est le même que quand il n’était pas dilué
30
Comment varierait la capacité d’une solution tampon si celle-ci est diluée ?
Si la solution est 10 fois plus diluée la capacité sera 10 fois moins grande (c’est proportionnel)
31
Solution titrante
Celle dans la burette
32
Solution à titrer
Dans le erlenmeyer
33
Au point équivalent,
Autant de moles acides (H3O+) ont réagi avec les moles basique (OH-)
34
L’hydroxyde de sodium (NaOH) est
Un solide ionique souvent utilisé en laboratoire pour son caractère basique. Toutefois, il est difficile de connaître avec exactitude sa pureté. Ainsi, il est fréquent de faire un titrage acido-basique afin de déterminer sa concentration. Pour y arriver, on utilise un acide comme l’hydrogénophtalate de potassium (KHP) dont la formule moléculaire est KHC8H4O4. La réaction de neutralisation est celle-ci
35
La particularité du titrage est qu’au point équivalent,
Toutes les moles acides ont réagi avec les moles basiques
36
Décrire la courbe
1. Au début du titrage, il y a seulement l’acide à titrer. Le pH est très bas. 2. Au fur et à mesure qu’on ajout NaOH, la réaction de neutralisation a lieu et le pH augmente très lentement, car les produits de la neutralisation sont des ions spectateurs qui ne s’ionisent pas dans l’eau. Ils n’ont pas de caractère acide ou basique. 3. Près du point équivalent, le pH monte en flèche. 4. Au point équivalent: tout l’acide a été neutralisé par la base, l’équilibre prédominant est celui de l’eau (au point équivalent le pH de la solution titrée est neutre, c’est un moment où il y avait de l’acide et on a ajouté autant de base donc ils se sont complètement neutraliser jusqu’à 0. 5. Après le point équivalent, on ne fait qu’ajouter du NaOH (base forte) à de l’eau (Na+, Cl-). Le pH est alors très élevé (basique). Le graphique inverse existe aussi à voir
37
Est-ce que le pH au point équivalent est toujours 7
Non pas toujours 7, juste si acide fort et base forte
38
Décrire graphique
1. Au début du titrage, il y a seulement CH3COOH. Le pH est acide. 2. Au fur et à mesure qu’on ajout NaOH, les ions oH- sont neutralisés. Les espèces restantes sont: CH3COOH, CH3COO-, Na+, H2O. L’équilibre prédominant de CH3COOH est responsable du pH acide. Zone tampon 3. Point équivalent: tous les OH- ont réagi avec tous les CH3COOH. Les espèces restantes sont: Na+, CH3COO-, H2O. L’équilibre prédominant de CH3COO- est responsable du pH basique. 4. Après le point équivalent on ajoute des OH- à une solution déjà basique (CH3COO_). Elle est donc basique.
39
Décrire graphique
1. Au début du titrage, il y a seulement CH3COOH. Le pH est acide. 2. Au fur et à mesure qu’on ajout NaOH, les ions oH- sont neutralisés. Les espèces restantes sont: CH3COOH, CH3COO-, Na+, H2O. L’équilibre prédominant de CH3COOH est responsable du pH acide. Zone tampon 3. Point équivalent: tous les OH- réagi avec tous les CH3COOH. Les espèces restantes sont : Na+, CH3COO-, H2O. L’équilibre prédominant de CH3COO- est responsable du pH basique. 4. Après le point équivalent, on ajoute des OH- à une solution déjà basique (CH3COO-). Elle est donc basique. Au point équivalent le pH basique est dû à la base faible de l’acide faible générer lors de la neutralisation.
40
Quand on a une titrage on s’attend à
Une neutralisation.
41
Décrire le graphique
1. Au début du titrage, les espèces réelles sont : NH3, H2O. L’équilibre prédominant du NH3 est responsable du pH basique. 2. Au fur et à mesure qu’on ajoute HCL, la neutralisation a lieu. Les espèces restantes sont : NH3, NH4+, CL-, H2O. L’équilibre prédominant de NH3 est responsable du pH. Zone tampon. 3. Point équivalent: tous les H3O+ ont neutralisé tous les NH3. Les espèces restantes sont NH4+, CL-, H2O. L’équilibre prédominant de NH4+ est responsable du pH acide. 4. On ajoute HCL (H3O+) à une solution déjà acide par NH4+ acide.
42
Au cours du titrage le volume dan le erlenmeyer
Augmente
43
Indicateur
Un acide ou une base organique faible dont la couleur varie selon sa forme ionisée ou non ionisée. Le rapport de concentration des deux formes déterminer la couleur.
44
L’oxydation est la réduction forme un couple
Inséparable
44
État d’oxydation
L’état d’oxydation est le nombre de charges qu’aurait un atome dans une molécule (ou dans un composé ionique) si les électrons étaient complètement transférés dans la direction indiquée par la différence d’électronégativité (tirer les électrons vers soi) entre les deux atomes impliqués.
44
Réduction
Demi-réaction qui représente le gain d’électrons dans une réaction d’oxydoréduction.
45
Il n’y a jamais d’oxydation
sans une réduction
46
Oxydation
Demi-réaction qui représente la perte d’électrons dans une réaction d’oxydoréduction. (Réaction chimique).
47
Différence entre composé moléculaire et composé ionique
🔷 Composé ionique : Définition : Formé par le transfert d’électrons entre un métal (qui donne des électrons) et un non-métal (qui les reçoit). Type de liaison: liaison ionique 🔷 Composé moléculaire : Définition : Formé par le partage d’électrons entre deux ou plusieurs non-métaux. Type de liaison : Liaison covalente
48
L’état d’oxydation s’appelle aussi
Nombre d’oxydation et degré d’oxydation.
49
Éléments (corps simples)
Corps simples (molécule, métal qui sont composées du même élément) = 0 ex Na, O2
50
Alcalin
+1
51
Alcalino-terreux
+2
52
Ion atomique
Charge indiquée ex CL- (-1)
53
Hydrogène
A) dans un composé généralement +1 B) sauf dans les hydrure (un métal moins électronégatif que lui) mettre oxydation des autres atomes avant
54
Oxygène
A) dans un composé généralement -2 B) sauf dans les peroxydes -1 (ils sont avec des atomes pour lequel ils n’ont pas plusieurs états d’oxydations+ alcalin, alcalino-terreux ou hydrogène). Mettre l’oxydation de l’alcalin, l’alcalino-terreux ou de H avant celui du O
55
Somme des états d’oxydations
Charge totale ex: HSO4- somme= -1
56
Distinguer les deux demi-réactions d’une réaction d’oxydoréduction
1. Attribuer les états d’oxydation à chaque atome 2. Repérer celui dont l’état d’oxydation diminue, celui-ci à gagné des électrons. Il a été réduit. 3. Repérer celui dont l’état d’oxydation augmente, celui-ci a perdu des électrons. Il a été oxydé 4. Décortiquer les deux demi-réactions en écrivant le nombre d’électrons échangés pour chacune.
57
Halogènes
A) dans un composé généralement -1 B) sauf dans les anions polyatomiques (pas à connaître par cœur parce que leur charge est donnée ou on peut connaître état d’oxydation des atomes à côtés) oxygénés calculer
58
En libérant des électrons
C’est un réducteur
58
En captant des électrons
C’est l’oxydant
59
Étape pour balancer une équation d’oxydoréduction
1. Attribuer les états d’oxydation à chaque atome afin de repérer les atomes qui changent d’état d’oxydation 2. Écrire et identifier les deux demi-réactions, soit l’oxydation et la réduction 3. Équilibrer les atomes impliqués (ceux qui subissent une oxydation ou une réduction 4. Déterminer le nombre d’électrons gagnés par l’oxydation d’une part et le nombre d’électrons perdus par le réducteur d’autre part. Considérer: 1. Le changement d’état d’oxydation et 2. Nb d’atomes impliqués 5. Équilibrer les autres atomes (ou groupements) qui ne subissent pas l’oxydation ou la réduction (autres que H et O). 6. Équilibrer les charges totales : en milieu acide, ajouter des H3O+ et en milieu basique, ajouter des OH- (pas nécessairement zéro de chaque côté) 7. Équilibrer les atomes H et O en ajoutant des H2O 8. Multiplier chaque demi-réaction par un facteur approprié afin d’égaliser le nombre d’électrons qui ont été gagnés et ceux qui ont été perdus. 9. Faire la somme algébrique des deux demi-réactions 10. Vérifier si l’équation est bien équilibrée.
60
Il est possible de titrer un oxydant par
Un réducteur (ou l’inverse) en ajoutant goutte à goutte une solution titrante à une solution à titrer. Le point d’équivalence sera atteint lorsque tout l’oxydant aura réagi avec le réducteur ajouté.
61
Les titrages Redox
Au point équivalent: espèce réduite et espèce oxydant sont complètement consommée
61
Certains points d’équivalence peuvent être détectés simplement
Par la couleur des formes oxydées et réduites des espèces impliquées (indicateur interne). Il n’est alors pas nécessaire d’ajouter un indicateur. Dans d’autres cas, un indicateur redox peut être ajouté. L’indicateur est une molécule qui peut être oxydée ou réduite. Sa couleur dépend de la forme prédominante présente.
62
Les calculs des concentrations ou des volumes lors d’un titrage d’oxydoréduction se font par analyse dimensionnelle en une seule ligne. Pour le faire correctement, il est toutefois primordial
De bien balancer l’équation d’oxydoréduction sans quoi les rapports des moles ne seront pas exacts.
63
Pile galvanique
Cellule électrochimique (circuit fermé) dans laquelle il y a production d’électricité par réaction d’oxydoréduction spontanée.
64
Anode
Électrode où se produit l’oxydation (voyelle A avec voyelle O)
65
Cathode
Électrode où se produit la réduction (C consonne te R consonne)
66
L’anode et la cathode et leur réaction respective sont
Propre à la pile galvanique
67
On pourrait demander quelle réaction se produit à la cathode ou à l’anode
OUI
68
La masse de l’anode est
Plus grande que sa masse après (car elle perd des électrons
69
La masse de la cathode avant
Est plus petite que la masse après
70
Expliquer ce dessin
71
Force électromotrice (f.é.m.)
Différence de potentiel mesurée à très faible courant
72
Diagramme de cellule (on ne sera pas trop appeler à le faire)
Représentation d’une cellule galvanique par un diagramme conventionnel
73
Potentiel d’électrode standard (E petit o)
Potentiel associé à une réaction de réduction à une électrode, tous les autres solutés (1 mol/L) et les gaz (101,3 kPa)
74
F.é.m. Standard (E petit o de la pile)
Différence entre les potentiels standard de réduction à la cathode et à l’anode
75
Formule de la f.é.m. Standard
76
La spontanéité d’une réaction d’oxydoréduction
Une réaction est spontanée si la fém (E petit o pile) standard est positive
77
Les valeurs de E petit o s’appliquent aux demi-réactions comme si elles
Procédaient en sens direct
78
Plus une valeur de E petit o est grande pour une substance donnée,
Plus grande est sa tendance à être réduite.
79
Les réactions de demi-pile sont
Réversibles
80
Dans les conditions standards, toute espèce à la gauche d’une demi-réaction réagira spontanément avec une
Une espèce située plus bas du côté droit d’une autre demi-réaction (parce que la somme des E petit o est positive) (règle de la diagonale)
81
Le fait de changer les coefficients stoechiométriques d’une demi-réaction
NE MODIFIE PAS sa valeur de E petit o parce que le potentiel d’électrode est une propriété intensive. (C’est-à-dire non proportionnelle) Extensive = c’est proportionnelle
82
Lorsqu’on considère la réaction inverse
La signe de E petit o change,

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