1.1. Définition
Le pH d'une solution et sa concentration en ions oxonium [H3O+] sont liés par :
\( \boldsymbol{\mathsf{pH} = -\log\left(\tfrac{[\mathsf{H_3O^+}]}{\mathsf{c°}}\right)} \)
Réciproquement :
\( \boldsymbol{\mathsf{{[{H_3O^+}]} = c°\textsf{x}\ 10^{-pH}}} \)
\( \displaystyle\mathsf {{[H_3O^+]}\ en\ mole\ par\ litre\ (mol.L^{-1})}\)
\( \displaystyle\mathsf {{c°}=\ 1\ mol.L^{-1}}\)
\( \displaystyle\mathsf {pH\ sans\ unité}\)
EXERCICE : Une solution d'acide chlohydrique a un pH = 2.
1. Quelle est la concentration [H3O+] dans cette solution ?
2. On dilue 10 fois la solution. Que devient [H3O+] ?
3. Quel est le pH de la nouvelle solution ?
doc 1 : Exemple
1. Mesurer le pH de la solution.
2. Calculer [H3O+].
1.2. Mesurer un pH
Le pH se mesure de diverses manières, chacune avec sa précision :
👉 Le pH-mètre (précis à ± 0,1 ou ± 0,2) ;
👉 Le papier-pH (précis à ± 0,5) ;
👉 L'indicateur coloré (précis à ±1).
Résolution et précision du pH-mètre
Une résolution de 0,01 signifie que l'écran affiche 2 chiffres après la virgule : 2.35
Nous pourrions lire sur le même appareil : précision 0,1 pH. Il s'agit de l'incertitude de mesure. C'est l'écart maximal entre valeur mesurée et valeur réelle.
Ex. : Le résultat de 2,35 sera donné par pH = 2,4 ± 0,1 pH
doc 2 : trois mesures au papier-pH
2.1. Absorbance
Une solution absorbe certaines radiations et en laisse passer d'autres. Les radiations qui ne sont pas absorbées donnent sa couleur à la solution. Cette couleur dépend de la concentration.
L'absorbance Aλ mesure la capacité d'une solution à absorber la lumière à une longueur d'onde donnée.
Cette grandeur n'a pas d'unité.
Si Aλ = 0 → 100 % transmis.
Si Aλ = 1 → 10 % transmis.
Si Aλ = 2 → 1 % transmis.
Si Aλ = 3 → 0,1 % transmis.
2.2. Spectre d'absorption
Un spectre d'absorption est une courbe. Elle représente la variation de l'absorbance en fonction de la longueur d'onde.
Aλ = f(λ)
Lien entre la couleur de la solution et son spectre.
Exemple du bleu de méthylène.
En lumière blanche, avec toutes les radiations du spectre visible, la solution est bleue.
Le spectre nous dit que les radiations des zones rouge et orangé sont absorbées par cette solution. Nous voyons ce qui n'a pas été absorbé.
Exemple du bêta-carotène.
En lumière blanche, avec toutes les radiations du spectre visible, la solution est orangée.
Le spectre nous dit que les radiations des zones allant du violet au vert sont absorbées. Nous voyons la "somme" des radiations du jaune au rouge.
Dosage par étalonnage.
Exercice : Déterminer une concentration à partir d'une courbe d'étalonnage.
La courbe ci-contre donne les mesures d'absorbances d'une solution de diiode pour diverses concentrations, pour une longueur d'onde fixe (λ = 475 nm).
On réalise la spectrophotométrie UV-visible dans les mêmes conditions, pour une solution de diiode de concentration inconnue.
Le spectrophotomètre donne une absorbance A = 1,4 pour λ = 475 nm.
Trouver la concentration de la solution étudiée.
2.3. Loi de Beer-Lambert
La droite d'étalonnage de l'exercice précédent est une représentation de la loi de Beer-Lambert :
L'absorbance Aλ d'une solution, contenant un soluté absorbant la longueur d'onde λ, est proportionnelle à la concentration c de ce soluté et à la longueur \( \displaystyle\mathsfit{\ell} \) de solution traversée.
La lettre ε (epsilon) est le coefficient d'extinction molaire. ε dépend de λ et de l'espèce colorée.
\( \displaystyle\mathsfit{A_\lambda =\ {\epsilon} \times {\ell} \times {c}} \)
\( {\displaystyle\mathsfit{A_\lambda}\ \mathsf {sans\ unité}} \)
\( {\displaystyle\mathsfit{\epsilon}\ \mathsf{(L.mol^{-1}.cm^{-1})}} \)
\( {\displaystyle\mathsfit{\ell}\ \mathsf{(cm)}} \)
\( {\displaystyle\mathsfit{c}\ \mathsf{(mol.L^{-1})}} \)
Exercice : La loi de Beer-Lambert peut s'écrire \( \displaystyle\mathsfit{A =\ {k} \times {c}} \) (avec \( \displaystyle\mathsf{k =\ {\epsilon} \times {\ell}} \))
La courbe de l'exercice précédent a été réalisée avec des cuves de spectrophotomètre UV-visible de largeur \( {\displaystyle\mathsfit{\ell}\ =\ \mathsf{1,0\ cm}} \).
Q. Trouver ε de la solution étudiée.
3.1. Conductance
Qu'est-ce que la conductance ? La réponse est dans la question :
La conductance G est l'inverse de la résistance.
\( \displaystyle\mathsf{\mathsfit {G} =\ \frac{1}{\mathsfit {R}} =\ \frac{\mathsfit {i}}{\mathsfit {u}}}\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {G}\ \mathsf {en\ siemens\ (S)}}\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {i}\ \mathsf {en\ ampères\ (A)}}\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {u}\ \mathsf {en\ volts\ (V)}}\)
La conductance n'est pas une caractéristique de la solution étudiée. La conductance dépend de l'appareil de mesure (proportionnelle à l’aire S des électrodes, inversement proportionnelle à la distance ℓ qui les sépare) doc 4.
doc 4 : conductance (mesure de u et i)
U ~ pour éviter des réactions parasites
3.2. Conductivité
La conductivité σ dépend uniquement des caractéristiques de la solution :
La conductivité σ est définie par :
\( \displaystyle\mathsfit {σ =\ G\ \frac{ℓ}{S} }\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {G}\ \mathsf {en\ siemens\ (S)}}\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {ℓ}\ \mathsf {en\ mètres\ (m)}}\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {S}\ \mathsf {en\ mètres\ carrés\ (m²)}}\)
\( \displaystyle\mathsf {\mathsfit {σ}\ \mathsf {en\ siemens\ par\ mètre\ (S.m⁻¹)}}\)
Application : La cellule d'un conductimètre mesure la conductance d’une solution.
👉 Distance entre les électrodes ℓ = 1,0 cm
👉 Surface de chaque électrode S = 2,0 cm²
👉 Conductance mesurée G = 2,5×10⁻³ S
Q. Quelle conductivité σ sera affichée ?
3.3. Loi de Kohlrausch
👉 La nature des ions joue un rôle → σ est liée à la conductivité molaire ionique λi (en S· m²· mol−1) de chacun.
👉 La quantité des ions joue un rôle → σ est liée à la concentration [Xi] (en mol· m−3) ⚠️ de chacun.
La conductivité σ est aussi définie par :
\( \displaystyle\mathsf {\sigma = \sum_{i} \lambda_i\ [X_i]}\)
\( \displaystyle\mathsf {[X_i]\ en\ mole\ \textcolor{red}{par\ mètre\ cube}\ (mol.\textcolor{red}{m⁻³})}\) ⚠️
\( \displaystyle\mathsf {{λ}\ en\ siemens\ mètre\ carré\ par\ mole\ (S.m².mol⁻¹)}\)
\( \displaystyle\mathsf {{σ}\ en\ siemens\ par\ mètre\ (S.m⁻¹)}\)
Application : Soit une solution S de NaCl.
👉 Concentration de S c = 1,0 × 10⁻² mol· L⁻¹
👉 λNa⁺ = 5,0 × 10⁻³ S· m²· mol⁻¹
👉 λCℓ⁻ = 7,6 × 10⁻³ S· m²· mol⁻¹
Q. Calculer la conductivité σ de la solution.
Mesurer une conductance et tracer une courbe d’étalonnage pour déterminer une concentration
Exercice : Déterminer une concentration à partir d'une courbe d'étalonnage.
La courbe ci-contre donne les mesures de conductances d'une solution de chlorure de sodium pour 5 concentrations connues.
On réalise la même mesure, dans les mêmes conditions, pour une solution de chlorure de sodium de concentration inconnue.
Le conductimètre donne une conductance G = 1,35 mS.
Trouver la concentration de la solution étudiée.
La spectroscopie infrarouge (IR) permet d'identifier la famille fonctionnelle d'une molécule.
Elle ne permet pas d'identifier la structure complète de la molécule, seulement ses groupes caractéristiques.
Chaque liaison chimique vibre à une fréquence qui lui est propre. Lorsque la fréquence de l'infrarouge correspond à celle de la liaison, son énergie est absorbée.
Le spectre est la représentation de la transmittance \( \displaystyle\mathsf{\mathsfit {T} = \frac{\mathsfit {I}}{\mathsfit {I_0}}}\) (en %) en fonction du nombre d'onde \( \displaystyle\mathsf{\mathsfit {σ} = \frac{\mathsfit {1}}{\mathsfit {λ}}}\), en cm-1).
Spectre IR n°1
Spectre IR n°2
Interprétation. Spectre 1 : acide carboxylique. Le 2 : cétone.
Aux examens, les valeurs de la table du doc 5 vous seront données. 😊
⚠️ Le même symbole σ est utilisé pour deux grandeurs différentes dans ce même chapitre ! Soyons vigilant 😬 😎 😄
doc 5 : Table IR
| liaison | σ (cm-1) | largeur | intensité |
| C-C |
|
faible | |
| C-H | 2850 3000 |
variable | moyen+ |
| C-H | 1260 1380 |
fines | fortes |
O-H alcool |
3200 3600 |
large | forte |
O-H carboxyle |
2500 3500 |
large | moyen+ |
C=O carboxyle |
1660 1740 |
fine | forte |
C=O aldéhyde |
1650 1740 |
fine | forte |
C=O cétone |
1700 1730 |
fine | forte |
