Solution 1 de volume VA mesurée avec une pipette graduée ou jaugée et de concentration CA inconnue.
Solution 2 dont on mesure le volume VB pour arriver à l’équivalence, de concentration CB connue, avec nB=CBVB.
L’espèce A dont on détermine n puis C est le réactif titré et l’espèce B introduit en quantité connue est le réactif titrant.
Pré-équivalence : réactif titrant = réactif limitant
Equivalence : réactifs dans les proportions stoechiométriques
Post-équivalence : réactif titré = réactif limitant

n (réactif limitant) = (C(solution titrante)xVE).
Si l’équation de réaction est aA+bB -> … alors nA=anB/b
Concentration molaire de A : CA=nA /VA.
Demi-équation d’un couple redox : ox + n(e-) = red
Ex : I2/I- : I2+2(e-) = 2I-
Fe3+/Fe2+ : Fe3+ + (e-) = Fe3+
MnO4-/Mn2+ : MnO4- +8H+ +5(e-) = Mn2+ + 4H2O
O2/H2O2 : O2 + 2H+ + 2e- = H2O2

On note absorbance A(λ) la proportion de lumière absorbée. Si A=0, aucune radiation n’est absorbée, si A tend vers ∞, la radiation est totalement absorbée.
L’absorbance d’une solution dépend de la nature de l’espèce chimique dissoute, de la nature du solvant, de la radiation incidente, de l’épaisseur de solution traversée et de la concentration de la solution.
Loi de Beer-Lambert : A(lambda) = E(lambda)*l*c pour une solution pas trop concentrée.
E(lambda) le coeff d’extinction en cm-1.mol-1.L ; l l’épaisseur de la solution traversée en cm et c la concentration en mol.L-1.
Or E*l est une constante donc A(lambda)=kc avec k=E*l.

On a A en fonction de c (c en abscisse), une droite passant par l’origine.
On trace A = f(c) : on trace une droite d’étalonnage.

C1 C2 C3 … C ?
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Spectrophotomètre
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A1 A2 A3 … A

On détermine t1/2 à partir du tableau d’avancement ou à partir de x=f(t), puis on retrouve t1/2 graphiquement.

Interprétation microscopique :
Dans une solution, les espèces chimiques sont en mouvement et des chocs se produisent. Ces chocs peuvent donner naissance à