CHIMIE : ACIDES BASES

CHIMIE : OXYDO-REDUCTION
I)

Dissolution d’un acide dans l’eau :

AH +

H2O =

A-

Ke = [H3O+ ] [HO-] = 10-14 pH = - log [H3O+]

+

+

2+

Exemple : Couples Ag /Ag et Cu /Cu

Echelle des potentiels redox

[H3O+] en mol.L-1

 [H3O+] = 10

Acide fort :

H3O+

LES PILES

–pH

Acide faible :

pH=-log C

pH > - log C
Demi-équations électroniques

Base forte :

Polarité de cette pile : E

Base faible :

pH=14+log C

0
Ag+/Ag

>E

0
Cu2+/Cu



pH < 14 + log C

+

-

Réduction : ( Ag + 1e = Ag )×2

Plaque Ag : Borne (+) ou Cathode

2+

Constante d’acidité
-

Ka =

Diagramme de prédominance de AH/A

+

-

Oxydation : (Cu = Cu + 2 e )×1

Plaque Cu : Borne (-) ou Anode

+

2+

Bilan : 2 Ag + Cu  2 Ag + Cu

[A ]×[H3O ]
[AH]

pKa = log Ka
Ka = 10pKa
DOSAGE REDOX : Exemple:dosage du SO2 dans un vin

II)

½ equations électroniques et Bilan de la reaction du dosage
-

Réaction du Dosage d’un Acide par une base de conc. connue :
-

AH + HO

+

-

( MnO4 + 8 H + 5 e = Mn
2-

-

 A

+

H2O

( SO2 + 2 H2O = SO4
-

2+

+ 4 H2O) × 2

+

-

+ 4H + 2e ) × 5
+

2+

2-

+

Le dosage est une réaction: unique-totale-rapide

2 MnO4 + 5 SO2 + 16 H + 10 H2O  2 Mn + 8 H2O + 5 SO4
Violet
incolore

Relation à l’équivalence :

L’équivalence est repérée par le changement de couleur : Violet  incolore

A l’équivalence, les réactifs ont été mélangés dans les proportions stœchiométriques :

Relation à l’équivalence : A l’équivalence, les réactifs ont été mélangés dans les

nA = nB Eq

n (MnO4- ) n (SO2 )Eq
=
2
5



CA . VA = CB . VB Eq

Conc. molaire en Acide : CA =

CB VBEq
VA

Conc. massique en Acide : CA m = CA × MAcide
2 types de dosage :
pH-métrique : Méthode des tangentes pour trouver VBEq
colorimétrique : virage de l’indicateur coloré pour trouver VBEq

proportions