Hydroxyde d'aluminium

Réaction Etat initial (mol) Etat intermédiaire (mol) Etat final (mol) xmax = 4.10-3 NH4+ 5.10-3 5.10-3– x 1.10-3 +  NH3 OH4.10-3 0 -3 4.10 – x x 0 4.10-3 + H2 O 0 (excès) x (excès) 4.10-3 (excès) Le réactif limitant est donc l’ion hydroxyde OH8- ions présents : NH4+ ; Na+ et ClnNH + 1.10 −3 ⎡ ⎤ 4 NH + ⎥ = = = 8, 3.10 −3 mol.L−1 4 ⎢ ⎣ ⎦ Vmélange 120.10 −3 ⎡Na + ⎤.V ⎢ ⎥ B nNa + CB .VB 0,2 * 100.10 −3 ⎡ +⎤ ⎦ Na ⎥ = = ⎣ = = = 0,16 mol.L−1 ⎢ −3 ⎣ ⎦ Vmélange Vmélange Vmélange 120.10 ⎡ Cl−

en solution aqueuse. En réalité, les protons H+ libres ne sont pas présents en solution, mais se lient des molécules d'eau pour former des ions oxonium H3O+. Une base est une substance capable de capter un ou plusieurs protons H+ et libérer l'ion hydroxyde, OH- Théorie acido-basique de Brønsted-Lowry On appelle acide au sens de Brønsted toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons H+. Par exemple, l'acide acétique ou éthanoïque de formule chimique CH3CO2H est capable de céder

Sur l’étiquette du flacon, on peut lire : - Hydroxyde de calcium : Ca(OH)2 - M = 74 g.mol-1. 1) Rappeler les formules des ions hydroxyde et calcium. Les formules des ions hydroxyde et calcium sont respectivement OH- et Ca2+. 2) Ecrire l’équation de la réaction de dissolution de l’hydroxyde de calcium dans l’eau. Ca(OH)2(s) → Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) 3) On désire préparer un volume V = 100mL d’une solution de concentration molaire en hydroxyde de calcium apporté c = 0,020 mol.L-1. Quelle masse

L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau suivant le bilan : H2O + H2O = H3O+ + HOCette réaction est très peu avancée ([H3O+] est très faible). On remarquera que: [H3O+]=[HO-]. Dans l'eau pure, il y a donc autant d'ions hydroxyde que d'ions oxonium à 10-7 mol.L-1. 1L d'eau pure pèse 1000 g; il y a donc presque 55,5 mol (1000 / 18) de molécules d'eau par Litre. 3) Produit ionique de l'eau : Définition : Le produit ionique de l'eau est la constante d'équilibre associée

Quel ion est responsable de l’acidité ? 1 Qu’est ce que le pH d’une solution ? • Une solution NEUTRE contient AUTANT d’ions hydrogène H+ que d’ions hydroxyde HO- • Une solution ACIDE contient PLUS d’ions hydrogène H+ que d’ions hydroxyde HO- • Une solution BASIQUE contient MOINS d’ions hydrogène H+ que d’ions hydroxyde HO- 2 Comment mesurer le pH de solutions aqueuses ? 1 Méthodes donnant un ordre de grandeur du pH Comment utiliser le papier indicateur de pH ?

Calcul de pH I- Monoacides forts 1. Equation de réaction entre l’acide fort et l’eau Réaction totale car acide fort. Exemple : HCl + H2O -> H3O+ + Cl- 2. Solution obtenue à l’issue de cette réaction Tableau d’avancement. Exemple : il reste 0 mol HCl car c’est le réactif en défaut, il y a donc c mol d’H3O+ et c mol de Cl- 3. Bilan des couples acidobasiques présents dans la solution Diagramme des Pka, avec les 2 couples de l’eau. Détermination RP (ici : H3O+ + H2O = H3O+ + H2O)

Etat d'équilibre d'un système chimique I ) Quotient de réaction Qr : 1) Définition : réaction d'équation : aA(aq) + bB(aq) = cC(aq) + dD(aq) le quotient de la réaction Qr est défini par : Qr = [C]c.[D]d / ( [A]a.[B]b ) * Dans cette relation, on n'indique que les espèces dissoutes en solution, ce qui exclut les solides, les précipités, les gaz non dissous et le solvant souvent l'eau. Les concentrations des espèces en solution s'expriment en mol.L-1, mais Qr est une grandeur sans dimension

ions monocharg´s e e Nom Oxonium Potassium Sodium Ammonium Lithium C´sium e Rubidium Argent Symbole H3 O   K  N a    N H4   Li Cs  Rb  Ag   λ S.m2 .mol¡1 349, 8.10¡4 73, 5.10¡4 50, 1.10¡4 73, 5.10¡4 38, 7.10¡4 77, 3.10¡4 77, 8.10¡4 61, 9.10¡4 Nom Hydroxyde Bromure Iodure Chlorure Fluorure Nitrate Ethanoate Benzoate Symbole HO¡ Br¡ I¡ Cl¡ F¡ ¡ N O3 Ch3 COO¡ C6 H5 COO¡ λ S.m2 .mol¡1 198, 6.10¡4 78, 1.10¡4 76, 8.10¡4 76, 3.10¡4 55, 4.10¡4 71, 4.10¡4 40, 9.10¡4 32, 3.10¡4 Facteurs influen¸ant la conductivit´

un pr´cipit´ qui noircit ` la lumi`re. e e a e Fiche issue de http://www.ilephysique.net 1 2. L’ion magn´sium e * On utilise une solution d’hydroxyde de sodium (Na+ + OH- ). * L’ion Mg2+ r´agit avec l’ion OH- pour former le pr´cipit´ hydroxyde de magn´sium Mg(OH)2 (s). e e e e ­ L’´quation de la r´action est Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2 . e e Remarque : c’est un pr´cipit´ blanc. e e 3. Ion sodium On fait un test de flamme : la flamme est jaune orang´e. e 4. Ion potassium On fait un test

DIAGRAMMES POTENTIEL-pH Sauf mention contraire on se place à 25°C : RTLn10 / F = 0,06 V. 1.Domaines de prédominance et d’existence: On va ici tracer des domaines de prédominance uniaxe, en potentiel ou en pH. Définition : Une espèce A est prédominante devant une espèce B si [ A] > [B]. 1.1. Espèces toutes en solution : Exemple 1 : NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ pH = pKa + log( [ NH3 ] / [NH4+ ] ). Si pH > pKa , [ NH3 ] > [NH4+ ] : domaine de prédominance de NH3. Si pH < pKa , [ NH3 ] < [NH4+ ] : domaine