Ecole Nationale Suprieure de Biotechnologie ENSB AliMendjeliConstantine CHIMIE

Ecole Nationale Supérieure de Biotechnologie (ENSB) Ali-Mendjeli-Constantine CHIMIE ANALYTIQUE: OUTIL INDISPENSABLE POUR LA SOCIÉTÉ MODERNE Dr. Ammar Azioune ENSB, 16/02/2015

Missions de la Chimie Analytique • Identification, quantification et caractérisation des espèces chimiques • Compréhension des phénomènes (bio)physico-chimiques et biologiques • Résoudre les problèmes posés par d’autres disciplines scientifiques • Résoudre les problèmes posés par le secteur socio-économique • Résoudre les problèmes posés par toutes les sociétés modernes: Garantir la qualité: Produits chimiques et industriels, l’environnement, la santé, la sécurité et la justice. Développement et invention de nouvelles technologies d’analyses (bio)inspirées

EXEMPLES Environnement Produits chimiques & industriels Santé Par exemple pour la potabilité de l’eau, la tolérance en plomb est de plus en plus faible : 50 μg/L jusqu’en décembre 2003, 25 μg/L jusqu’en décembre 2013, 10 μg/L à partir de janvier 2014. Sécurité & justice

Programme du semestre 2 • Chapitre 1. Equilibres des solutions aqueuses. • 1. 1. Généralités sur les solutions : Définition d’une solution ; Expressions de la proportion de soluté ; Activité ; Coefficient d’activité ; Coefficient d’ionisation. • 1. 2. Conductions des solutions d’électrolytes • Chapitre 2. Réactions acido-basiques • 2. 1. Définitions des acides et des bases ; Autodissociation de l’eau ; Rôle acido-basique de l’eau ; Couples acide-base dans l’eau • 2. 2. Notion de p. H : Définition ; Forces des acides et des bases ; Notion de p. Ka ; p. H (acides forts et bases fortes, acides et bases faibles, mélange d’un acide fort et d’une base forte, mélange d’acides forts ou de bases fortes, mélange d’acides faibles ou de bases faibles, mélange d’un acide faible et sa base conjuguée en proportions quelconques, polyacides et polybases, d’ampholytes) • 2. 3. Solutions tampons : Définition, Pouvoir tampon ; Réalisation d’un tampon ; • Les indicateurs colorés (Définition, Domaine de virage, Conditions d’utilisation). •

Programme de chimie analytique • • Chapitre 3. Réactions de précipitation 3. 1. Solubilité et produit de solubilité des électrolytes peu solubles 3. 2. Facteurs influençant la solubilité des sels peu solubles • Chapitre 4. Réactions de Complexation 4. 1. Notion de complexe : Définition ; Nomenclature ; 4. 2. Stabilité et dissociation des complexes : Constante de stabilité ; Constante de Dissociation ; Facteurs internes influençant la stabilité des complexes 4. 3. Influence du p. H sur la stabilité des complexes 4. 4. Dissociation d’un complexe et précipitation

Programme de chimie analytique • • Chapitre 5. Cinétique chimique 6. 1. Cinétique chimique formelle : - Vitesse de réaction (en phase homogène, le volume du système étant considéré constant) ; Loi de vitesse ; Influence de la température sur la vitesse de réaction. - Notions de l’ordre de réaction (0, 1, 2, n) ; Dégénérescence de l’ordre ; Temps de demi-réaction ; Loi d’Arrhénius. 6. 3. Notions de catalyse - Définitions - Principes d’utilisation du catalyseur - Nature d’une réaction catalytique (homogène, hétérogène).

Programme de chimie analytique • • Chapitre 6. Energie. 8. 1. Système à composition variable : notion de potentiel chimique. 8. 2. Loi d’action de masse ; Relation de Guldberg et Waage ; Constante d’équilibre ; Relation entre l’enthalpie libre et la constante d’équilibre. 8. 3. Loi de déplacement des équilibres ; Relation de Van’t Hoff ; Effet de la pression ; Effet de l’introduction d’un constituant inerte et d’un agent actif. 8. 4. Extension de la loi d’action de masse aux équilibres hétérogènes ; Variance d’un système en équilibre ; Règles des phases.

Programme de chimie analytique • • Chapitre 7. Electrochimie 5. 1. Réactions d’oxydo-réduction : Définitions ; Principes ; Ecriture ; Réalisation pratique des réactions d’oxydo-réduction (Cellule galvanique : pile, Cellule d’électrolyse). 5. 1. Formule de Nernst : La formule de Nernst ; Potentiel redox standard ; Mesure du potentiel d’électrode ; Potentiel d’un couple redox ; Potentiel standard d’électrode ; 5. 5. Prévision du sens d’une réaction d’oxydo-réduction 5. 6. Complexes et oxydo-réduction

Chapitre 2. Réactions acido-basiques Objectifs : • Rappels des définitions des acides et des bases. • Ecriture de la condition d’équilibre des réactions acide-base: - Autodissociation de l’eau - Rôle acido-basique de l’eau - Couples acide-base dans l’eau • Détermination des domaines de prédominance d’un acide ou d ’une base.

Chapitre 2. Réactions acido-basiques 1. Rappels des définitions des acides et des bases • Selon Brönsted (1923): • Un acide est un composé (espèce moléculaire ou ionique) susceptible de protoner le solvant. • Une base est un composé (espèce moléculaire ou ionique) susceptible de déprotoner le solvant. Exemples Remarque : Le solvant doit être lui même capable de fixer un proton (présence d ’un ou plusieurs atomes porteurs de doublets non liants ) et de céder un proton. Un tel solvant est dit protique : H 2 O , NH 3.

Chapitre 2. Réactions acido-basiques 1. Rappels des définitions des acides et des bases Polyacide : espèce susceptible de protoner plusieurs molécules d’eau. H 2 PO 4 - et HPO 42 - jouent le rôle d’un acide et d’une base : ampholytes Polybase : espèce susceptible de déprotoner plusieurs molécules d ’eau .

Chapitre 2. Réactions acido-basiques 3. Couples acide / base dans l ’eau A tout acide, correspond une base : l ’acide et la base correspondante sont dits conjugués : ils forment un couple acide / base noté AH / A-. Exemples : HNO 2 / NO 2 - , CH 3 COOH / CH 3 COO- , NH 4+ / NH 3 Un couple acide / base est aussi représenté par le schéma formel suivant : AH : acide (donneur de proton) A- : base (accepteur de proton)

Chapitre 2. Réactions acido-basiques 4. Couples acide / base de l ’eau (1) fait apparaître le couple de l ’eau : H 3 O+ / H 2 O ou (2) fait apparaître le couple de l ’eau : H 2 O / OH- L ’eau a , à la fois un caractère acide ou et un caractère basique L ’eau a des propriétés amphotères donc, l ’eau est un ampholyte

Chapitre 2. Réactions acido-basiques 5. Réaction acide / base Cette réaction fait intervenir deux couples acide / base : HNO 2 / NO 2 H 3 O+ / H 2 O et Cette réaction fait intervenir deux couples acide / base : H 2 O / OH- Ke = [OH-]. [H 3 O+] et H 3 O+ / H 2 O

Chapitre 2. Réactions acido-basiques 5. Réaction acide / base Conclusion : Toute réaction chimique acido-basique résulte de l’échange de la particule H+ entre l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. Exemple : D’une façon générale l’équation d’une réaction chimique acidobasique s’écrit : A 1 + B 2 ⇄ B 1 + A 2 L’eau qui joue le rôle du solvant présente deux couples acide-base : H 3 O+ / H 2 O / OH- On conclut que l’eau est un amphotère (ou ampholyte)