Fiche de révision : Introduction aux techniques analytiques chimiques

📋 Plan du Cours

1. Mesure du pH
2. Spectroscopie UV-visible
3. Spectroscopie infrarouge
4. Loi de Beer-Lambert
5. Conductance et loi de Kohlrausch
6. Dosages par étalonnage
7. Gaz parfaits et volume molaire

📖 1. Mesure du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel hydrogène pH : Le pH est une grandeur qui caractérise le niveau d’acidité d’une solution et permet d’en déduire la concentration en ions oxonium H3O+.
• Concentration en ions oxonium : La concentration en ions oxonium H3O+ est reliée au pH par une relation de calcul du chapitre précédent.
• Constante C° 1 mol.L-1 : La constante C° vaut 1 mol.L-1 dans la relation reliant [H3O+] au pH.

📝 Points essentiels

• La concentration en ions oxonium est donnée par [H3O+] = C° x 10^(-pH) avec C° = 1 mol.L-1.
• La mesure du pH d’une solution permet de calculer la concentration en ions oxonium H3O+ par application directe de la relation du chapitre 1.

💡 Astuce mémo

pH mesure l’acidité : une baisse de pH multiplie [H3O+] par 10.

📖 2. Spectroscopie UV-visible

🔑 Notions clés & Définitions

• Domaine visible 400-800 nm : Le domaine visible correspond aux longueurs d’onde comprises entre 400 nm et 800 nm.
• Absorbance A : L’absorbance A est une grandeur mesurée en spectroscopie qui quantifie l’absorption d’une radiation par une solution.
• Longueur d’onde λmax : La valeur λmax est la longueur d’onde pour laquelle l’absorbance atteint un maximum sur le spectre.
• Spectre d’absorption UV-visible : Le spectre d’absorption UV-visible représente l’absorbance A d’une solution en fonction de la longueur d’onde λ.

📝 Points essentiels

• Les solutions colorées absorbent dans le visible, entre 400 nm et 800 nm.
• Les solutions incolores peuvent absorber dans le domaine UV.
• L’identification d’une espèce chimique peut s’appuyer sur la valeur de λmax et sur l’allure générale du spectre d’absorption.

💡 Astuce mémo

UV-Vis : λmax = le “point fort” d’absorption du composé.

📖 3. Spectroscopie infrarouge

🔑 Notions clés & Définitions

• Spectroscopie IR : La spectroscopie infrarouge analyse des molécules et sert en chimie organique à identifier des groupes caractéristiques.
• Transmittance T : La transmittance T, exprimée en %, indique la fraction transmise du rayonnement en spectroscopie IR.
• Nombre d’onde ν ou σ : Le nombre d’onde, noté ν ou σ, exprime la grandeur portée en abscisse dans un spectre IR en cm-1.
• Nombre d’onde et longueur d’onde : Le nombre d’onde est l’inverse de la longueur d’onde, selon la relation ν = 1/λ.

📝 Points essentiels

• Le spectre IR représente la transmittance T (en %) en fonction du nombre d’onde ν ou σ (en cm-1).
• Les pics ou bandes observés correspondent aux longueurs d’onde absorbées par la molécule.
• L’identification des bandes nécessite l’utilisation de tables de spectroscopie IR.

💡 Astuce mémo

En IR : ν est “l’inverse de λ” (plus ν, plus λ est petite).

📖 4. Loi de Beer-Lambert

🔑 Notions clés & Définitions

• Absorbance Aλ : L’absorbance Aλ est l’absorbance d’une solution mesurée pour une longueur d’onde λ donnée.
• Coefficient d’absorption molaire εespèce : Le coefficient d’absorption molaire εespèce quantifie l’aptitude d’une espèce à absorber le rayonnement et s’exprime selon les unités données.
• Épaisseur de cuve l : L’épaisseur l correspond à la distance parcourue par la lumière dans la solution, exprimée en cm.
• Condition de validité dilution < 10-2 mol.L-1 : Pour une longueur d’onde fixée et une température constante, la proportionnalité absorbance-concentration est valable quand la solution est suffisamment diluée.

📝 Points essentiels

• Pour une longueur d’onde fixée et une température constante, si C < 10^-2 mol.L-1 alors Aλ est proportionnelle à C.
• La loi de Beer-Lambert s’écrit Aλ = εespèce x l x C avec εespèce en L.mol-1.cm-1 et l en cm.
• Si plusieurs espèces sont dissoutes, l’absorbance totale est la somme des contributions de chaque espèce.

💡 Astuce mémo

Beer-Lambert : absorbance = “force de l’espèce” (ε) × “trajet” (l) × “quantité” (C).

📖 5. Conductance et loi de Kohlrausch

🔑 Notions clés & Définitions

• Conductance G : La conductance G mesure la capacité d’une portion de solution entre électrodes à conduire le courant électrique.
• Conductivité σ : La conductivité σ caractérise une solution ionique et dépend de la température et de la nature de la solution.
• Conductivité ionique molaire λi : Chaque ion Xi possède une conductivité ionique molaire λi dépendante de la température.
• Loi de Kohlrausch : La loi de Kohlrausch relie la conductivité d’une solution à la concentration des ions dans le domaine de validité indiqué.

📝 Points essentiels

• La conductance G est l’inverse de la résistance R et s’exprime en Siemens S.
• La conductivité σ est proportionnelle à la conductance et est mesurée avec un conductimètre relié à une cellule de conductimétrie.
• La loi de Kohlrausch n’est valable que pour des concentrations inférieures à 10^-2 mol.L-1.
• Dans le cas d’un seul ion de concentration C, on a σ = k x C où k est la conductivité ionique molaire de l’ion.

💡 Astuce mémo

Kohlrausch : σ suit C à condition que la solution reste suffisamment diluée (< 10^-2 mol.L-1).

📖 6. Dosages par étalonnage

🔑 Notions clés & Définitions

• Dosage par étalonnage : Un dosage par étalonnage détermine la concentration d’une espèce en comparant une grandeur de la solution à une courbe obtenue avec des solutions étalons.
• Courbe d’étalonnage : La courbe d’étalonnage relie les mesures de la grandeur physique à la gamme de concentrations connue des étalons.
• Dosage par étalonnage conductimétrique : Le dosage par étalonnage conductimétrique suit une démarche où la grandeur physique caractéristique est la conductance ou la conductivité.
• Dosage par étalonnage spectrophotométrique : Le dosage par étalonnage spectrophotométrique compare des mesures spectrales à la courbe construite avec des solutions étalons.

📝 Points essentiels

• Comparer une grandeur mesurée sur la solution à la même grandeur sur des étalons de concentrations connues permet d’obtenir la concentration de l’espèce.
• Le principe repose sur une courbe d’étalonnage issue de mesures sur la gamme étalon.
• Deux exemples de mises en œuvre sont cités : conductimétrique et spectrophotométrique.

💡 Astuce mémo

Étalonnage = “on lit la concentration” sur une courbe construite à partir d’étalons connus.

📖 7. Gaz parfaits et volume molaire

🔑 Notions clés & Définitions

• Gaz parfait : Un gaz est dit parfait lorsque la taille de ses entités est négligeable et que les interactions entre entités sont négligeables.
• Équation d’état des gaz parfaits PV = nRT : L’équation d’état des gaz parfaits relie pression P, volume V, température T et quantité de matière n via la constante R.
• Constante des gaz parfaits R : La constante des gaz parfaits a une valeur numérique donnée et fixe l’unité cohérente de l’équation d’état.
• Volume molaire Vm : Le volume molaire Vm est le volume occupé par une mole de gaz, identique pour tous les gaz dans les mêmes conditions de T et P.

📝 Points essentiels

• À l’échelle microscopique, un gaz parfait est modélisé par des entités espacées et en mouvement désordonné, avec interactions négligeables.
• Les gaz parfaits peuvent être considérés comme tels à basse pression.
• La conversion de température est T(K) = θ(°C) + 273,15.
• À T et P fixées, le volume molaire Vm est donné par Vm = V/n et un même volume molaire correspond à une mole de gaz quelle que soit sa nature.

💡 Astuce mémo

PV = nRT : 1 mole = même volume à T et P identiques (Avogadro-Ampère).

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre pH et [H3O+] : le pH ne donne pas directement la concentration sans utiliser [H3O+] = C° x 10^(-pH).
2. Oublier les domaines de validité : Beer-Lambert et Kohlrausch ne sont indiquées que pour des solutions suffisamment diluées (< 10^-2 mol.L-1).
3. Mélanger longueur d’onde et nombre d’onde en IR : le spectre IR utilise ν (cm-1) et ν = 1/λ.
4. Interpréter l’UV-Vis comme “visible seulement” : des solutions incolores peuvent absorber dans l’UV.
5. Croire que conductance et conductivité sont identiques : la conductance dépend de la cellule tandis que la conductivité s’affranchit des dimensions (et ne dépend que de la température et de la nature de la solution).
6. Penser que l’absorbance en mélange dépend d’une seule espèce : dans la source, l’absorbance totale est la somme des contributions des espèces dissoutes.

✅ Checklist Examen

1. Savoir calculer [H3O+] à partir du pH avec [H3O+] = C° x 10^(-pH) et C° = 1 mol.L-1.
2. Connaître le domaine visible en UV-visible (400-800 nm) et l’idée que l’identification peut utiliser λmax et l’allure du spectre.
3. Savoir définir le spectre d’absorption UV-visible comme un graphe de l’absorbance A en fonction de λ.
4. Connaître les axes d’un spectre IR : transmittance T (%) en fonction du nombre d’onde ν ou σ (cm-1).
5. Relier nombre d’onde et longueur d’onde en IR par ν = 1/λ.
6. Savoir que l’identification des bandes IR nécessite des tables de spectroscopie IR.
7. Énoncer la condition de proportionnalité Beer-Lambert : longueur d’onde fixée, température constante et dilution C < 10^-2 mol.L-1.
8. Savoir appliquer Beer-Lambert : Aλ = εespèce x l x C avec unités données (ε en L.mol-1.cm-1, l en cm).
9. Savoir que l’absorbance d’un mélange est la somme des contributions des espèces dissoutes.
10. Définir la conductance G comme l’inverse de la résistance et l’unité Siemens (S).
11. Relier conductivité σ et conductance : σ est proportionnelle à G et dépend seulement de la température et de la nature de la solution.
12. Savoir que la loi de Kohlrausch n’est valable que pour C < 10^-2 mol.L-1.
13. Appliquer Kohlrausch pour un seul ion : σ = k x C où k est la conductivité ionique molaire de l’ion.
14. Expliquer le principe d’un dosage par étalonnage : comparaison à une courbe issue d’étalons de concentrations connues.