chimie de solution
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| Electrolyte | Solute dissocie conduit l'electrecite |
| Diff entre electrolyte fort et faibles + exemples | Forts: ionisation totale(acide base fort), faibles: partielment ionisee (eau) |
| Loi de dillution | Quand la dillution augmente , le taux de dissociation de l'ectrolyte faible augmente , celles ce compte comme electrolyte fort. |
| Les nons electrolytes | Ne produisent pas des ions comme ethanol et saccharose |
| Molarite (m) | N(solute)/m(solvant) mol/kg |
| Coeffcient de dissociation alfa | Α=x(reagit)/C0 (initial) reaction quantitative si α>0.99 react.complete si α >0.999 , α=ax/[A]0 donc [A]t= [A]0 (1-αA) |
| Relation entre concentration et non idealite d'une reaction | [A] augmente , degre de non idealite augmente . |
| Solution ideale et non ideale | Ideale si [solution] tend vers 0 et ϒ=1 , non ideale : concentration efficace nomme activite a , a=ϒC avec ϒcoefficient>0 |
| Quotient reactionel Q | Q=a(C)c× a(D)d/a(A)a× a(B)b (avec abcd des exposant) et a( activite . phase gazeuse a=P/P0 (p0=1bar) , reactif ds une sol : a= C/C0(C0=1mol/l) a(H2O)=1 solide ou liquide a=1 |
| Q et sens de la reaction | Sens 1 :Q augmente Q<K sens 2: Q diminue Q>K |
| Qequilibre | Qequ= K ( cst thermodinamique d'equi depend seulement de Temperature). K = |C|c x |D|d /|A|a x |B|b (abcd exposant) |
| Reaction et K | Totale : α>0.999 , K>1000000 quantitative : α>0.99 , k>10000 n'evolue pas : α<0.01 , K <0.0001 reaction spontane : si k>1 et visversa |
| Une solution contenent deux reaction chaqune a K (k et k') , pour savoir la reaction la plus avancee on : | Compare Ket K' , si K> 1000k' donc 1 est plus avancee |
| L'H2O est: | Ampholyte acidobasique (ou amphotere) , cad accepteur des electrons dans un couple et donneur dans l'autre H+/OH- |
| Couple accepteur/donneur | Base/acide . bl couple en ecrit acide/base |
| Force des accpteur et donneur (Z) OU (PKa) | C'est la force d'1 acide a ceder 1H+ , et 1 base a capter H+ |
| Echelle de PKa | On top les acides et bases les plus forts . . base/acide , regle gamma si k>1(avancé) et antigamma si k<1 (limité) |
| Produit ionique de l'eau ke | [H3O+][OH-]=10-14 ,eau pure=10-7 |
| Une concentration est negligable devant l'autre si | Elle est 10x plus faibles : i<j/10 |
| Pka et ka formule | Pka=-logka |
| Cst d'acidite ka =? | [H3O+][A-]/[HA] |
| Relation entre ka , pka et acidite | Ka/ pka\ acidite / |
| Pka des couples suivants : H3O+/H2O ET H2O/OH- | 0....14 ceux qui vient entre 0 et 14 sont des acides et bases faibles |
| Plus l'acide est fort... | Plus sa base est faibles. |
| Si pka <0 .... si pka >14 ... | Pka<0 acide fort et base indifferent pka>14 base fort et acide indifferent |
| Cst de basite Kb | Kb= [HA][OH-]/[A-] |
| La base est plus forte si (kb et pkb) | Kb/ et pkb\ |
| Relation entre ka kb et ke | Ke= ka.kb , or ka=ke/kb pka+pkb=14 |
| Dans un polyacide relation entre ka kb et ke | Ka1.kb3=ke ..... ka2.kb2=ke.....ka3.kb1=ke |
| Kr=? | Ka1/ka2 10^pka2-pka1 [produit][produit]/[reactif][reactif] *[H3O+] kr= α^2/(1-α)^2 |
| Potentiel d'hydrogen PH= | PH=-log[H3O+] = 14+log[OH-] |
| PH+POH=? | PKe=14 |
| PH d'un acide faible (henderson) | PH=pka+log [base]/[acide] |
| Selon le diagramme de predominance et la regle de henderson , explique les 3 cas qui existe pour un polyacide. | Avant PH=pka1 predominance de l'acide 1 apres PH=pka2 predominance de la base 2 au milieu predominance de l'emphotere . |
| Predominance d'un monoacide | CA=10CB donc pred acide , PH=PKa-1 CB=10CA doncpred base , PH=PKa+1 |
| Ph d'un acid fort avec condition de validation | PH=-logC cv: c>3.2*10^-7 si c<10^-8 donc PH=7 |
| PH d'une base forte avec cv | PH= 14+logC cv: c>3.2*10^-7 et si c<10^-8 PH=7 |
| PH d'un acide faible avec cv | PH=1/2PKa - 1/2 logC cv: PH<PKa-1 si acide faible est tres dilue il se comporte comme acide fort donc PH=-logC |
| PH d'une base faible avec cv | PH=7+1/2PKa + 1/2 logC cv: c>100Kb PH>PKa+1 |
| Definir un sel | Compose ionique forme d'ion negatif (provenant d'un acide )et un ion positif(provenent d'une base) |
| Sels neutre | PH=7 acide fort+base forte ex: NaCl |
| Sels basique | PH=7+1/2PKa+1/2logC acide faible+base forte ex: CH3COONa , Na+ neutre , CH3COO- base conjugue de CH3COOH reagit avec l'eau . |
| Sels acide | PH=1/2PKa-1/2logC acide fort + base faible ex: NH4Cl , CL_ neutre , NH4 BASE CONJUGUE DE NH3+ ,NH4 reagit avec l'eau . |
| Sels qui depend de ka et kb | PH=1/2(PKa1+PKa2) meme relation si espece ampholyte . |
| Solution tompon | Acide faible et son conjugue ou base faible et son conjugue l'ajout de qlq qtt de H3O+ / OH- n'affecte pas le PH. |
| PH d'une solution tompon | PH=PKa+log (Cb/Ca) |