il n’est pas rare qu’une matière négociée par les parties dans le cadre du contrat de travail relève aussi du droit de la protection/règlementation du travail – et du droit collectif !
La distinction didactique, doit être dépassée.
La loi du 3 juillet 1978 est la pièce principale des lois contractuelles.
Elle régit les contrats de travail en tant que tels, sans considérations particulières selon la nature de l’employeur.
Pour des raisons à la fois historiques, sociologiques et juridiques, la négociation collective ne se développe ni en même temps, ni sous les mêmes formes d’organisation, ni avec les mêmes prérogatives dans le secteur privé, d’une part, et au sein du secteur public, de l’autre.
On distinguera donc, d’un côté, le droit de la négociation collective dont l’architecture est établie principalement pour le secteur privé dans les termes de l’article 2 de la loi du 5 décembre 1968 sur les conventions collectives et les commissions paritaires, et de l’autre, la portée de ce que l’on appelle le « statut syndical » configuré par la loi du 19 décembre 1974 organisant les relations entre les autorités publiques et les syndicats des agents relevant de ces autorités et l’Arrêté royal du 28 septembre 1984 portant exécution de la loi du 19 décembre 1974 organisant les relations entre les autorités publiques et les syndicats des agents relevant de ces autorités.
Il résulte de ce dispositif que le droit (singulièrement les conventions collectives de travail) issu de la négociation collective telle qu’organisée par la loi du 5 décembre 1968 n’est pas d’application pour les travailleurs sous contrat de travail dont l’employeur est exclu du champ d’application de la loi (voir article 2, § 3).
Les contractuels du secteur public n’en bénéficient donc pas, en règle.
· l’état gazeux est un état de la matière tel qu’il y a un remplissage uniforme de tout le volume disponible, de tout le récipient
· ils se mélangent complètement avec tout autre gaz
· au 17ème, on a découvert que les gaz exercent une pression sur les parois du récipient.
Une pression est une force et ceci remonte à TORRICELLI (1643). Il avait conclu de son expérience que les gaz appuient sur le mercure, ce qui le fait monter dans le tube. C’est le 1er à avoir inventé un baromètre.
Les électrodes de verre sont dites « électrodes de référence » car leur potentiel ne varie pas au cours de la mesure.
Ex : Ag/AgCl (saturée ou non en KCl), électrode au calomel (saturée ou non en KCl), … L’électrode de référence contient un fil d’argent, des ions Ag+ ainsi que des ions Cl-.
En mettant les ions chlorures en large excès, sa concentration varie très peu. On peut alors considérer le rapport comme constant, tout comme le reste de l’expression. Au final, on a donc un potentiel constant, ce qui en fait une électrode de référence.
L’électrode de verre contient un fil d’argent recouvert d’une solution d’AgCl baignant dans du HCl 0,1 M. Sur la membrane de l’électrode se situe, entre autres, des ions orthosilicate [SiO4]4- (composants du verre), liés à des ions Na+ afin d’assurer l’électroneutralité du matériau. Une fois en solution, il y a échange entre les ions Na+ de la membrane et les ions H+ en solution.
Il s’instaure alors une différence de potentiel entre la face interne de la membrane de verre et la solution à étudier. De cette différence de potentiel, on déduit la concentration en H+ et ainsi le pH (en étalonnant toutefois au préalable le pH-mètre afin d’établir une courbe de référence).
Lors d’une électrolyse, un générateur de courant impose une contrainte au système. Cette contrainte va forcer la réaction dans un sens.
C’est donc l’inverse du principe de la pile. Cette technique est très souvent utilisée entre autres pour le plaquage de métaux nobles ou la synthèse de l’hydrogène à partir de l’eau.
Cu2+ + 2 électrons ⇄ Cu(s)
L’idée de base est la séparation des couples redox en deux compartiments différents. Ainsi, on peut utiliser le transfert spontané d’électrons du réducteur vers l’oxydant pour produire un courant électrique.
Avec ces deux couples, on peut former une pile électrochimique. Pour ce faire, on place d’une part, une tige en zinc dans une solution de sulfate de zinc et de l’autre, une tige de cuivre dans une solution de sulfate de cuivre (. On a donc une réduction du cuivre à la cathode et une oxydation du zinc à l’anode.
De manière générale, on dit que l’anode est le siège de l’oxydation et la cathode le siège de la réduction.
Introduction :
Rappel du premier quadrimestre : Une réaction d’oxydoréduction (ou redox) est un transfert d’électron d’un réducteur vers un oxydant. Chaque composé possède un état d’oxydation qui peut lui être attribué à l’aide des quelques règles suivantes :
* L'état d'oxydation d'un atome dans un élément est 0
* L'état d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à sa charge
* L'oxygène reçoit un nombre d'oxydation de -2 dans les composés covalents, sauf dans les peroxydes, où il vaut -1
* Dans les composés covalents avec un non-métal, l'hydrogène a un nombre d'oxydation de +1. Il a un état d’oxydation de -1 dans les hydrures.
* Dans un composé binaire, l'élément qui a la plus grande attraction pour les électrons reçoit un nombre d'oxydation négatif égal à sa charge dans des composés ioniques.
* La somme des nombres d'oxydation dans un composé doit valoir la charge totale du composé
L’oxydation est la réaction menant à la perte d’électrons.
La réduction est la réaction menant au gain d’électrons. Il existe une réaction d’oxydoréduction particulière où un élément joue à la fois le rôle d’oxydant et de réducteur. Cette réaction s’appelle « La dismutation »
Ex : 2 Cu+ (aq) ⇄ Cu2+ (aq) + Cu (s)
Les réactions redox sont parfois cacher. Le plus bel exemple est celui de l’équilibre entre l’ozone et le dioxygène.
O2 ⇄ O3
Comment expliquer que cet équilibre est une redox alors que son état d’oxydation est invariant au cours de la réaction ?
Dans cette réaction, l’état d’oxydation passe de 0 à 0, il ne semble donc pas y avoir de réaction or il y en a bien une. Pour comprendre, il faut se référer à la structure de Lewis des composés :
On remarque que pour l’ozone, l’E.O. de 0 n’est qu’une moyenne des E.O. des 3 atomes d’oxygène, qui sont respectivement de 0, +1 et -1. Ceci explique l’apparente invariance de l’état d’oxydation.
Nous allons aborder la notion de titrage acido-basique. Cette notion est importante pour les séances de travaux pratiques.
Avant d’aborder les 3 grands cas différents, il est important de préciser que c’est toujours l’acide ou la base le plus fort qui va dans la burette et le plus faible dans l’erlenmeyer.
1°) Il faut fixer l’objectif de pH. Autour de quelle valeur de pH veut – on créer un tampon ?
2°) Une fois que l’objectif est fixé, il faut choisir un élément acide qui a un pKa proche de l’objectif.
3°) Faire attention que Ka, Kb < 10-3. Ceci signifie aussi qu’il est difficile de préparer une solution tampon de pH inférieure à 3 ou supérieure à 11).
