«EXERCICES ET PROBLEMES CORRIGES DE
Enfin le Chapitre III est consacré aux équilibres chimiques. Il permettra aux étudiants d'approfondir leurs connaissances notamment sur la loi de le. Chatelier
Exercice 1 (7 points) Étude cinétique de la réaction de léthanoate d
Déduire comment la concentration des ions éthanoate [CH3COO. -. ]t varie en fonction de la augmente dans ce sens (principe de Le Chatelier).
CH 11. ACIDES CARBOXYLIQUES ET DERIVES
Pour comparer les acidités relatives d'acides carboxyliques gazeuses (déplacement d'équilibre- principe de Le Chatelier). Hydrolyse (très facile).
Chimie des solutions et thermodynamique. Cours.
La thermodynamique est basée sur quatre principes fondamentaux (Le principe De manière qualitative en utilisant le principe de Chatelier
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Les textes et manuels fondamentaux: Panorama francophone 2 / Panorama cahier d'exercices 2. Vocabulaire progressif débutant / Focus grammaire du français
1 Université Hassiba Benbouali - Chlef (UHBC).
Faculté des sciences de la nature et de la vie. Département du Tronc Commun sciences de la nature et de la vie. 1ère année, Chimie 2.
Chimie des solutions et thermodynamique.
Cours.
PROGRAMME
1. Equilibres chimiques
1.1. Equilibre acido-basique
1.1.1. Définition selon : Arrhénius ; Bronsted ; lewis
1.2. Equilibre oxydoréduction
1.2.4. Piles électrochimiques
1.3. Equilibre de précipitation : Solubilité et produit de solubilité
1.3.1. Définition
1.3.3. Effet du pH
2. Cinétique chimique
2.1. Définition
2.2. Vitesse de réaction
2.4. Facteurs influençant la vitesse de réaction
3. Thermodynamique
3.1. Systèmes et grandeurs thermodynamiques
3.1.1. Fonctions et transformations thermodynamiques
3.1.2. Expression du travail et de la chaleur
3.2. Gaz Parfait
3.3. Calorimétrie
Mme K. KRADRA BRAHMA
k.brahma@univ-chlef.dz2 Chapitre I _ Thermodynamique _
A] Généralité Définitions
I.1. Introduction :
Lathermodynamique est l'étude des transformations d'énergie sous toutes ses formes (chimique, nucléaire,
mécanique, calorifique,....) et en particulier aux transformations de la chaleur en travail et inversement.
La thermodynamique est basée sur quatre principes fondamentaux, (Le principe zéro, le premier
principe, le second principe et le troisième principe) que nous étudierons un peu plus loin.I. 2. Systèmes thermodynamiques :
En thermodynamique, il est nécessaire de décrire parfaitement le système étudié, c'est-à-dire
connaître ses propriétés physiques (macroscopiques) comme la température, le volume, la pression et sa
composition chimique.- Un système thermodynamique est un système matériel bien déterminé qui est soumis à des études
théoriques ou expérimentales, on le note S. - E.- La frontière qui sépare le système du milieu extérieur, peut être réelle ou imaginaire, fixe ou
déformable, on la note . I. 3. Types de systèmes convention des signes : - Système fermé :Un système S est dit fermé, (). C à d
entre le système et le milieu extérieur. MaisExemple : Fluide dans un récipient fermé.
- Système ouvert :Un système S est dit ouvert, et
à travers la frontière ().
Exemple : Machines thermiques échangeurs de chaleur etc. 3 - Système isolé :Un système S est dit isolé milieu
extérieur.Exemple : Calorimètre thermos
- Système homogène :Exemple : Eau + Alcool
- Système hétérogène :Représente plusieurs phases.
Exemple : eau / huile
- La phase : - Convention de signe : W : Quantité de travail échangé entre le système S et le milieu extérieur. Q : Quantité de chaleur échangée entre le système S et le milieu extérieur. Par convention, W et Q sils sont reçus par le système (Lorsque
le système reçoit ) et sont comptés négativement (- système Unités : W : Exprimé en unité de travail (le joule). Q : Exprimé en unité de chaleur (la calorie). Avec1 cal = 4,185 joules
1thermie 106cal
1frigorie =10 6cal
4 Avec ces conventions, il est évident que le travail W reçu par le système S, est égal au travail
fourni par le milieu extérieur. W = -We NB : ie nécessaire pour élever la température de 1I. 4. :
I. 4. 1. :
paramètres) permettant de reconstituer expérimentalement le système avec un ensemble de propriétés
parfaitement définies. Exemple : n moles de gaz parfaits est caractérisé par : T : températureV : volume
P : pression
I. 4. 2. :
On appe
Gaz parfait : P.V -
Variables Fonctions
P, V T = PV/n R T (P, V) = T
V, T P = n RT/v P (V, T) = P
P, T V = n RT/p V (P, T) = V
I. 5. transformations :
I. 5. 1. :
re quand toutes les grandeurs (variablesétat qui le décrivent sont constantes en tout point du système au cours du temps.P, V et T sont constantes.
I. 5. 2. :
de un ou plusieurs paramètres.Etat 1 Etat 2
P1 P2
T1 T2
V1 V2
5 a- Transformation cyclique :
deux états. b- Transformations Isochore : Une transformation (évolution) est dite Isochore si elle se fait à volume constant. Exemple : Combustion cycle thermique moteur 4 temps (BEAU DE ROCHAS). c- Transformation isobare : Une transformation (évolution) est dite Isobare si elle se fait à pression constante.Exemple : Admission cycle de BEAU DE ROCHAS.
d- Transformation isotherme : Une transformation (évolution) est dite Isotherme si elle se fait à température constante.Exemple : fusion de la glace vapor
e- Transformation adiabatique : Une transformation (évolution) est dite Adiabatique si elle se fait sans échange de chaleur. Exemple : compression et détente, cycle théorique. Moteur 4 temps. * Grandeurs extensives : Dépendent de la quantité de matière (additives)Exemple :
* Grandeurs intensives : Ne dépendent pas de la quantité de matière.Exemple : température, pression, tension électrique, masse volumique, masse molaire, fraction
Molair
6 I. 6. Température quantité de chaleur :
I. 6. 1. Température :
chaud thermomètre. En thermodynamique, on utilise ldegré kelvin) avec :T° (K) = t (°C) + 273
I. 6. 2. Quantité de chaleur (Q):
thermique. ion de température T. a. Chaleur sensible :T) entre le système et le milieu extérieur.
A pression constante, Q = mcpT = CpT
m (g) : masse de la substance,C (cal/K) : capacité calorifique
c (cal/g.K): capacité calorifique/thermique massique (chaleur spécifique), T : différence de la température, T = Tfinal TinitialQ = n.c.T n : nombre de mole.
Exemple :
Q 2.103 * 4,18580 20502,2 kj 120kcal.
b. Chaleur latente :Admission isobare (p = cte).
Compression adiabatique (Q=cte).
Combustion isochore (v = 0).
Détente adiabatique (Q =0).
Etat de la matière :
La matière peut être solide, liquide ou gazeuse toujours à la température constante et à pression constante. état par échange de chaleur appelée chaleur latente, donc, la chaleur latente c est consommée ou produite par un système qui change de phase. Sa température reste constante. Exemple : fusion de la glace. Lf = 80 cal/g Lf : chaleur latente de fusion Lv = 2256 kj/kg Lv : chaleur latente de vaporisation7 Lv = 539 kcal/kg
c. Chaleur de réaction : quantité de chaleur consommée ouExemple :
CH4 O2 Co2 + 2H2O Q 12000 Kcal /mole
I. 6. 3. Transformation réversible ou quasistatique : deOn dit que la transformation à lieu selon une
Une transformation est réversible si elle est réalisable en sens inverse et si dans les deux cas, elle a
int = Pext Les transformations réelles sont irréversibles. Pint PextI. 7. Travail de forces de pression :
I. 7. 1. Travail élémentaire (W) :
Soit un système matériel S et soit un élément de surface dS de ce système auquel est exercée une
force élémentaire df en un point M de cet élément de surface en un instant t. 8 Cette force élémentaire df est donnée par : pe ME sur S. + pe S sur ME. t+dt, le point M passe de M à (dL aire sera :Or par définition, e
x x 1 2F = P . S W S : la surface
V = S . x V: le volume
dv = S . dx W > 0 : le système reçoit du travail. W < 0 : le système fournit du travail. - Si dv >0 (détente) Wp 0 - Si dv <0 (compression) Wp 0I. 7. 2. Travail total :
(1) à un état (2) le travail total sera : Représentation graphique du travail de forces de pression dans le diagramme de CLAPYRON (P,V): M1 (p1 , v1) à un état M2 (p2 , v2), le travail de forces de pression peut être représenté dans le diagramme de CLAPYRON (P , V) comme suit: 9 a- (wp)d correspond à 1 M1 M2 V2) = A b- Cas de la compression : (wp) c 1 M1 M2 V2) = +A c- : Deux cas se présentent : cycle moteur et cycle générateur. - Cycle moteur :W0 1M1 M2V2) détente.
W0 2M2M1V1) compression.
Or WW - Cycle générateur :W0 1M1 M2V2) détente.
W0 2M2 M1V1) compression.
Avec WW
B] Loi des Gaz Parfait
I. Définition :
Un gaz parfait est un gaz théorique, ses molécules sont considérées comme ponctuelle et les
interactions intermoléculaires nulles. La loi des gaz parfait est obéit aux lois calorimétrie suivante :1. Loi de Boyle-Mariotte :
Lorsque la température (T) du gaz est constante, on à la relation suivante :10 PV = nRT ; T = constante P, V : varient PV = constante ; P1V1 = nRT = constante
P2V2 = nRT = constante
PnVn = nRT = constante
P1V1 = P2V2 = = PnVn = nRT = constante
La courbe P = f(1/V) est appelée une isotherme.2. Loi de Charle-Amonton :
Lorsque la pression (P) du gaz est constante, on à la relation suivante :PV = nRT ; P = constante
T, V : varient
V = (nR/P) T ; PV1 = nRT1 = constante
PV2 = nRT 2 = constante
PVn = nRTn = constante
V/T = constante
V1/T1 = V2/T2 = .. Vn/Tn = nR/P = constante
La courbe V = f(T) est appelée une isobare.
3. Loi de Gay-Lussac :
Lorsque le volume (V) du gaz est constant, on à la relation suivante :PV = nRT ; V = constant
T, P : varient
P = (nR/V) T ; P
1V = nRT1 = constante
P2V = nRT2 = constante
PnV = nRTn = constante
P/T = constante
P1/T1 = P2 /T2 Pn/Tn = nR/ V = constante
4. Loi de Dalton :
La pression totale est exercé par un mélange de gaz est égale à la somme des pressions partielles.
P T i P T : est la pression totale ; Pi : est la pression partielle.Exemple :
11 Mélange des gaz : N
2, O2 et H2.
PT i = PN2 + PO2 + PH2
II. Fraction molaire et pression partielle :
1. Fraction molaire (Xi) : la fraction molaire :
X i = ni/nT ; i = 1 n i : est le nombre de mole du corps ; nT : est le nombre de mole des corps totale.Exemple :
Mélange des gaz : N
2, et O2.
XN2 = nN2/nT ; XO2 = nO2/nT ; nT = nN2 + nO2
i = XN2 + XO2 i = (nN2/nN2 + nO2) + (nO2/nN2 + nO2) = nN2 + nO2/nN2 + nO2 = 1.2. Pression partielle (Pi) : la pression partielle est :
P i = Xi . PT X i : est la fraction molaire ; PT : est la pression totale ; Pi : est la pression partielle.C] Calorimétrie
I. Introduction :
La calorimétrie est la partie de la thermodynamique qui a pour objet la mesure des quantités de
chaleur. Ce sont par exemple les quantités de chaleur nécessaires pour augmenter la température
corps, pour changer son état, ou bien encore les quantités de chaleur cédées par un corps qui refroidit
solide).II. La capacité thermique massique :
La capacité thermique /calorifique massique c représente la quantité de chaleur échangée par 1 kg de
C). Elle dépend de la matière qui
reçoit/cède la chaleur et est exprimée en J/kg ·K (Joule par Kilogramme Kelvin). masse m et de capacité thermique c se calcule par la formule : Q = m·Par convention :
Si un corps reçoit de la chaleur, la chaleur échangée par lui est une chaleur positive : Q>0.
Si un corps cède de la chaleur, la chaleur échangée par lui est une chaleur négative : Q<0.
Exemple :
12 Q=+4, 186 J.
4, 186 J.
Tableau 1 Capacités calorifiques massiques de quelques substances courantes : matière c( J /kg ·K) mercure 139 fer 456 cuivre 389 eau 4186 glace 2060laquelle elle est couramment utilisée pour transporter la chaleur dans les installations de chauffage ou
C: 1cal =4,186J
1. Fusion et chaleur latente de fusion
-à- à unetempérature qui lui est propre : sa température de fusion, notF (TF). Le tableau suivant donne les
températures de fusion de quelques substances courantes : si lecorps se trouve à sa température de fusion, un apport de chaleur ne va plus augmenter sa température,
Explication :
therA partir de la température de fusion, les particules peuvent glisser les unes sur les autres car les liaisons
ractéristique de la structure solide disparaît. Tableau 2 Températures de fusion de quelques substances substance F (C) fer 1535 glace 0 plomb 327 air -220La chaleur Q nécessaire à la fusion d
13 Q = m
LF > 0
LF est la chaleur latente de fusion. Elle est caractéristique de la substance. Son unité est le J/kg. Sa
ire fondre entièrement.Tableau 3 Chaleurs latentes de fusion
substance LF ( J/ kg ) aluminium 396.000 glace 330.000 plomb 25.000 fer 267.0002. Solidification
Tout corps pur se solidifie à une température qui lui est propre. Cette température de solidification est
F thermique à son environnement.La chaleur Q cédée par un corps liquide de masse m lors de sa solidification se calcule par la formule :
Q = m · LF < 0
avec LF la chaleur latente de fusion du corps.
3. Vaporisation et chaleur latente de vaporisation
gazeux) à une température qui lui eV.V(eau)=100 C
A la température de vaporisation, toute la chaleur fournie à un liquide sert au changement deLa cha
Q = m · LV > 0
LV est la chaleur latente de vaporisation. Tout comme pour la chaleur latente de fusion, elle est
caractéristique de la substance et son unité est le J/k à 1 kg de liquide pour le vaporiser entièrement.4. Condensation
la même que la température de vaporisation V son environnement. La chaleur Q cédée par un gaz de masse m lors de sa condensation se calcule par la formule :Q = m · LV < 0
14 avec L
V la chaleur latente de vaporisation du corps.
5. Calorimètres
Un calorimètre est un récipient formé de parois quasi-adiabatiques, destiné à mesurer les échanges de
chaleur. Cet échange peut se produire entre plusieurs corps et aussi mettre en jeu des changements
ème thermodynamique isolé, ce
Le calorimètre participe aux
par sa capacité calorifiq sa température varie de 1K (de 1C).Le calorimètre est une technique consistant à réaliser une transformation dans un système adiabatique
( Qext=0 ) et à mesurer les variations de température qui accompagnent cette transformation. De ces
variations de température, on peut déduire les chaleurs de réaction ( Qv ou Qp ). Exemple : on fait brûler n mole de Carbone dans un excès de O2 selon la réaction C + O2 CO27. Calorimétrie et mélanges
Exemple : Déterm
capacité température initiale ayant une température rps inconnu) - chaleur reçue par le calorimètre : Q0 = T0 = (E 1) - chaleur reçue par le liquide : Q1 = m1 c1 T1 = m1 c1 (E 1)15 - chaleur cédée par le corps inconnu : Q2 = m2 c2 T2 = m2 c2 (E 2)
Comme les et
Q0 + Q1 + Q2 = 0
(E 1) + m1 c1 (E 1) + m2 c2 (E 2) = 0 m2 c2 (E 2) = (E 1) m1 c1 (E 1) c2 = [ (E1) m1 c1 (E1)] / [m2 (E 2)]Chapitre II _
Equilibre acido-basique _
I.1. Définitions de la réaction acido- :
La réaction acido- + entre deux entités chimiques : un acide et une base. +, la base est celle qui capte le proton.I.2. Définitions des acides et des bases:
Il existe plusieurs définitions pour les acides et les bases :Arrhénius
a défini les acides et les bases comme des entités pouvant libérer un proton (acides) ou un anion hydroxyle, OH (bases). Cette définition trop restrictive est maintenant abandonnée. Lewis , un acide est un accepteur de doublet d'électrons et une base un donneur de doubletd'électrons. Cette dernière notion est la plus large des trois et permet d'associer un caractère acide ou
basique à des entités inclassables suivant les autres critères. Par ex. les sels de métaux de transition ont
un caractère acide suivant Lewis grâce aux orbitales vacantes présentes sur l'atome métallique, ce qui
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