[PDF] Chimie des solutions et thermodynamique Cours PDF Chimie2.pdf

De manière qualitative en utilisant le principe de Chatelier, on montre que l' augmentation d'ion chlorure (donc Données (pour les exercices 2 et 3) : la chaleur

Exercice 2 Calculer (a) le titre pondérale De manière qualitative en utilisant le principe de Le Chatelier, on montre que l'augmentation d'ion chlorure (donc à

[PDF] Rapport de Physique - Chimie - Concours Commun INP

L'énoncé de l'exercice 2 est fourni au candidat par l'examinateur à l'issue des Les lois de modération de Van't Hoff et de Le Châtelier sont en général trop

[PDF] Je découvre un extrait du livre - Dunod

Fiche 115 La loi de Le Châtelier 276 Fiche 116 Les équilibres d'oxydo- réduction 278 Fiche 117 Le nombre d'oxydation 280 Fiche 118 Équilibrer une

[PDF] CAPES de Sciences physiques : Tome 2, Chimie, cours et - Index of

Exercice 2 Radioactivité 1 À partir de l'écriture des réactions nucléaires : – identifier l'élément formé lorsque le 238U émet une particule a ; – identifier

[PDF] Étude cinétique de la réaction de léthanoate déthyle avec l

Exercice 2 (7points) Propriétés d'une solution d'ammoniac augmente dans ce sens (principe de Le Chatelier) b Faux : car le catalyseur est un facteur

[PDF] Chimie des solutions et thermodynamique Cours

De manière qualitative en utilisant le principe de Chatelier, on montre que l' augmentation d'ion chlorure (donc Données (pour les exercices 2 et 3) : la chaleur

[PDF] TSI - Optimal Sup Spé

L'énoncé de l'exercice 2 est fourni au candidat par l'examinateur à l'issue de vingt Les lois de modération de Van't Hoff et de Le Châtelier sont en général

[PDF] Bachelier-technologue en imagerie médicale Profil denseignement

17 sept 2014 · CHIMIQUE : Constante d'équilibre – Principe de Le Chatelier EXERCICE 2 : Séparation des constituants d'un mélange KCl/KNO3 par

[PDF] 3eme-p1c2-extrait-livre-p122-132pdf

LE CHATELIER SULFATE DE FER I (voici LE PLAN DES VEUX APRÈS AVOIR DISSOUS CETTE POUDRE, J'ANALISERAT LA SOWTION OBTENUE

[PDF] Le Chatelier#question

[PDF] le chatelier's principle example problems

[PDF] le chatelier's principle khan academy

[PDF] le chatelier's principle temperature

[PDF] le chatelier's principle volume

[PDF] le chatelier's principle worksheet

[PDF] Le chauffage à l'epoque Moderne

[PDF] le chauffage electrique

[PDF] Le chauffe électrique et le compresseur

[PDF] le chef d'oeuvre inconnu analyse des personnages

[PDF] le chef d'oeuvre inconnu mouvement littéraire

[PDF] le chef d'oeuvre inconnu questionnaire de lecture

[PDF] le chef d'oeuvre inconnu themes

[PDF] Le chef de projet

[PDF] le chef définition

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. 1

ère 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.dz

2 Chapitre I _ Thermodynamique _

A] Généralité Définitions

I.1. Introduction :

thermodynamique 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. Mais

Exemple : 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). Avec

1 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 1

I. 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 : température

V : 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 Tinitial

Q = 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 vaporisation

7 Lv = 539 kcal/kg

c. Chaleur de réaction : quantité de chaleur consommée ou

Exemple :

4 O2 Co2 + 2H2O Q 12000 Kcal /mole

I. 6. 3. Transformation réversible ou quasistatique : de

On 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 Pext

I. 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 2

F = 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 0

I. 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

2V2 = nRT = constante

PnVn = nRT = constante

1V1 = 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

1/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

2V = nRT2 = constante

PnV = nRTn = constante

P/T = constante

1/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.

T 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.

N2 = 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 2060

laquelle 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 une

température qui lui est propre : sa température de fusion, notF (TF). Le tableau suivant donne les

températures de fusion de quelques substances courantes : si le

corps se trouve à sa température de fusion, un apport de chaleur ne va plus augmenter sa température,

Explication :

ther

A 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 -220

La chaleur Q nécessaire à la fusion d

13 Q = m

LF > 0

F 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 267.000

2. 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 L

F 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 de

La cha

Q = m · LV > 0

V 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

( Q

ext=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 CO2

7. 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 doublet

d'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

quotesdbs_dbs46.pdfusesText_46

[PDF] [PDF] Chimie des solutions et thermodynamique Cours

1 Université Hassiba Benbouali - Chlef (UHBC).

ère 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

2 Chapitre I _ Thermodynamique _

A] Généralité Définitions

I.1. Introduction :

I. 2. Systèmes thermodynamiques :

Un système S est dit fermé, (). C à d

Exemple : Fluide dans un récipient fermé.

Un système S est dit ouvert, et

à travers la frontière ().

Un système S est dit isolé milieu

Exemple : Calorimètre thermos

Exemple : Eau + Alcool

Représente plusieurs phases.

Exemple : eau / huile

Lorsque

1 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

I. 4. :

I. 4. 1. :

V : 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. :

P, V et T sont constantes.

I. 5. 2. :

Etat 1 Etat 2

P1 P2

T1 T2

V1 V2

5 a- Transformation cyclique :

Exemple : Admission cycle de BEAU DE ROCHAS.

Exemple : fusion de la glace vapor

Exemple :

Molair

6 I. 6. Température quantité de chaleur :

I. 6. 1. Température :

T° (K) = t (°C) + 273

I. 6. 2. Quantité de chaleur (Q):

T) entre le système et le milieu extérieur.

A pression constante, Q = mcpT = CpT

C (cal/K) : capacité calorifique

Q = n.c.T n : nombre de mole.

Exemple :

Q 2.103 * 4,18580 20502,2 kj 120kcal.

Admission isobare (p = cte).

Compression adiabatique (Q=cte).

Combustion isochore (v = 0).