Concentrations http://cabrahamprofwebca/solution/conc/index
Fraction molaire (XA) Concentration molale Définition V (solution) 100 m (tot) 100 V (solution) n (tot) m (solvant en kg) Unité mol kg m n MM Masse Masse molaire (g/mol Quantité de matière chimique (n) Constante d'Avogadro NA = 6,02 1023 entités mol Entités (molécules, atomes, ions, Concentration molaire C (mol/L ou M) Volume de la
9782340-019751 001 352 - Éditions Ellipses
fraction molaire (titre molaire), x = 100 x ou x nombre de moles du composé nombre total de moles fraction massique (titre massique), w = 100 w ou w masse du composé masse du mélange unités d’analyse ppm ppb 1 partie par million 106 pour les solutions, 1 ppm = 1 mg L 1 1 partie par milliard (billion) 109
EXERCICES DE CHIMIE GÉNÉRALE PARTIE 2 SÉRIE 4
Molalité et Fraction Molaire de HCl dans cette solution Exercice 2 On dissout 1 05 g d’un composé inconnu (non-électrolyte) dans 100g de CCl4 Le point d’ébullition normal de la solution est abaissé de 0 31 K par rapport à celui du CCl4 pur Quelle est la masse molaire du composé inconnu? Pour le CCl4, keb = 4 95 K·kg·mol-1
Volume molaire partiel, système eau-méthanol
4 6 Graphique du volume molaire en fonction de la fraction molaire y = 22 621x + 17 659 R2 = 0 9978 15 20 25 30 35 40 45 0 0 2 0 4 0 6 0 8 1 Fraction molaire MeOH Volume Molaire Fraction molaire MeOH Linéaire (Fraction molaire Ici le volume molaire partiel de MeOH est égal à 22 621•1+17 659= 40 28 [ml/mol]
GÉNÉRALITÉS SUR LES SOLUTIONS
FRACTION MOLAIRE D’UN SOLUTÉ DANS UNE SOLUTION La quantité de matière du soluté par rapport à la somme de quantités de touts composants présent dans la solution = 0 ???? 1 = n 1 n 1 +n 2 +n 3 +⋯+n 0 (n 0 solvant) Remarque: le pourcentage de fraction p=f×100 La somme des fractions molaires de toutes les constituants d’une solution
GCH-2006: Calcul des réacteurs chimiques
Calcul des réacteurs chimiques - Première rencontre - Alain Garnier, génie chimique, H13 Plan fraction molaire de A (mole de A / mole totale)
Diagrammes de phases
= fraction molaire de A dans la solution P A = pression ou tension de vapeur partielle de A au dessus de la solution de fraction molaire x A , c a d pression de vap partielle en équilibre avec la solution P A * = pression de vapeur du constituant A pur P A = x A P A * loi de Raoult P = P A
Les mélanges : définitions et formalismes
Mi=Mi Ni ( Mi étant la masse molaire du constituant i) Définition : Fractions molaires On définit la fraction molaire du constituant par : N On a c−1 fractions molaires indépendante (puisque leur somme vaut toujours 1) Définition : Fractions massiques La fraction massique du constituant i est définie par : xi= i ∑ k Nk Jacques
Chapitre VI Matériaux organiques polymères
fraction molaire dans le polymère Masse molaire de l’unité monomère d’un homopolymère : Polystyrène CH H2 C Ph Unité de répétition M= M = 8×12+8×1= 104 g mol Masse molaire de l’unité monomère d’un copolymère : éthylène (60 ) – acétate de vinyle (40 ) (les pourcentages donnés sont molaires) C C H H H H Ethylène C C
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Solutions
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Chapitre I
Les solutions
La chimie des solutions fait partie de notre quotidien. Du fait de sa prédominance naturelle, l'eau est le solvant de base pour réaliser des réactions chimiques. L'hydrométallurgie est l'un des exemples les plus importants de l'application de la chimiedes solutions aux procédés industriels. Ainsi la préparation du combustible nucléaire fait
appel à des procédés en solution. Il en est de même du traitement (séparation) des produits de fission de ce combustible. Dans un autr e domaine, la séparation des terres rares(lanthanides) suit un procédé d'extraction liquide/liquide sélectif. Enfin, les réactions
biochimiques opèrent en milieux aqueux.1 Définitions
Une solution est un mélange d'un solvant, composé majoritaire, et de solutés qui peuvent être solides, liquides ou gazeux. Pour décrire les solutions, il faut donner la composition du système. Suivant les cas, on utilise : concentration molaire (molarité), [ ] ou C mol.L 1 nombre de moles de composé dissous dans un litre de solution, mol.L 1 mol.dm 3 M concentration massique ou pondérale, C m g.L 1 masse du composé dissous dans un litre de solution molalité, m mol.kg 1 nombre de moles de composé dissous dans un kg de solvant (unité thermodynamique). équivalent par litre eq.L 1 nombre de moles d'ions monovalentséquivalents dissous dans un litre de solution
fraction molaire (titre molaire), x % = 100 x ou x nombre de moles du composé nombre total de moles fraction massique (titre massique), w % = 100 w ou w masse du composé masse du mélange unités d'analyse ppm ppb 1 partie par million 10 6 pour les solutions, 1 ppm = 1 mg.L 11 partie par milliard (billion) 10
9 pour les solutions, 1 ppb = 1 g.L 1Une solution peut être préparée soit par pesée du soluté, soit par dilution d'une solution
mère :Pesée - la masse à peser m = C V M
mol avec V le volume de la fiole jaugée choisie,C la concentration souhaitée et Mmol la masse molaire du soluté, à corriger selon la pureté,
pesée = 100.m / %pureté ; 9782340-019751_001_352.indd 520/09/2017 16:156 Chapitre I - Les solutions
Dilution - on applique la conservation du nombre de moles C i Vi = Cf Vf avec Vf le volume de la fiole jaugée choisie, Cf la concentration souhaitée, Ci la concentration initiale (solution mère) et V i le volume à introduire dans la fiole que l'on complète avec le solvant V i = Cf Vf / Ci.2 Rappels de thermochimie
Une réaction chimique est une transformation de composés chimiques (réactifs) en d'autres composés (produits). L'écriture d'une réaction chimique n'est que le bilan de cette réaction, comme :Réactifs Produits
CH3COOH + CH3OH CH3COOCH3 + H2O
aA + bB c C + dD La conservation de la matière (Lavoisier) permet de faire un bilan matière sur chaque élément dans les deux membres de l'équation et par conséquent de déterminer les coefficients stoechiométriques a, b, c et d. 2.1Enthalpies de formation
Les enthalpies standard de formation en solution sont obtenues selon le schéma : fH°(A) dH°(A) Corps simples Composé A(pur) Composé A(sol) , d'où : fH°(A, sol) = fH°(A) + dH°(A) En ce qui concerne les espèces ioniques issues de la dissociation, les enthalpies standard de formation fH° sont données à la concentration de 1 mol.L 1 et par rapport à l'ion H dont les grandeurs thermodynamiques standard sont nulles (par référence). On procèdealors par étapes et l'on applique la loi de Hess à la réaction de formation en solution. Par
exemple, pour la formation de HCl aqueux : fH°(HCl,g) dH°(HCl)1/2 H
2 + 1/2 Cl 2HCl(g) H
(aq) + Cl (aq) fH°(HCl,aq) où fH°(HCl,g) est l'enthalpie standard de formation de HCl gaz et dH°(HCl) l'enthalpie standard de dissolution de HCl gaz dans l'eau. Donc : fH°(HCl,aq) = fH°(HCl,g) + dH°(HCl) = fH°(H ,aq) + fH°(Cl ,aq) = fH°(Cl ,aq)A partir de
fH°(Cl ,aq), on obtient les enthalpies standard de formation des autres ions.Par exemple avec NaCl :
fH°(NaCl,s) dH°(NaCl)Na + 1/2 Cl
2NaCl(s) Na
(aq) + Cl (aq) fH°(NaCl,aq) fH°(NaCl,aq) = fH°(NaCl,s) + dH°(NaCl) = fH°(Na ,aq) + fH°(Cl ,aq) on obtient : fH°(Na ,aq) = fH°(NaCl,s) + dH°(NaCl) fH°(Cl ,aq) et ainsi de suite.... 2 Rap 2.2 E Les r régie le po où ° Un co est ég en ba Pour + RT [i]/ Con s Le s e rG RT L rG où r b. Bo et [A [C A pa r Au c irait d par :9782340-019751_001_352.indd 620/09/2017 16:15
olutions vec Vf ration e avec fs) en lan de haque er les andard on H ocède n. Par q) halpie s ions. (aq)2 Rappels de thermochimie 7
2.2 Enthalpies libres de formation, potentiel chimique
Les réactions en solution sont considérées comme des équilibres chimiques et sont donc régies par les lois de la thermodynamique. Pour les solutions idéales (à dilution infinie), le potentiel chimique du soluté à la concen tration [i] se met sous la forme :° + RT ln [ i ]/1 = ° + RT ln [ i ]
où ° est le potentiel chimique d'une mole du solut à l'état standard (T, [ ] = 1 mol.L 1Un composé solide (précipité) présente un potentiel chimique constant = ° (son activité
est égale à 1) ; le potentiel chimique d'un gaz dissous suit la loi : = ° + RT ln P/1, P en bar. Pour les solutions réelles, le potentiel chimique du soluté se met sous la forme : + RT ln A i , où A i A i [i]/1, cf. chapitre VIII). Nous resterons dans le cadre des solutions idéales.Considérons la réaction chimique en soluti
on avec les conditions initiales suivantes : aA + bB c C + dD [A] i [B]iétat initial [C]
i [D]i [A]f [B]fétat final [C]
f [D]f Le sens initial de la réaction est donné par le signe de rG dans les conditions initiales : rG =c. C + d. D b. B a. A = c ( Co + RT ln[C]i ) + d ( Do + RT ln[D]i) b ( BoRT Ln[B]
i) a ( Ao + RT ln[A]i) =[c. C o + d. Do b. Bo a. Ao ] + RT ln [B][A][D][C] b ia id ici rG = rG° + RT ln [B][A][D][C] b ia id ici où rG° est la variation d'enthalpie libre standard de la réaction : rG° = c. Co + d. Do b. Bo a. Ao = c fG°(C)d fG°(D) b fG°(B) a fG°(A) et [B][A][D][C] b ia id ici représente le quotient réactionnel de la réaction.A partir de la relation de
rG, on peut prévoir le sens d'une réaction : - si rG < 0, la réaction va vers la droite, - si rG > 0, la réaction va vers la gauche. - si rG = 0, la réaction est finie (équilibre).Au cours de la réaction,
rGaugmente et tend vers 0. Si rGdevenait > 0, la réactionirait dans le sens inverse, vers la gauche. L'état final de la réaction est alors caractérisé
par :9782340-019751_001_352.indd 720/09/2017 16:15
8 Chapitre I - Les solutions
rG = 0 = rG° + RT Ln [B][A][D][C] b fa fd fcf = rG° + RT ln K rG° = RT ln K où K = [B][A][D][C] b fa fd fcf = e -rG RT est la constante d'équilibre (relation de Guldberg et Waage) La connaissance des facteurs d'équilibre et de leur mode d'action permet au chimiste demodifier à son gré l'état d'équilibre d'un système. Toute action sur un équilibre repose
sur le principe de Le Châtelier ou principe de modération :