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Avant-propos

Ce modeste travail s’adresse aux étudiants de la filière LMD (sciences de

technologie, sciences des matériaux, travaux publiques, génie électrique et biologie)

ainsi que les étudiants de la première année Médecine, Pharmacie et Médecine

Dentaire.

Son but est de rassembler les notions fondamentales relatives à la chimie et

d’aider à la meilleure compréhension car il regroupe l’essentiel d’information en

chimie structurale, la thermodynamique ainsi que la chimie des solutions : les acides

et les bases et les équilibres chimiques. Le lecteur désireux d’approfondir les notions

qui y sont données, pourra se reporter aux ouvrages cités en références.

Enfin j’accueillerais avec plaisir, puisque cela prouvera l’intérêt porter à ce

travail, toutes remarques et suggestions des utilisateurs, collègues, enseignants aussi

bien étudiants.

Je souhaite que cet ouvrage puisse contribuer à aider les étudiants à l’étude et à

la compréhension de la chimie.

Sommaire

Chapitre I : Constitution Élémentaire de la Matière

I- Mise en évidence des constitutions………………………………………………………………1

II- Caractéristiques de l’atome…………………………………………………………..................2

III- Notion d’isotope ………………………………………………………………………………...2

Chapitre II : Structure électronique de l’atome

I- Théorie de Bohr application pour l’atome d’hydrogène……………………………………....5

1-Postulats de BOHR………………………………………………………………………………...5

2-Calcul de BOHR…………………………………………………………………………………...6

a- Calcul du rayon …………………………………………………………………………..6

b- Calcul de l’énergie………………………………………………………………………..8

3-Cas des hydrogénoides…………………………………………………………………………….9

4-La transition électronique…………………………………………………………………………10

5-Validité de la théorie de BOHR…………………………………………………………………..11

II- Le modèle de BOHR et la mécanique quantique…………………………………………….11

III- Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène…………………………………………………13

IV- L’atome – Théorie moderne………………………………………………………………….16

1- Les nombres quantiques………………………………………………………………………….17

2- Orbitales et niveau d’énergie…………………………………………………………………….19

V- Structure électronique des atomes…………………………………………………………….20

VI- La règle de SLATER………………………………………………………………………….23

Chapitre III : État de la Matière

I- Constitution de la matière………………………………………………………………............26

1-Les différentes phases de la matière………………………………………………………………26

1-2 Les gaz parfaits…………………………………………………………………………………28

1-3 Les lois des gaz…………………………………………………………………………………29

1-4 Les gaz réels…………………………………………………………………………………….32

2- L’état liquide……………………………………………………………………………………..33

2-1 Aspect quantitative des solutions……………………………………………………………….35

2-2 Lois des solutions diluées……………………………………………………………………….40

Chapitre IV : La Radioactivité

I- La stabilité des Noyaux…………………………………………………………………………46

II- Les lois de désintégration……………………………………………………………………...48

III- La période radioactive………………………………………………………………………..52

IV- La constante du temps �………………………………………………………………………55

V- L’activité radioactive A ………………………………………………………………………..55

VI- La relation entre la masse expérimentale m et le nombre de noyau N…………………….56

VII- L’aspect énergétique………………………………………………………………………....57

VIII- Les réactions de Fission et de Fusion………………………………………………………59

Chapitre V : Le Tableau Périodique

I- Introduction ……………………………………………………………………………………..60

II- Description du tableau périodique……………………………………………………………61

III- Position des éléments dans le tableau périodique…………………………………………...62

Chapitre VI : Les Liaisons Chimiques

I- Définition ………………………………………………………………………………………...68

II- Diagramme de LEWIS………………………………………………………………………...71

1- La liaison covalente………………………………………………………………………………72

2- Liaison ionique…………………………………………………………………………………...73

3- Liaisons dative ou coordinance…………………………………………………………………..73

4- La liaison d’hydrogène…………………………………………………………………………...75

III- Le moment dipolaire ………………………………………………………………………….75

IV- L’hybridation des orbitales atomiques………………………………………………………78

- L’hybridation sp3…………………………………………………………………………………..78

- L’hybridation sp2…………………………………………………………………………………..79

- L’hybridation sp…………………………………………………………………………………...80

V- Diagramme des orbitales moléculaires diatomiques…………………………………………81

Chapitre VII : La Thermodynamique

I- 1er principe de la thermodynamique…………………………………………………………...88

1- Définition………………………………………………………………………………………...88

2- Énoncé du premier principe……………………………………………………………………...88

3- La relation de MEYER…………………………………………………………………………...93

II- La loi de HESS………………………………………………………………………………….94

III- La Variation de l’enthalpie avec la température : Loi de KIRCHOOF…………………….96

IV- Différentes expressions de l’enthalpie de réaction…………………………………………103

1- L’enthalpie de formation (∆Hf)…………………………………………………………………103

2- L’enthalpie de liaison (énergie de liaison EL ou ∆HL)………………………...………………..103

3- L’enthalpie d’ionisation (∆Hi, Ei)………………………………………………………………104

4- Affinité électronique (enthalpie d’affinité ∆HAff ou EAff )………………………………………104

5- L’enthalpie de sublimation (∆Hsub)……………………………………………………………..104

6- L’enthalpie réticulaire (énergie réticulaire ∆Hret)………………………………………………105

V- Diagramme de CLAPEYRAN………………………………………………………………..106

VI- Le second principe de la thermodynamique……………………………………………….109

1- Notion d’entropie……………………………………………………………………………….109

2- Expression d’entropie……………………………………………………………………...........110

a- Pour une transformation isobare P = cste………………………………………………...110

b- Pour une transformation isochore V = cste………………………………………………..111

c- Pour une transformation isotherme T = cste……………………………………………….111

3- Calcul d’entropie………………………………………………………………………………..111

4- Entropie d’une réaction…………………………………………………………………………112

5- Prévision du signe de ∆S………………………………………………………………………..112

6- L’enthalpie libre G……………………………………………………………………………...112

Chapitre VIII : Les Acides et les Bases

I- Généralités……………………………………………………………………………………...114

1- Définition de Bronsted Lowry………………………………………………………………….114

2- Définition d’Arrhenius………………………………………………………………………….114

3- Définition de Lewis……………………………………………………………………………..114

II- Autodissociation de l’eau……………………………………………………………………..116

III- Notion de pH …………………………………………………………………………………116

IV- Force des acides et des bases………………………………………………………………...117

V- Coefficient de dissociation……………………………………………………………………119

VI- La relation entre pH et pKa………………………………………………………................119

VII- pH des solutions aqueuses……………………………………………………….................120

1- Solution d’un acide fort…………………………………………………………………………121

2- Solution d’une base forte……………………………………………………………………….121

3- Solution d’un acide faible………………………………………………………………………122

4- Solution d’une base faible……………………………………………………………………...123

5- Solution d’un acide fort dilué…………………………………………………………………...124

6- Solution d’une base forte diluée………………………………………………………………...125

7- Solution d’un diacide…………………………………………………………………………...126

8- Discussion de ces relations…………………………………………………….………………..127

VIII- pH des mélanges d’acides en solution…………………………………………………….130

1-Mélange de deux Mono acides forts…………………………………………………………….130

2- Mélange d’un monoacide faible et monoacide fort…………………………………………….130

3- Mélange d’un acide et de sa base conjuguée en proportions quelconques……………………..132

4- Mélange équimolaire de 2 couples acide/base faibles………………………………………….133

IX- Les indicateurs colorés……………………………………………………………………....133

X- Réactions de Neutralisation acide base……………………………………………………...135

1- Dosage d’un acide fort par une base forte………………………………………………………136

2- Dosage d’un acide faible par une base forte……………………………………………………138

3- Dosage d’une base faible par un acide fort……………………………………………………..141

XI- les Solutions Tampons……………………………………………………………………….143

Chapitre IX : Les Équilibres Chimiques

I- Définition ……………………………………………………………………………………….144

II- La relation entre k p et kc……………………………………………………………………...145

III- Les facteurs d’équilibre ……………………………………………………………………..148

1- Influence de la température……………………………………………………..........................148

2- Influence de la concentration…………………………………………………………………...150

3- Influence de la pression partielle………………………………………………………………..150

4- Influence de la pression totale…………………………………………………………………..151

Chapitre I

Constitution élémentaire de la matière

Chimie Générale


1

Chapitre I : Constitution élémentaire de la matière.

I- Mise en évidence des constitutions :

La matière quelque soit son état physique est constitué de fines particules invisibles et

indivisibles dites atomes.

L’atome à son tour est constitué d’un noyau entouré d’un nuage électronique. Le

noyau englobe un nombre de proton et de neutron.

L’atome

Noyau Électrons

Protons Neutrons

La masse : La masse de l’atome représente la masse totale de ces constituants

• Électron : me-= 9,108 x 10-31 kg.

• Neutron : mn= 1, 6749 x 10-27kg.

• Proton : me+ = 1,672 x 10-27 kg.

mn=1839 x meme-= 1836x me

La masse des électrons est négligeable devant celle des protons et des neutrons.

Alors La masse l’atome est concentrée dans le noyau.

La charge : La charge de l’atome représente la somme des charges de ces

constituants.

• Electron: |e-| = -1,602x 10-19 c.

• Neutron: |n| = 0

• Proton: |e+| = 1,602 x 10-19 c.

Chimie Générale


2

L’atome contient le même nombre de proton et d’électrons Donc l’atome est

électriquement neutre.

Le rayon :

Le rayon du noyau rN= 10-14 m

Le rayon de l’atome rA= 10-10 m

��

��=

��

��=

�

��= 10��rA= 104 x rN

II- Caractéristiques de l’atome:

L’atome est symbolisé par la première ou la première et la deuxième lettre de son

nom latin �� .

� A : le nombre de masse, c’est la masse atomique.

� Z : le nombre de charge représente le nombre de proton.

� N : le nombre de neutron. N = A - Z

Exemple :

H�� A = 1, Z = 1, N=0

Al�� A= 27, Z = 13, N=14

III- Notion d’isotope:

Les isotopes sont des atomes de même élément ayant le même numéro atomique Z

mais de nombres de masse A différent.

Exemple :

H �� H �

� H � � O �

�� O �� O�

��

Z = 1 Z = 1 Z = 1 Z = 8 Z = 8 Z = 8

A= 1 A = 2 A = 3 A = 16 A = 17 A = 18

N= 0 N = 1 N = 2 N= 8 N = 9 N = 10

Donc les isotopes sont des atomes de même élément qui se différent par le nombre de

neutron.

Ces isotopes existent dans des proportions différentes dites abondance isotopique.

Chimie Générale


3

Le calcul de la masse atomique moyenne naturelle est donné par l’expression

suivante :

�� = !"# =∑ % × '%

())

Avec Xi c’est le pourcentage de chaque constituant et ∑ �* = 100%

Exemple :

O �� O �

�� O��

99,76% 0,037% 0,205%

,-./ = 16 × 99.76 + 17 × 0.037 + 18 × 0.205

100

La séparation des isotopes :

Pour mesurer la masse d’un atome dans un mélange d’isotope ; la méthode la plus

pratiquée consiste à mesurer le rapport : 9

: dit charge massique,à l’aide d’un appareil

appelait « Spectromètre de masse de BAIN BRIDGE ». q: la charge m: la masse

Chimie Générale


4

Le principe consiste à ioniser un jet d’atome dans la chambre d’ionisation, ces

derniers sont soumis à un champ électrique E ou ils sont accélérés, ensuite déviés

selon des trajectoires circulaires par un champ magnétique B perpendiculaire au

champ électrique.

Force électrique

Champ magnétique (Force)

Le passage par la fente f3 on a l’égalité des deux forces

q . E = q .B . V donc : E = B . V

V: vitesse des atomes ionisés. V= ;

<

Les ions sont déviés sous forme de demi cercle a vitesse constante selon un

mouvement circulaire uniforme d’où une force centrifugeF3 qui est équilibrée par la

force magnétique.

Avec R : rayon

Selon le nombre d’isotope existant on a l’égalité

=

�(

= =

�>

= =

�?

==

�%

Exemple : Magnésium Mg

25Mg : 10,11% 24Mg : 78,6% 26Mg : 11,29%

Chapitre II

Structure électronique de l’atome.

Chimie Générale

Chapitre II : Structure électronique de l'atome

5

Chapitre II : Structure électronique de l’atome.

I- Théorie de Bohr application pour l’atome d’hydrogène:

Le modèle de Bohr suppose que l’électron de l’atome d’hydrogène gravite autour du

noyau et décrit autour de celui-ci des orbites circulaires.

Force centrifuge f ’

Force d’attraction f

Force tangentielle f ’’

L’électron de masse me gravite autour du noyau avec une vitesse v constante

p = me. v son moment cinétique est σ = me v r

p : la quantité de mouvement.

v : la vitesse.

σ: le moment cinétique.

me :la masse de l’électron

Le moment cinétique σ est perpendiculaire à la circonférence

1/- Postulats de BOHR :

• 1er postulat : Le moment cinétique m.v.r ne peut prendre que des valeurs discrètes égales à

des multiples entiers de �� .

σ = me.v.r = n �

��= n ћ n = 1, 2, 3……entier naturel

D’après le 1er postulat, seulement certaines orbites sont stables, par conséquent seules

certaines valeurs de rayon r sont permises.

On dit donc : le moment cinétique est quantifié.

Chimie Générale


6

• 2ème postulat :

Lorsque l’électron décrit l’une de ces orbites permises, l’atome ne rayonne pas,

ces orbites sont appelées orbites stationnaires.

• 3ème postulat :

Un atome n’émet ou n’absorbe de rayonnement lumineux que lorsque l’e-saute

d’une orbite stationnaire à l’autre.

Si on imagine qu’un photon d’énergie lumineuse rencontre un atome d’hydrogène

dans son état fondamental, l’électron passera du niveau initial n=1 au niveau

supérieur n=2, l’atome a absorbé la radiation incidente de fréquence υ.

L’état excité dans lequel se trouve l’atome est instable, l’électron reviendra au niveau

n=1, il émet donc la radiation de fréquence υ.

On peut écrire que:

E2 – E1= hυ h: constante de PLANCK= 6.62x10-34j.s

υ: fréquence en s-1

2/- Calcul de BOHR:

a) Calcul du rayon :

Pour que l’électron soit sur l’orbite circulaire, il faut que la force centrifuge f‘ soit

égale à la force d’attraction coulombienne f.

Chimie Générale


7

f ‘ : force centrifuge = me��

f : force d’attraction de coulomb = ��

v: Vitesse tangentielle.

me: Masse de l’électron.

r: Distance proton- électron (rayon).

K : constante d’attraction coulombienne (k= 9x109SI)

D’après le premier postulat de Bohr on a :

me .v.r = n �� ……(1)

D’après le deuxième postulat de Bohr on a :

f ‘ = f c.à.d. me�� =

�� donc mv2 =

�� …….(2)

On tire la vitesse de (1) et on la remplace dans (2) et on obtient:

m �� =

�� après simplification on obtient

�� = ke2

D’où l’expression finale du rayon r = ��

��

On pose ��

� ��= A=cste = 0.53A° (angström) 1A° = 10-10m

On peut écrire :

r = A.n2 = 0.529. n2 = 0.53.n2A°= 0.53.10-10n2m

Avec m : masse de l’électron = 9.1x10-31kg

e : charge de l’électron = 1.6x10-19j

h : constante de Planck = 6.62x10-34js

π = 3.14

Chimie Générale


8

b) Calcul de l’énergie :

L’énergie totale E de l’e-dans l’atome est égal à la somme de l’énergie cinétique Ec et

l’énergie potentielle Ep.

E = Ec+Ep Ec : énergie cinétique, Ep énergie potentielle

Avec Ec= � �mv2et Ep= -eV

V est le potentiel électrostatique subit par l’électron vis-à-vis du proton.

Si f est la force d’attraction de coulomb.

dEp = f dr = �� dr l’énergie potentielle est proportionnelle au rayon si r Ep

On intègre � �� = � !�" = � �� "

Ep = -�

� + $%&par convention Ep=0 quand r→ ∞ donc la cst =0.

Alors l’énergie totale devient E= ½ mv2 – �

�

Comme m)�� =

�� donc mυ2 =

��

E = ��

�� − �

� = − �� =− �+�

�

D’après le premier postulat de Bohr mvr = n�

� on tire la vitesse v = ,� � ��

On remplace l’expression de v dans la relation E = − �� = − �-�

�

On obtient : E = - ��

,�� =− �

��

E = ��

,�� = �

�

Si on remplace l’expression du rayon dans la relation : E = − ��

Chimie Générale


9

On obtient l’expression finale de l’énergie :

E = .��

�� r et E sont quantifiés.

On pose : � ��/

�� = B = cste= 13.6 eV = 21.76x10-19j

On peut écrire : E = .01.2�� eV ou bien E =

.�0.32405607�� j

D’une manière générale on peut écrire : E = .8��

3/ Cas des hydrogénoides

On appelle hydrogénoide tout atome auquel on a arraché les (Z-1) électrons. Se

comporte comme l’hydrogène, c’est un ion monoatomique ne possédant qu’un seul

électron comme l’hydrogène. Il a donc une structure semblable à celle de l’atome

d’hydrogène : 1s1

He → He++1e- Z=2 alors : f = ��

Li → Li2++2e- Z=3 alors : f = 9��

Be → Be3+ +3e- Z=4 alors : f = ��

D’une manière générale l’expression de la force d’attraction devient :

f = :��;�

D’où l’expression finale du rayon :

rAn+= ��

��:�� La relation entre le rayon d’un hydrogénoide et le rayon d’hydrogène

rAn+= ;<:

Chimie Générale


10

L’expression de l’énergie totale est :

EAn+ = .��:��

��

D’une manière générale EA+ =Z2xEH

Pour He+ Z=2 on a : rHe+ = ;<� et EHe+ =22xEH

Pour Li2+ Z=3 on a : r Li2+ = ;<1 et ELi2+ =32xEH

Pour Be3+ Z=4 on a : rBe3+ = ;<� et EBe3+ =42xEH

4/ La transition électronique

La transition électronique représente le passage d’un électron d’un niveau

énergétique à un autre, ce passage est accompagné par une absorption ou émission

d’énergie.

Une transition électronique est caractérisée par :

Une variation d’énergie : ∆E.

Une longueur d’onde :λ

Un nombre d’onde :σ

Une fréquence :v

Une période T

En appliquant le 3éme postulat de BOHR, on obtient:

∆E = E2-E1 = hυ = � ��/

�� ( �,>� − �

,��)avec n2>n1

Sachant que la longueur d’onde λ = @+

λ: longueur d’onde.

c: vitesse de la lumière = 3x108m/s.

v : fréquence

Chimie Générale


11

∆E = E2 - E1 = hυ =B( 0�0� −0��) avec B=

� ��/��

D’après l’expression de ∆E= ℎ BC = hυ

On peut déduire la fréquence υ = D��

υ =8� ( 0

�0� − 0��)

ℎ $E = 2G�HI�J�

ℎ� ( 1L��

− 1L��

) 1E = 2G�HI�J�

Mℎ9 ( 1L��

− 1L��

)

D’où � ��/

@�N = RH la constante de RYDBERG.

Et�C= O nombre d’onde (cm-1).

0P=σ = RH ( 0

�0� − 0��) formule de RITZ

RH = 109738 cm-1 = 1.09x107m-1 calculée à partir de m, e, c et h (valeur théorique).

5/- Validité de la théorie de BOHR :

Cette théorie s’est révélée incapable pour les autres atomes autres que l’atome

d’hydrogène. On sait maintenant que le moment cinétique σ de l’hydrogène dans

l’état n=1 (fondamental) est nul alors que le modèle de BOHR prédit un moment égal

à m.υ.r, ce qui montre que même pour l’hydrogène ce modèle est inexact.

Pour cela, il a fallu développer encore plus cette théorie pour l’appliquer aux autres

atomes et en faite la mécanique quantique.

II- Le modèle de BOHR et la mécanique quantique:

Pour comprendre les fondements de la mécanique quantique, il suffit d’interpréter

l’effet photoélectrique.

Effet photoélectrique :

Lorsque sous certaines conditions, les rayons lumineux frappent la surface d’un

métal, des électrons sortent du métal. Pour interpréter ce phénomène, HEINSTEIN

Chimie Générale


12

suppose que l’énergie transportée par une onde lumineuse, ne s’écoule pas

continument mais se déplace par paquets ou quantums d’énergie, encore appelés

photons. Ces quantums d’énergie sont distincts les uns des autres.

Si :W est l’énergie d’un photon.

υ la fréquence de la radiation lumineuse.

on a:

∆E = W = hυ

∆E = W = mc2 m: masse équivalente.

c: célérité de la lumière( vitesse de la lumière).

mc2 = hυ υ = �@�� =

@C

Donc λ = ��Q

• Louis DEBROGLIE (1924) associe à toute particule de masse m, se déplaçant

à la vitesse v, une onde de longueur d’onde λ telle que :

λ = ��S

• Ordre de grandeur de λ de l’onde associée à l’électron : si un électron soumis à

une différence de potentiel V (volts), cet électron possède une énergie

cinétique

�� mv2 = eV d’où v = T�U

� on remplace dans l’expression de λ

λ = ��V= W

√�YZ[ Si V = 100 volts, on obtient:

λ = \,\� ^ �_6N/

(� ^ _,`� ^ �_6Na ^ �,\ ^ �_6>b ^ �__).>�= 1.2x10-10 m = 1,2 A° (angstrom).

Chimie Générale


13

• Donc, en termes d’onde électronique, le 1er postulat de BOHR signifie que la

longueur d’onde d’une orbite stationnaire doit être égale à un nombre entier de

longueurs d’onde pour qu’une onde stationnaire puisse s’établir :

2πr= nλ = n��+ d’où mυr = n

��

On retrouve ainsi la condition de quantification.

• Le rayon de l’orbite de BOHR est donné par:

r = ,��

� ��

Si n = 1 r = ,��

� �� = 0,529 A°, cette valeur est appelée rayon de BOHR ou

rayon de l’atome d’hydrogène.

Si n=2 r = 4x0.529A° E = .�9.\

� eV

Si n=3 r = 9x0.529A° E = .�9.\

` eV

Si n=4 r = 16x0.529A° E = .�9.\

�\ eV

Si n=5 r = 25x0.529A° E = .�9.\

�c eV

Si n→ ∞ r → ∞ E → 0

III- Spectre d’émission de l’atome d’hydrogène:

Pour observer ce spectre, on produit une décharge électrique dans un tube contenant

de l’Hydrogène sous faible pression ; les atomes excités émettent une lumière rouge.

Un prisme ou un réseau permettent d’analyser la lumière émise.

Chimie Générale


14

On obtient sur la plaque photographique plusieurs groupes de raies lumineuses sur un

fond obscur. L’ensemble de ces raies constitue un spectre d’émission de l’Hydrogène.

Chaque groupe de raies est appelé une série.

Le spectre regroupe un nombre de série chaque série contient un nombre de raie on

distingue donc :

o Série de LYMAN n1=1 ULTRA-VIOLET.

n2= 2, 3, 4, 5……∞

o Série de BALMER n1= 2 VISIBLE.

n2= 3, 4, 5, 6…….∞

o Série de PASCHEN n1= 3 Proche I.R.

n2= 4, 5, 6………..∞

o Série de BRACKET n1= 4 Infra Rouge.

n2= 5, 6, 7……….∞

o Série de PFUND n1= 5 I.R Lointain.

n2= 6, 7, 8………...∞

Chimie Générale


15

Chimie Générale


16

IV- L’atome – Théorie moderne:

Les électrons ne se situent pas comme dans le cas du modèle de BOHR, sur une

orbite circulaire, mais dans une orbitale atomique, qui est une zone de l’espace où la

probabilité de présence des e- est la plus forte. Les orbitales sont définies dans le

cadre de la mécanique ondulatoire par l’équation de SCHRODINGER.

En 1926, SCHRODINGER a postulé que la fonction d’onde ψ (x, y, z, t) est solution

de l’équation suivante :

- ��

e �� fg�hgi� + g�h

gj� + g�hgk� l + VΨ = -

�� m

ghgn

m: masse de la particule.

V: énergie potentielle = - o��

Cette équation très générale admet des solutions particulières dans lesquelles les

variables de temps et d’espaces se séparent, les solutions sont de la forme:

Ψ (x, y, z, t) = φ (x, y, z) e-iwt

Ces fonctions représentent des ondes stationnaires.

Si l’on substitue une solution stationnaire dans l’équation.

− ��e �� fg

�hgi� + g�h

gj� + g�hgk� l J.mpn + Vφ e-iwt=

�� w φ e-iwt

E = hυ et w = 2πυ

�� 2π

q� = E

Or: w = 2πυ = 2π q� car E = hυ

Donc:

− ℎ�8G�Hs

t�utv� +

t�utw� +

t�utx� y + zu = �u

Chimie Générale


17

Cette équation s’écrit encore :

∆ψ + e �� (E – V) ψ =0

Où ∆ est l’opérateur Laplacien.

s t�tv� + t�tw� + t�

tx�y Ψ est la partie de la fonction d’onde qui ne dépend que des coordonnées d’espaces.

Toute la mécanique quantique consiste à résoudre l’équation de SCHRODINGER

dont l’inconnue est la fonction d’onde ψ(x, y, z).

La résolution de cette équation est une opération très difficile. Cela nécessite donc un

ordinateur.

Le résultat obtenu, de la fonction d’onde ψ(x, y, z) définit donc l’espace ou se trouve

l’électron.

IV-1 Les nombres quantiques

Les résultats de la résolution de L’équation de SCHRODINGER sont les quatre

nombres quantiques, qui définissent l’état d’un électron :( n , l , m , s).

n : nombre quantique principal:

Désigne la couche et le niveau énergétique n prend les valeurs n= 1, 2, 3, 4,……∞

définit l’énergie de l’e- placé sur une orbite donnée.

n=1 la 1ère couche (K)

n=2 la 2ième couche (L)

n=3 la 3ième couche (M)

n=4 la4ième couche (N)

n=5 la 5ième couche (O)

Chimie Générale


18

l : nombre quantique secondaire :

Désigne la sous couche définit la forme de l’orbitale sur laquelle se situe l’e-.

Pour chaque valeur de n on a 0< l< n-1

Si n = 1 l=0 (s)

Si n = 2 l=0 (s)

l= 1(p)

Si n = 3 l=0 (s)

l=1(p)

l=2 (d)

Si n = 4 l=0 (s)

l=1(p)

l=2 (d)

l=3 (f)

m : nombre quantique magnétique

Désigne l’orbitale (le nombre de valeur de m désigne le nombre d’orbitale) définit le

nombre d’orbitales de même nature ainsi que leur orientation dans l’espace.

Pour chaque valeur de l, on a -l<m<+l

Si n = 1 l=0 (s) m=0

Si n = 2 l=0 (s) m=0

l= 1(p) m=-1,0,+1

Si n = 3 l=0 (s) m=0

l=1(p) m=-1,0,+1

l=2 (d) m=-2,-1,0,+1,+2

Si n = 4 l=0 (s)m=0

l=1(p) m=-1,0,+1

l=2 (d) m=-2,-1,0,+1,+2

l=3 (f) m=-3,-2,-1, 0, +1, +2, +3

Chimie Générale


19

s : nombre quantique de spin ou moment de spin

Caractérise la rotation de l’électron au tour d’un axe passant par son centre de gravité

(rotation de l’électron autour de lui-même).Il définit l’énergie cinétique propre de

l’électron en rotation sur lui-même.

Il prend les valeurs s = ± ½

IV- 2Orbitales et niveau d’énergie :

A une valeur n du nombre quantique principal correspondent n2 fonctions d’onde ou

orbitales et suivants la valeur de l, on distingue encore des orbitale s, p, d, f…

L’ensemble des n2 orbitales, qui correspondent à une valeur donnée de "n", constitue

une couche.

A une même valeur de l correspondent 2l+1 orbitales qui donnent une sous-couche,

simple ou multiple, suivant qu’elle contient une ou plusieurs orbitales.

Chaque sous couche contient 02 orbitales de plus que la précédente. Dans une couche

n, il y a au total :1+3+5+7+…+ (2n-1)= n2 orbitales.

• Dans l’atome d’hydrogène et les ionshydrogènoïdes (z = 2He+ ;z = 3li++ ; z= 4

Be+++ …), les orbitales d’une même couche ont même énergies, puisque cette

dernier dépend de n, mais ne dépend pas de l et m. On dit que les niveaux

d’énergie sont dégénérés.

• Dans un atome poly-électronique, par contre l’énergie correspondant à chaque

orbitale dépend à la fois de n et l. il ya levée de dégénérescence des niveaux

d’énergie.

Chimie Générale


20

Tableaux donnant quelques valeurs de n et l:

Nombre n Couche Nombre l Sous-couche

Nombre d’O dans chaque sous-couche

Nombre d’O dans chaque

couche

1 2 3 4 5

K

L

M

N

O

0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 4

s s p s p d s p d f s p d f g

1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 1 3 5 7 9

1 4 9

16

25

Remarque :

Une orbite ne peut recevoir au maximum que 2 électrons.

Couche K n = 1 2 e-

L n = 2 8 e-

M n = 3 18 e-

-Dans une couche n il existe n sous couche.

-Dans une sous couche l il existe 2l+1 orbitale.

-Dans une couche n il existe n2orbitale.

-Dans une couche n il existe 2n2électron.

V- Structure électronique des atomes:

a- Le principe d’exclusion de PAULI:

Quand un atome contient plusieurs électrons, leur comportement obéît au principe

d’exclusion de PAULI.

Chimie Générale


21

Deux e- d’un atome ne peuvent pas avoir deux fonctions d’onde identiques.

Exemple :

Si deux électrons ont même nombre n, l, m ou même fonction d’espace, ils différent

par le nombre s, ou par la fonction de spin.

• Une orbitale est définie par les 03 nombres n, l, m. dans les diagrammes

d’énergie, il est préférable de représenter l’orbitale à l’aide d’une case

quantique.

1s 3p

Une case quantique ne peut contenir au maximum que 2 e- de spins opposés (s=+ ½, s=-½).

• Une sous-couche, caractérisée par le nombre l, contient (2l+1) cases quantiques, soit au maximum 2(2l+1) e-.

Sous-couche d saturée.

Une couche de rang n renferme n sous-couches soit :

1+3+5+……+ (2n-1) = n2 cases quantiques et au maximum 2n2 électrons.

b- Règle de HUND:

Les règles concernent la répétition des électrons dans l’état fondamental des atomes.

• Quand les électrons se placent dans une sous- couche multiple, ils occupent le

maximum d’orbitales.

• Dans une même sous-couche, des électrons célibataires ont des spins //.

En conclusion, on peut dire que le remplissage des cases obéira aux principes de

PAULI et de HUND.

Chimie Générale


22

Deux électrons d’une même orbitale ne peuvent jamais avoir les mêmes quatre

nombres quantiques ils se différent par le moment de spin.

Dans chaque orbitale p ou d on remplie les électrons de même spin, parallèles ensuite

les électrons de spin antiparallèles.

c- Le principe de stabilité :

Nous considérons dans ce cas, l’état fondamental des atomes, c'est-à-dire le plus

stable. Les électrons occupent les niveaux d’énergie les plus bas dans la limite des

places disponibles.

Exemple:

2He z = 2 e- 1s2

3Li z = 3 e- 1s2 2s1

Ordre de remplissage des sous-couches : règle de KLECHKOVSKY

Exemple:

6C 1s2 2s2 2p2

8O 1s2 2s2 2p4

Chimie Générale


23

On peut écrire:

Remarque :

Les sous-couches d sont stables à moitié ou totalement remplie.

(n+1) S2 nd4 (n+1) S1 nd5

(n+1) S2 nd9 (n+1) S1 nd10

Exemple: 29Cu: 1s2 2s22p6 3s2 3p64s2 3d9 (instable)

1s2 2s22p6 3s2 3p64s1 3d10 (stable)

24Cr: 1s2 2s22p6 3s2 3p64s2 3d4 (instable)

1s2 2s22p6 3s2 3p64s1 3d5 (stable)

VI- La règle de SLATER

La méthode de Slater permet de transformer un atome polyélectronique en un

hydrogénoide. Pour simuler un édifice électronique à un électron, on calcul i la

charge nucléaire effective perçue par chaque électron :

Z* = Z - σ

Chimie Générale


24

Z : la charge nucléaire réelle

σ : représente l’effet d’écran produit par les électrons proches ou aussi proches du

noyau.

L’effet d’écran σj sur l’électron j est la somme des effets d’écran σj→I exercés sur

l’électron j par tout électron i.

On peut suivre la démarche suivante :

a)la configuration électronique, et l’ordonner selon ;

(1s) ( 2s,2p)( 3s,3p) (3d)(4s,4p) (4d) (4f) (5s,5p)

b) Choisir l’électron pour lequel on cherche la charge effective

♦Chaque autre électron au même groupe que l’électron j exerce un effet écran

équivalent à 0.35, à l’exception du groupe 1s pour lequel l’écran d’un électron sur

l’autre est 0.30.

♦Un électron j d’un groupe nsnp subit un écran de 0.85 par chaque électron de

nombre quantique principal (n-1), ainsi qu’un écran de 1 par chaque électron de

nombre quantique principal inférieur.

♦Un électron j de group end ounf subit un écran de 1 par chaque électron d’un groupe

inférieur, soit avec une valeur inférieur evden, soit avec la même valeur de n que

l’électron j et une valeur inférieure de l.

Valeurs des constantes d’écran :

ei é

lect

ron

étud

ié

ej électron qui fait écran σij 1s 2s,2p 3s,3p 3d 4s,4p 4d 4f 5s,5p

1s 0.30 2s,2p 0.85 0.35 3s,3p 1 0.85 0.35

3d 1 1 1 0.35 2s,2p 1 1 0.85 0.85 0.35

4d 1 1 1 1 1 0.35 4f 1 1 1 1 1 1 0.35

2s,2p 1 1 1 1 0.85 0.85 0.85 0.35

Chimie Générale


25

Exemple:

1) Calcul de la charge effective pour le dernier électron

►17Cl: 1s22s22p63s23p5

(1s)2 ( 2s,2p)8( 3s,3p)7

σ = 6xσ3s,3p + 8xσ2s,2p + 2xσ1s = 6x0.35 + 8x0.85 + 22x1

Ce qui donne une charge effective de : Z* = 17 – 10.9 = 6.1

►30Zn: 1s22s22p63s23p64s23d10

(1s)2 ( 2s,2p)8( 3s,3p)8 (3d)10(4s)2

σ = 1xσ4s + 10xσ3d +8xσ3s,3p + 8xσ2s,2p + 2xσ1s

= (1x0.35) + (18x0.85) + (10x1) = 25.65

Ce qui donne une charge effective de : Z* = 30 – 25.65 = 4.35

Chapitre III

État de la matière

Chimie Générale

Chapitre III : État de la matière

26

Chapitre III : État de la matière.

I- Constitution de la matière:

1- Différentes phases de la matière:

A l’échelle macroscopique, une phase est une quantité de matière homogène, on

distingue la phase gazeuse, liquide et solide.

a- Phase gazeuse :

a) Les molécules sont pratiquement indépendantes, elles se déplacent grâce à

l’agitation thermique, en un mouvement désordonné. Les gaz ne donnent autre

eux que des mélanges homogènes ex : air, O2, H2, N2.

Les interactions sont faibles.

b- Phase liquide :

Les molécules peuvent se déplacer les unes par rapport aux autres, les interactions

sont trop fortes que dans les gaz.

Un mélange de liquide peut donner une seule phase ou 2 phases miscibles ou

émulsion.

c- Phase solide :

Les molécules sont disposées selon des arrangements déterminés et presque

immobiles.

Mélange de solides autant de phases que de solide.

Chimie Générale


27

Exemple1 :

H2(g) + ½ O2(g) H2O(l) nombre de phases φ = 2.

SO2(g) SO2(g) + ½ O2(g) nombre de phasesφ = 1.

H2O(l) H2O(g) nombre de phases φ = 2.

Fe(s) + H2O(g) Fe2O(s) + H2(g) nombre de phases φ = 3.

Dans ce chapitre on va parler de l’état gaz et liquide

I. L’état gazeux :

I-1. Caractéristiques de l’état gazeux :

Un gaz est constitué de molécules assez éloignées les un des autres est animées de

mouvement désordonnes. Le gaz est caractérisé par les variables d’états : le volume,

la pression et la température.

a) Le Volume : les gaz occupent des volumes qui dépendent de la pression et de la

température.

Le volume peut être exprimé en ml ou cm3, l ou m3.

1l = 103ml =103cm3.

1m3 = 103l.

b) La Pression : C’est une force exercée sur une unité de surfaceF�� ⊥ S��. Elle est

exprimée en pascal, atm, mm Hg, cm Hg.la pression est inversement

proportionnelle au volume.

P = � (F⊥S)

� F : force (N) Newton.

� S : surface (m2).

� P : pression (Pa) Pascal

1 atm = 760 mmHg = 76 cmHg

1atm = 101325 Pa = 1.012x105 Pa.

1 atm = 1,013 106 dynes/ cm2

1 cmHg = 1,33 104 dynes/ cm2

Chimie Générale


28

c) La température : exprimée soit en degré Celsius ou en kelvin

T (k)= T°c + 273,15

d) Conditions normales de températures et de la pression : C, N, T, P.

Ces conditions normales correspondent à la température absolue T = 0°c et à la pression

atmosphérique P = 1 atm.

La Loi des gaz, c’est la loi reliant le volume d’un gaz avec la pression et à la

température.

I-2 Les gaz parfaits :

Dans le cas des gaz parfait on néglige les interactions entre les molécules de gaz, Les

gaz qui suivent ces lois se comportement comme un gaz parfait ou un gaz idéal.

Remarque : ces lois ne s’appliquent qu’aux gaz qui ne subissent pas de

transformation chimique quand la pression et/ou température change.

P.V = n.R.T

P: Pression en atm, Pa, mmHg.

V: Volume en l, m3.

n: Nombre de moles.

T: Température en kelvin.

R: Constante des gaz parfaits.

Valeurs de la constante des gaz parfaits:

P V R = ��

atm

mmHg

Pa (1N/m2)

l l

m3

� � ��,�� =0,082 l.atm.mol-1.K -1

�� ,�

� � �� =62,36 l.mmHg.mol-1.K -1

�,�� ,� �� =8,31j.K-1.mol-1

Chimie Générale


29

I-3 Les lois des gaz :

I-3-1. Loi de BOYLE - MARIOTTE :

Quand la température est maintenu constante, le volume d’une masse donnée de gaz

parfait varie en raison inverse de la pression à laquelle est soumis ce gaz.

�V x P�� = C!"#

Soit un gaz qui subit une transformation d’un état initial vers un état final

État initial (1) État final (2)

�V�P�� = C!"#

On a: $%& = '()*P1V1= P2V2

I-3-2. Loi de CHARLE :

A pression constante, le volume d’une masse de gaz varie proportionnellement avec

la température.

V = kT

c.à.d +,�-./.".01

= +,�-2./01

3&45

$= '()* &6

46 = &7

47

I-3-3. Loi de GAY-LUSSAC :

A volume constant la pression d’un gaz varie proportionnellement avec la

température.

3$45

&= '()* $6

46 = $7

47

Chimie Générale


30

I-3-4. Loi de DALTON relative aux pressions partielles :

Soit un mélange de gaz sous une pression totale, chaque constituant est caractérisé

par sa propre pression dite pression partielle. La pression totale de ce mélange est

égale à la somme des pressions partielles de tous les constituants gazeux.

La pression partielle (Pi) d’un constituant dans un mélange gazeux est la pression que

ce gaz exercerait s’il occupait seul tout le volume.

L’expression de la pression partielle Pi est donnée par la relation :

Pi = PT. xi

Avec : PT est la pression totale est : PT = ∑ Pi .:� = P1 + P2 + P3 + …. + Pi

xi =�;

∑ �; dite fraction molaire

Le nombre de mole total est : nT = n1 + n2 + n3 + …. + ni = ∑ ni.:�

∑ xi.:� =1

Exemple :

À la pression atmosphérique on mélange 0.5g d’O2, 0.8g d’H2et 3.6g d’N2 calculer la

pression partielle de chaque constituant dans le mélange.

1) calcul du nombre de mole de chaque gaz :

nO2 = =>?

@ = �.B�� = 0.0156mol

nH2 = =C?

@ = �.D� =0.4mol

nN2 = =E?

@ = �.��D = 0.128mol

2) Calcul de la fraction molaire :

xO2 = �O2∑ �;

= �.��B�

�.��B�H�.�H�.��D = 0.0286

Chimie Générale


31

xH2 = �H2∑ �;

= �.�

�.��B�H�.�H�.��D = 0.735

xN2 = �N2∑ �;

= �.��D

�.��B�H�.�H�.��D = 0.235

3) Calcul des pressions partielles:

PO2 = PT. xO2 = 1x0.0286 = 0.0286atm

PH2 = PT. xH2= 1x0.735 = 0.735atm

PN2 = PT. xN2 = 1x0.235 = 0.235atm

P. = PKL + PK? + PK� + ⋯ PKO

Selon la loi de DALTON :

P" = P P./

.:�

Remarque :

La loi de DALTON n’est rigoureuse que pour les gaz parfait à des faibles pressions

I-3-5 Loi d’AVOGADRO :

Des volumes égaux de gaz différent pris dans les mêmes conditions de T et de P

contiennent le même nombre molécule.

Cette hypothèse d’AVOGADRO va nous permettre de déterminer les masses

moléculaires ou les masses relatives des gaz.

Exemple :

1litre d’O2 à une masse de 1,43g et 1litre de CO oxyde de carbone à une masse de

1,25g. Dans des C. N. T. P

D’après la loi d’AVOGADRO si la masse moléculaire d’oxygène MR? = 32g/mol. Quelle est la masse moléculaire de CO ?

Chimie Générale


32

MYR = �,�B�,�� x32 = 28 Donc :MCO = 12 + 16 = 28 g/mol.

1-4 Les gaz réels :

On tient compte des interactions entre les molécules de gaz, pour cela on introduit des

paramètres dites paramètres d’interaction (a et b).

Si P +∞ v-b 0 d’où v b

Quelques valeurs de a et b pour différents gaz :

gaz a b H2 N2 O2 CO CO2

0,2444 1,370 1,360 1,485 3,592

0,02661 0,03913 0,03183 0,03985 0,04267

L’équation de Van Der Walls :

P + [� =

\ �]^ PV +

[� =

\ ��]^

_àb + c

ab` = `` − e

_àb = `

` − e − cab`

Le rapport �\ est appelé facteur de compressibilité.

Comportement idéal : V[

\ � 0 et �\ = �

�]^ = ��]f

g� = ��]f

g

�\ 1 d’où PV = RT (G.P).

Déviations positifs : T [

\ � 0 et �\ = �

�]^ = ��]f

g

Déviations négatifs :�

�]^ = ��]f

g= 1 + ^

� (1 − ^ �<<<<0).

_àb = 1 + e

` − cab` = 1 + 1

` +e − cab-

Chimie Générale


33

Si T[

\ 0 et �\ = 1 + ^

� > 1

2- L’état liquide :

Le liquide constitue un état intermédiaire entre l’état liquide et l’état solide.

On peut distinguer soit un liquide pur, ou un mélange de liquide (solvant +soluté) dit

solution, ce dernier peut être soit une solution homogène ou hétérogène.

Un mélange ou liquide homogène une seule phase.

Un mélange ou liquide hétérogène deux ou plusieurs phases (eau +huile).

Généralement, les liquides sont caractérisés par une masse (m), un volume (V) et une

masse volumique (ρ).

La masse volumique ρ représente la masse d’un volume bien déterminé elle est

exprimée en g/ml, kg/l, kg/m3

Chimie Générale


34

ρ =j

k

Les solutions sont des mélanges homogènes qui comprennent 2 ou plusieurs corps

purs simples ou composés, solutés et solvant.

Dans une solution binaire (A, B) le composant qui est en plus grande quantité

s’appelle le solvant, l’autre le soluté.

Exemple1 :

- Liquide pur : eau, alcool, benzène, chloroforme

- Solution : Soluté solide : Eau +NaCl (solution saline)

Eau +Sucre (solution sucrée)

Soluté liquide : Eau + Alcool

Eau + Acétone

Soluté gaz : Eau + NH3

Exemple2 : soit un mélange 60 cm3 de méthanol CH3OH et de 50 cm3 d’eauH2O,

sachant que la masse volumique ρCH3OH = 0,7g/cm3.

- Lequel de 2 composition est le solvant ?

ρ = mV

n. = m.M.

= masse du composé �i�Masse Molaire �i�

nYv�Rv =��w�,�

�32 = 1,3 moles

nv?R = 5018 = 2,7 moles

Puisque nv?R>nYv�Rv donc le solvant c’est l’eau.

Chimie Générale


35

2 -1 Aspect quantitative des solutions

La proportion du soluté dans la solution peut être exprimée de différentes façons. On

cite en ce sens les unités de concentration, soit la concentration molaire (molarité), la

concentration massique la normalité, molalité, etc.

Solution : soluté + solvant.

Pour chacun des constituants est exprimé par une quantité de matière

Pour Le soluté : - La masse.

- Le nombre de moles.

- Proportion par rapport à une quantité de solvant.

Pour le solvant :

- Un volume (en générale litre).

- Une masse (Kg).

- Proportion par rapport à une quantité de soluté.

a) La Molarité ou concentration molaire Cm ou M:

Représente le nombre de moles de soluté par litre de solution elle est exprimée en

mole/l ou M.

c ={

kavec n : nombre de moles

v : le volume de la solution

Exemple :

Dans un volume de 250 cm3 de solution, on dissout m = 4gr de NaOH. (MNaOH

=40gr/mol).

Chimie Générale


36

On calcule le nombre de mole : n = �

�� = 0,1 mole dans 250 cm3.

0.1mol → 250ml

→ 1000ml => M = 0,4mol/l.

b) La Concentration massique ou titre pondéral Cg:

Définition : c’est la masse de soluté qui existe dans un litre de solution, elle est

exprimée en g/l de soluté contenue dans 1L de solution.

Ex : préparation d’une solution de NaCl à 10 g/l

Soluté = NaCl Fiole jaugé de 1L

Solvant = Eau

On pèse 10g de soluté (NaCl).

Il y a 10g de soluté/ 1L de Solvant

c =jk avec m : masse de soluté en g.

v : le volume de la solution en l.

c) La Normalité :

Elle exprime le nombre d’équivalent-gramme de soluté existant dans un litre de

solution. C’est aussi le nombre de mole d’espèces réagissant par le nombre de litre

(L) de solution.

L’équivalent-gramme correspond à la quantité d’une substance capable d’échanger

une mole de corps actifs.

Exemple :

La masse équivalente de HCl c’est la masse molaire ��.B

� = 36.5g

La masse équivalente de H2SO4 c’est la moitie de sa masse molaire ~D� = 49g

Chimie Générale


37

Un corps actif peut être considérer comme le nombre de protons H+ou de OH-

échangé en solution acide base, ou le nombre d’électrons échangé en solution

oxydoréduction. On parle de la normalité pour les solutions acides bases et les

solutions oxydoréduction.

Dans le cas des acides et les bases :

- Acide: 1 eq. Gramme = �

/v�HCl=>1 eq. Gramme = ��

- Base: 1 eq. Gramme = �

/Rv�NaOH=>1 eq. Gramme = ��

Dans le cas des sels:

- CuCl2 Cu2+, 2Cl- => 1eq. Gramme = ��

- Al 2(SO4)3 2Al3+ , 3SO2-4 => 1eq. Gramme =

��

- CaO Ca2+, O2- => 1eq. Gramme = ��

Dans le cas des oxydants et réducteurs (réaction d’oxydoréduction), l’équivalent-

gramme est exprimé par le nombre d’e- échangé : gagné ou perdu

MnO4- + 5e- Mn2+=>1eq. Gramme=

�B

- FeSO4Fe2+ + SO2-4=>1eq. Gramme =

��

Exemple :

On dissout 73gr d’HCl dans 250gr d’eau, la densité de la solution est 1,1 gr/ml.

Déterminer la normalité.

1 eq. Gramme d’HCl => 36,5gr

Le nombre de mole n = ��

��,B = 2 moles de soluté = 2 eq. Gramme.

La masse de la solution msol=mHCl + mH2O = 73 + 250 = 323gr

Chimie Générale


38

La masse volumique ρ ==� d’où v =

��,� = 294 ml

La molarité sera : C= � w ��

�~� = 6,80 mol/l

Donc la normalité N= 6,80 eq. Gramme/l ou encore HCl 6,80 N.

- La relation entre la concentration molaire Cm et la concentration massique Cg

cm =�� ou bienCg = CmxM

- La relation entre la concentration molaire Cm et la normalité

Cm =�{ouN = Cm xn

Avec n = le nombre de protons H+ou de OH-échangé en solution acide base, ou le

nombre d’électrons échangé en solution oxydoréduction.

- La relation entre la concentration massique Cg et la normalité :

N =��

��ouCg = N x Meq

Exemple :

On veut préparer une solution de NaCl à 10%.

n = 10g de NaCl pour 100g de solution.

La solution (Eau + NaCl) 10g de soluté

msol= mNaCl + mH2O donc la massemNaCl= 10g

La masse mH2O = 90g

Exemple :

Combien faut-il de gramme de solution de NaCl à 5% en poids pour obtenir 3,2 g de

NaCl ?

Solution = soluté + solvant.

Chimie Générale


39

Masse de solution = masse de soluté + masse de solvant.

? 3,2 g +

5% en poids = 5 g de soluté pour 100 g de solution.

100

5x3,2 = 64g de solution

Exemple :

Quelle est la molarité M d’une solution qui contient 16g de CH3OH dans 200 cm3 de

solution (C = 12, O = 16, H = 1).

Soluté = CH3OH

Nombre de moles pour 200 de solution :

n. = m.M.

= 1632 = 0,5mole

�� mole 200 ml

n 1000 ml= 1L

n = 1000200 x 1

2 = 52 mole

d) La Molalité M :

Elle exprime le nombre de mole de soluté dissout dans un Kg de solvant.

M = {

j��exprimée en mol/kg de solvant

Exemple :

On dissout 73gr d’HCl gaz dans 250gr d’eau, calculer la molalité= ?

Nombre de moles d’HCl n = �� =

��,B = 2moles dans 250gr d’eau d’où la molalité

M = �w��

�B� = 8 moles/Kg de solvant.

Chimie Générale


40

e) Fraction molaire X i : elle exprime le rapport entre le nombre de moles d’un

constituant i au nombre de moles total.

�� = {�∑ {�

Avec la somme des fractions molaires ∑ �� = 6

Soit un mélange de deux constituants A et B.

A (mA,MA, nA= ��

)B(mB,MB,nB= ��

)

XA= /�

/� H /� et XB =

/�/� H /�

avecXA + XB = 1

Exemple :

Déterminer la fraction molaire de chacun des constituants d’une solution d’HCl

contenant 73gr HCl gaz dans 220gr d’eau.

nHCl = �

��,B = ��

��,B = 2 moles nH2O= ��D (MH2O = 18)

D’où, on détermine XHCl et XH2O

XHCl = �

�H??�L�

= 0,1406 XH2O = ??�L�

�H??�L�

= 0,8594

XHCl+ XH2O = 1

2 – 2 Lois des solutions diluées :

Si le liquide considéré contient un soluté en faible quantité (solution diluée), les

grandeurs Te, Tf et P0 varient légèrement.

- La tension de vapeur P0 (pression) à T° donnée.

- La température d’ébullition Te

- La température de fusion on de congélation Tf

Chimie Générale


41

Ces variations ∆Te, ∆Tf et ∆P0dépendent de la concentration en soluté. Les lois de

RAOULT expriment que ces variations sont proportionnelles à la molalité, ∆Te et ∆Tf

ou à la fraction molaire du soluté pur.

Loi de Raoult : dit que pour des solutions diluées de composés non volatils (évaporer)

non électrolytes qui ne conduisent pas le courant, l’abaissement de la tension de

vapeur (∆P) (variation de tension) ∆P est proportionnel à la fraction molaire de soluté

ou à la molalité de la solution.

Les Caractéristiques des liquides :

- Température d’ébullition : Te

- Température fusion ou de congélation : Tf ou Tc

- La pression de vapeur : P0

2 - 2-1 Loi de Raoult :

a- Ébullition :

Élévation du point d’ébullition (ébulliométrie ∆Te) :

∆Te = ke. M ke = Cste ébullioscopique d’ébulliométrie.

∆Te = point d’ébullition de la solution – point d’ébullition du solvant pur.

La variation de la température (∆T = T2-T1) est proportionnelle à la molalité M

(Quantité de soluté additionnée).

Avec ke : constante ébulliométrique.

Avec M = ��=^�� =�� é

�� [��

Exemple : On dissout une masse m = 5,85 gr de NaCl dans 200ml d’eau (200g)

MNaCl = 23 + 35,5 = 58,5g/mol

Le nombre de mole est = =@ = B.DB

BD.B = 0,1mol

0.1mol 200g d’eau

M 1000g d’eau

La molalité M = 0,5 mole/kgsolvant

∆Te= ke.M = 0.51 x 05 = 0.255°c

Chimie Générale


42

Quelques valeurs de ke:

Solvant ke ∆Te pour une molalité =0,5 Eau

Benzène Éthanol Acétone

0,51 0,53 1,22 1,71

0,255 1,265 0,610 0,855

b- Cryométrie: (cryogénation).

La température de congélation ou de fusion s’abaisse de ∆Tf = ∆Tc telle que

∆T f = kf. M kf: constante de fusion ou cryométrie.

Quelques valeurs de kf:

Solvant Kf ∆Tf pour une molalité =0,5 Eau

Benzène Acide acétique

1,86 5,12 3,90

0,98 2,56 1,95

Exemple : congélation de l’eau.

Tc = f(t).

Chimie Générale


43

La fusion de la glace :

c- Tonométrie :

Les liquide sont caractérisé parla pression de vapeur qui dépend de la quantité de

matière de soluté. L’addition d’une quantité de matière de soluté à un solvant

entraine une diminution de La pression de vapeur ∆P selon la relation:

∆P = kp. M

kp: constante qui influe les pressions.

Tension de vapeur (du dessus) de la solution = tension de vapeur du solvant pur x

fractions molaire du solvant.

Pour un certain nombre de solution, la pression de vapeur du solvant est

proportionnelle à la fraction molaire de celui-ci.

Si P0 pression initiale, P pression de vapeur du solvant.

P = P0.xS

xS: fraction molaire du solvant.

La variation de la pression de vapeur est donnée par la relation :

∆P = P0 – P

= P0– P0.xS= P0(1 – xS) = P0.xádonc ∆P = P0xá

(xá: fraction molaire du soluté) et Σxi= 1 =>xS + xá = 1

Chimie Générale


44

Exemple : on dissout 1 mole du Naphtalène dans 10 moles de benzène, la pression de

vapeur P0 = 75 mmHg, à T = 20°C.

Calculer la variation de pression ∆P ainsi que la pression de solvant P.

On a : ∆P = P0.xs

On calcule la fraction molaire de soluté x = �L�¡

= �¢�¢H�f

= ��H�� = �

��

Calcul de la variation ∆P = P0.xs

= 75.1£ ��= 6,8 mmHg

∆P = P0– P => P = - ∆P + P0

Donc on peut déduire la pression du solvant P.

=> P = -6,8 + 75 => P = 68,2 mmHg

2– 2 -2 Loi de Van’thaff :

Relative à la pression osmotique : la migration des particules d’un milieu

concentré vers le milieu le moins concentré à travers une membrane de

séparation

Soit une solution de saccharoses (sucre+eau).

Un solvant (eau)

Chimie Générale


45

Membrane semi perméable Perméable au solvant.

Imperméable au soluté.

A l’instant initial le Solvant et le soluté exercent la même P.

A l’instant t il y a Équilibre => V1 = V2

=>Sur pression appelé pression osmotique π

On applique la loi de la pression osmotique (liquide)

π V = nRT

π = �\

� = �� ab = =

@� ab = =� . \

@

=� : Concentration pondérale (gr/l)

π = C. ¤¥� avecC =

=� M: masse molaire du soluté.

Chapitre IV

La radioactivité

Chimie Générale

Chapitre IV : La radioactivité

46

Chapitre IV : La radioactivité.

I- La stabilité des Noyaux :

Dans la nature il existe des noyaux stables et des noyaux instables ; un noyau est dit

stable si les forces de repulsion proton – proton sont faibles alors l’énergie de liaison

est forte.

Par contre un noyau instable présente une force de repulsion importante, l’énergie de

liaison est faible.

L’origine de la stabilité s’explique par la présence des neutrons qui neutralisent les

forces de repulsion

Quantitativement, on peut connaitre si le noyau est stables àu non par le calcul du

rapport ��

� = ��.

Si ��

� < 1,5 => le noyau est stable.

Si ��

� > 1,5 =>le noyau est instable.

Exemple : U�� : uranium =>

�� =

�� = 1,58 donc U est instable.

Les noyaux stables peuvent se transformer en noyaux instables par voie artificielle et

cela par un bambardement du noyau par des neutrons.

Tout noyau instable peut devenir stable avec émission de rayonnement :α , β , γ.

Chimie Générale


47

A- Le rayonnement α:

Il correspond au noyau de Helium He�� ,conserne les noyaux lourds.c’est un

rayonnement moins énergétiquemais plus massique, ce type de rayonnement

correspond à une diminution de nombre de masse (A) de 4 unités est une diminution

de Z de 2 unités et du nombre de neutron de 2 unités.

La reaction est représentée par:

��

�� + ��

Exemple:

Ra �� Rn�

�� + He��

A A’=A – 4

Z Z’=Z – 2

N = A – Z N’ = A’ – Z’ = (A-4) – (Z-2) donc N’ = N – 2

B- Le rayonnement β:

Represente une charge, il est très puissant par rapport au rayonnement α, Le

rayonnement β ne modifie pas le nombre de masse, c’est le nombre de charge et le

nombre de neutron qui varie d’une unité soit une diminution ou une augmentation

d’une seule unité.

Dans le noyau, se produit deux types de réactions:

P n�

+ ��

n� P

+ ��

Il existe 2 types de β

Négaton β- = �� β+ = ��

positon

��

� + � ��

� �� + ��

A A A A

Z Z+1 Z Z – 1

N N -1N N+1

Chimie Générale


48

Le rayonnement β est accompagné par une émission des particules qui n’ont ni

charge ni masse appellés neutrino et antineutrino donc on peut meme les négliguer

dans la réaction.

Le rayonnement β concerne en même temps les noyaux lourds et les noyaux légers. Il

est plus énergétique mais moins massique.

C�� N#

� + e��

N�� C�

� + e�

Na �� Mg�

�� + e��

C- Le rayonnement γ:

C’est une onde électromagnétique accompagnant les deux transformations (α, β), il

represente l’énergie libérée par le noyau résultant des deux transformations pour qu’il

passe d’un état existe à l’état stable, selon la réaction:

Ra �� Rn�

�� ∗ + He�� étape intermédiare très courte.

Rn�� + α + γ

II- Les lois de désintégration:

Pour expliquer la variation du nombre de noyau avec le temps et la cinétique d’une

réaction nucléaire on fait appel à la loi de désintégration.

Soit un noyau instable X qui se transforme en Y.

noyau X noyau Y

t =0 N0 0

t > 0 Nt Nt’

Chimie Générale


49

avec :

N0: nombre de noyau initial.

Nt: nombre de noyau à l’instant X non désintégré.

Nt’: nombre de noyau transformés de X ou le nombre de noyau formés deY.

On peut étudier soit la vitesse de disparition de X ou la vitesse d’apparition de Yselon

la relation:

v = - '(�') =

'(�')

Avec λ: Coefficient de désintégration ou constante radio activeexprimée en s-1.

v= - *�*+ = λN

C’est une équation différentielle du premier ordre, pour la resoudre on doit suivre les

étapes suivantes :

1/- On sépare les variables N et t,pour cela on multiplie les deux membres de

l’égalité par :

*+�x(-

*�*+ =λN) =>-

*+� x *�

*+ = *+�λN=>

*�� = -λdt

2/- On integre:

- *��

��.

= - −λdt+� = -λ- dt+

� ln N N

N�= -λt

t0

Alors: ln Nt – ln N0 = -λt =>ln ()(

= -λt

3/- On introduit l’exponentielle:

e45676 = e�8+alors

�7�.

= e�8+on obtientNt = N0��9)

Chimie Générale


50

La représentation graphiqueN(t) = f(t) N(t) = N0 e-λt

Pour la même équation, on peut diviser les deux membres de l’égalité par N0 pour

avoir�7�.

= e-λt sa representation graphique est une courbe exponentielle decroissante

On peut passer à la forme logarithmique qui estrepresenté par des droites de la forme

y = ax + b , la valeur de λ est détérminée graphiquement par le calcul de pente.

On introduit le logarithme néperien sur l’équation �7�.

= e�8+ on aura

ln�7�.

= lne�8+ et on obtient les formes suivantes

Chimie Générale


51

1ère forme : ln �7�.

= -λt

ln �7�.

< 0

λ > 0

2ème forme :ln �.�7

= λt

ln �7�.

= -λt et ln �7�.

= - ln �.�7

Donc: - ln �.�7

= -λt

Alors:

Chimie Générale


52

3ème forme :-ln �7�.

= λt. On multiplie les 2 membres de l’égalité par -1

-1 (ln �7�.

= -λt) =>-ln �7�.

= λt

4ème forme : ln Nt = – λt + ln N0

Si ln �7�.

= -λt => ln Nt – ln N0 = -λt

Donc: ln Nt = ln N0 – λt alors : ln Nt = – λt + ln N0

De la forme y = ax + b

III- La période radioactive :

Les transformations nucléaires se différent par la vitesse (il y a des réactions rapides

et d’autres qui sont lentes) pour cela chaque noyau est caractérisé par une période

appelé temps de demi vie T ou t1/2 qui ne dépend pas du nombre de noyau, on peut le

définir comme suit:

- La période T : c’est le temps nécessaire pour que la moitié du nombre de noyaux

initial se transforme.

- T : représente le temps au bout du quel l’activité initiale diminue à 50%.

La période T est reliée avec la constante radioactive λ

Quand t = T on a Nt = �.� on remplace dans l’équation N(t) = N0 e

-λt

Chimie Générale


53

Donc: �.� = N0 e

-λt =>� = e-λt½

Alors: ln � = -λT Donc: -ln 2 = -λT

On en déduit: T = 45�

8 ou bien λ = 45�;

On peut déterminer la période T par la méthode graphique:

Le nombre de noyau restant à l’ instant t =nT ou t= nt1/2.

Avec n : entier naturel multiple de T

Chimie Générale


54

On peut déduire qu’à l’instant t = nT on a Nt = �.�<

Nt = N0 e-λt on remplace dans cette équation t =nT et λ =

45�; et on obtient

Donc: Nt = N0e�5 45�

Alors: Nt = N0e45�=< Nt =

�.>?<@< on obtient Nt =

�.�<

Le nombre de noyaux transformés ou désintégré peut être déduit à chaque instant t

Si: Nt = N0 e-λt On a: N’t(transformé) = N0(initial)– Nt(restant)

Donc: N’t = N0 –N0 e-λt

Alors: N’ t = N0 (1 - e-λt)

Chimie Générale


55

IV- La constante du temps A:

Elle représente le temps au bout du quel 63% du noyau initial se transforme (il reste

37%).

Deux méthodes pour déterminer la constante du temps :

a) Par calculB = 8=

+D@

45�=>tD@ = B ln2

b) par la méthode graphique:

Qui consiste à multiplier la valeur maximale N0 x 0,37. Ou bien le tracé de la

tangente à l’origine.

V- L’activité radioactive A:

L’activité désigne le nombre de désintégration par unité de temps (s), elle représente

la vitesse de désintégration ; elle est exprimée en Becquerel (Bq).

1Becquerel (Bq)=1dps : désintégration seconde.

Elle est exprimée aussi en dpm désintégration minute.

On peut utiliser aussi les Curies (ci) comme unité:

1ci = 3,7 x 1010dps = 3,7 x 1010 Bq.

L’activité est définie par la relation A = - *�*+ = v (la vitesse)

Chimie Générale


56

Soit un noyau X qui se transforme en Y X Y

On peut mesurer soit la vitesse de disparition de X ou la vitesse d’apparition de Y

L’activité est proportionnelle au nombre de noyau Nt

À chaque instant on a : At = λ.Nt

À l’instant initial on a A0 = λ.N0 Si: N0> Nt alors A0>At

On peut démontrez que à t At = λ Nt ?

Si: At = -*�7*+ avec Nt = N0 e

-λt

A = - *E�.>=F7G

*+ =>A = -N�dHe−λtI

dt

A t = -N� (-λ)e�8+= λN�e�8+=λ.Nt.

Les lois de désintégrations peuvent êtres exprimées en fonction de l’activité.

On part de : Nt = N0 e-λt si on multiplie les deux membres de l’égalité par λ.

λ.Nt = λ.N0 e-λt on obtient: A t = A0 e-λt et par la suite on peut avoir la relation

suivante: AtA0

= e�8+On introduit le logarithme néperien on aura

ln�7�.

= lne�8+

ont peut représenter ces équations de la même manière que les équations du nombre

de noyau.

VI- La relation entre la masse expérimentale m et le nombre de noyau N:

En pratique on parle de la masse m à la place du nombre de noyau N, car ce dernier

na pas de dimension dans le système macroscopique.

La masse m est reliée au nombre de noyau par l’expression

Nt = M7N NA donc mt =

�7N�O

et par la suite Nt = nt x NA

Chimie Générale


57

Avec NA: nombre d’Avogadro, M: masse molaire g/mole, mt: masse en g

Exemple : soit un échantillon de Ra �� de masse initiale m0 = 0,15 µg, combien ya t

il de noyau dans cette masse ?

N0 = M.N NA =

�,Q R �=S

�� x 6,023 x 1023 donc N0 = 3,99 x 1015 noyau

La loi de désintégration peut être exprimée en fonction de la masse :

On a Nt = N0 e-λt si: Nt =

M7N NA N0 =

M.N NA

M7N NA =

M.N NA e

-ct mt = m0 e-ct et nt = n0 e

-λt

M7M.

= e-λt =>ln M7M.

= -ct

Même chose pour le nombre de moles.

VII- L’aspect énergétique:

1- L’unité de masse atomique universelle:

Étant donné que les masses exprimées en kg ou g ne correspondent pas aux

dimensions des atomes et des molécules, alors on fait appel à l’unité de masse

atomique u.m.a ou unité de masse universelle u.m.u.

L’u.m.a représente le éUV

� de la masse d’un atome de carbone C �

1 u.m.a =

��W =

�W =>1 u.m.a = 1,66 x 10-27 kg

1 u.m.a = 1,66 x 10-24 g

1 u.m.a = 1,66 x 10-27 kg

mp = 1,672 x 10-27 kg = 1,00728 u.m.a

mn = 1,674 x 10-27 kg = 1,00866 u.m.a

Chimie Générale


58

2- Le défaut de masse ∆m:

Le défaut de masse représente la différence entre la masse du noyau et la masse de

ses constituants (les nucléides). Il est donné par la relation suivante:

∆m = (Z mp + N mn) – m X��

Exemple : soit le noyau d’uranium Y��Q , calculer le défaut de masse.

On donne mp = 1,00728 u.m.a, mn = 1,00866 u.m.a, mU= 234.94784u.m.a

∆m = 92(1.00728) +143(1.00866) – 234.94784 = 1.9603u.m.a

3- Énergie de liaison ∆EL = EL:

On appelle énergie de liaison l’énergie nécessaire pour former un noyau à partir de

ces constituants (nucléides).ou c’est l’énergie nécessaire pour séparer un noyau à ses

constituants.

On peut l’exprimer soit en Joule soit en eV ou MeV.

∆EL = EL = ∆mx c2

Avec : ∆m (kg) c = 3x108m.s-1 (vitesse de la lumière dans le vide)

∆EL = EL = ∆m x 931,5 (MeV)

Avec : ∆m (u.m.a) 931.5 représente l’énergie d’une u.m.a

1eV = 1,6 10-19 Joule1 MeV = 106 eV 1 MeV = 1,6 10-13 Joule

Exemple:

Soit le noyau du Rn�� , Calculez ∆EL en MeV et en Joule.

On donne : mp = 1,00728 u.m.a

mn = 1,00866 u.m.a

mRn = 221,9947 u.m.a

∆EL = EL = ∆m x 931,5

∆m = 86 (1,00728) + 136 (1,00866) – 221,9947

Chimie Générale


59

∆m = 1,80914 u.m.a

EL = 1,80914 x 931,5

EL = 1685,21 Mev

EL = 2,696 x 10-13 Joule

VIII- Les réactions de Fission et de Fusion:

a- Réaction de Fission:

Elle consiste à un bombardement d’un noyau lourd par un neutron pour donner

naissance à deux petits noyaux plus stables que le noyau lourd, avec régénération

d’un nombre de neutron qui vont initier la réaction de nouveau.

Exemple:

U��Q + n�

XeQ�� + Sr�

�� + 3 n�

b- Réaction de Fusion:

C’est un regroupement de deux noyaux légers pour former un noyau lourd, plus

stable que les noyaux de départ

H� + H

� He� � + n�

H + H

� He��

Les réactions de fission et de fusion produisent une énergie dite énergie libérée qui se

manifeste sous deux formes: Énergie calorifique et Énergie cinétique.

∆Elib = ∆mc2 (joule) ∆Elib = ∆m 931,5 (MeV)

Avec ∆m = ∑ m^éW_+`a - ∑ mb^c*d`+e

Chapitre V

Le tableau périodique.

Chimie Générale

Chapitre V : Le tableau périodique

60

Chapitre V : Le tableau périodique.

I- Introduction:

Le tableau périodiqueregroupe les éléments chimiques qui sont classés par ordre de

numéro atomique (Z) croissant de gauche à droite et de haut vers le bas.

Il contient 7 lignes horizontales appellées périodes et 18 colonnes verticales.

On distingue 4 blocs essentiels dans le tableau périodique: le bloc s, d, p, f.

Le bloc s => 2 colonnes

Le bloc d => 10 colonnes

Le bloc p => 6 colonnes

Le bloc f => 14 colonnes

Chimie Générale


61

II- Description du tableau périodique:

Dans le tableau périodique, les éléments de la même colonne ont les propriétés

physico chimiques identiques. Ces propriétés dependent de la nature de l’élement et

de sa cofiguration électronique externe.

Parmi les familles qui existent On peut distingué :

• Les alcalins:

Ce sont les éléments de la première colonne du tableau périodique, ils se terminent

dans leurs configurations électroniques par ns1 sauf (H: 1s1).

- Le premier métal alcalin, sa configuration électronique est: 1s2 2s1

- Le deuxième métal alcalin, sa configuration électronique est:1s2 2s2 2p6 3s1

Exemple:

La configuration électronique du 4eme alcalin:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p6 5s1

• Les alcalino-terreux:

Ce sont les éléments qui appartiennent à la 2emecolonne du tableau périodique, leurs

configuration électronique se terminent par: ns2.

- Le premier alcalino terreux, sa configuration électronique se termine par: 2s2

- Le deuxième alcalino terreux, sa configuration électronique se termine par: 3s2

- Le troisième alcalino terreux, sa configuration électronique se termine par: 4s2

Exemple:

La configuration électronique du 5emealcalino-terreux:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2

Chimie Générale


62

• Les halogènes:

Ce sont les éléments de la 17eme colonne du tableau périodique qui ce terminent dans

leurs configurations électroniques par: np5.

- Le 1er halogène sa configuration se termine par 2p5 F: 1s2 2s2 2p5

- Le 2eme halogène sa configuration se termine par 3p5 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

- Le 3eme halogène sa configuration se termine par 4p5 Br :1s22s22p6 3s2 3p64s23d104p5

Exemple:

Laconfiguration électronique du 4ième halogène:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5

• Les gaz rares (nobles-inertes):

Regroupent tous les éléments de la 18ème colonne du tableau périodique leurs

terminaisons: np6, sauf le Helium (�� qui se termine dns sa configuration par1s2.

- Le 1er gaz rare sa configuration se termine par 1s2 He :1s2.

- Le 2eme gaz rare sa configuration se termine par 2p6 Ne: 1s2 2s2 2p6.

- Le 3eme gaz rare sa configuration se termine par3p6 Ar:1s22s22p63s2 3p6.

• Les métaux de transition:

Ce sont les élements du bloc d leurs terminaison ns2 (n-1)dα, avec α = 1 jusqu’à 9.

- 1ermétal de transition se termine par 3d1: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

- 2ème métal de transition se termine par 3d2 :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

- 3ème métal de transition se termine par 3d3 :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

III- Position des éléments dansle tableau périodique:

Les éléments dans le tableau périodique, sont classés selon le nombre de charge, à

partir de cette classification périodique, on peut déterminer la structure électronique

des éléments connaissant la position et inversement.

Pour déterminer la position d’un élément dans le tableau périodique, il suffit de

donner sa configuration électronique afin de connaitre la ligne et la colonne.

Chimie Générale


63

• La ligne (période):

Pour identifier la ligne, on prend le coeficient de la dernière écriture de s de la

configuration électronique.

• La colonne:

On prend l’exposant (la puissance) de la dernière écriture de la configuration

électronique.

- Si la configuration électronique se termine par sn => n = 1, 2.Donc c’est la nième

colonne dans le bloc s, alors la nième colonne dans le tableau périodique.

- Si la configuration électronique se termine par pn => n = 1…6.C’est la nième

colonne dans le bloc p, alors (n + 12)ième colonne dans le tableau périodique.

- Si la configuration électronique se termine par dn => n = 1…10.C’est la nième

colonne dans le bloc d. donc (n + 2) ième colonne dans le tableau périodique.

Exemple:

Indiquer la position des éléments suivants dans le tableau périodique :

6C, 26X, 4B

6C: 1s2 2s2 2p2

( 2eme ligne, 2eme colonne dans p donc la 14emecolonne dans le tableau périodique).

26X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

(4eme ligne, 6eme colonne dans d, donc la 8emecolonne dans le tableau périodique).

4B: 1s2 2s2

2eme ligne, 2eme colonne dans s, donc la 2eme colonne dans le tableau périodique).

A parir de la classification périodique des éléments, on peut aussi connaitre la notion

du groupe et sous groupe, qui nous permet de savoir le nombre d’électrons de

valence. On distingue deux sous groupes : sous groupe A et le sous groupe B.

Les éléments du bloc s et p du tableau périodique, ceux qui se terminent dans leurs

configurations électroniques par s ou p sont du sous groupe A.

Les éléments du bloc d du tableau périodique, ceux qui se terminent dans leurs

configurations électroniques par d sont du sous groupe B.

Chimie Générale


64

Bloc s Bloc d Bloc p

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

IA IIA III B IVB VB VIB VII B VIII B IB IIB III A IVA VA VIA VII A 0

Exemple:

3Li : 1s2 2s1 ; période 2, Groupe IA

4Be: 1s2 2s2; période 2, Groupe IIA

7N : 1s2 2s2 2p3 ; période 2, Groupe VA

11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1; période 3, Groupe IA

16S :1s2 2s2 2p6 3s2 3p5; période 3, Groupe VIA

20Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2; période 4, Groupe IIA

33As : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3; période 4, Groupe VA

52Te : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4; période 5, Groupe VIA

Certains paramétres physiques et chimiques,peuvent etres déduites du tableau

périodique telque :

� Le rayon atomique (ra).

� L’électronégativité (en-).

� Le potentiel d’ionisation (Ei, Pi).

� Laforce d’attraction (Fa = �� )

� L’affinité électronique

Ces paramètres sont classées dans le tableau périodique et évoluent dans la ligne et la

colonne comme suit:

Chimie Générale


65

1) Le rayon atomique (ra) :

Dans la même ligne ou période, en allant de gauche à droite, le nombre de charge Z

augmente, c’est le nombre d’électrons qui augment ce qui vas réduire le rayon

atomique.

Dans la même colonne, en allant du bas vers le haut en se rapproche du noyau, donc

le rayon atomique diminue.

2) L’électronégativité (en-) :

L’électronégativité represente le pouvoir d’attraction des électrons a travers la

liaison σ entre deux atomes en liaison.

Au sein de la même période, l’électronégativité augmente de gauche à droite,

ceci s’explique par le nombre d’électron dans la même couche qui vas

augmenter la densité électronique.

Dans la colonne, augmente du bas vers le haut ceci s’explique par le

raprochement des électrons du noyau.

3) La force d’attraction (F a) :

Généralement les électrons sont attirés vers le noyau, (les proton qui sont chargés

positivement) par la force d’attraction coulombienne.

Dans la meme ligne (meme couche) en allant de gauche à droite, le nombre

d’électrons augment donc la force d’attractin augmente aussi.

Chimie Générale


66

Dans la colonne en allant du bas vers le haut (on se raproche du noyau), la force

d’attraction augmente.

4) Le potentiel d’ionisation (Ei, Pi) :

C’est l’énergie nécessaire pour arracher les électrons, elle est proportionnelle ala

force d’attraction.

5) l’affinité électronique (A f) :

C’est l’énergie nécessaire pour la stabilisation d’un électron sur une couche, après sa

capture par un atome. Elle augmente de gauche à droite dans une période et de bas

vers le haut dans une colonne.

Chimie Générale


67

Chapitre VI

Les liaisons chimiques

Chapitre VI

I- Définition :

La liaison chimique représente un lien qui

externe des atomes pour former des orbitales moléculaires à partir des orbitales

atomiques. Cette liaison résulte d’un

L’orbitale s : représenté par une sphère.

Le recouvrement axial : résulte d’une interaction des

donne naissance à une liaison σ

Exemple : H2

Chimie Générale

Chapitre VI : Les liaisons chimiques

68

Chapitre VI : Les liaisons chimiques.

La liaison chimique représente un lien qui s’établie entre les électrons de la couche

des atomes pour former des orbitales moléculaires à partir des orbitales

résulte d’un recouvrement soit axial ou latéral.

représenté par une sphère. L’orbital

résulte d’une interaction des électrons sur le même axe qui

une liaison σ.

entre les électrons de la couche

des atomes pour former des orbitales moléculaires à partir des orbitales

axial ou latéral.

L’orbitale P :

sur le même axe qui

Chimie Générale


69

Exemple : HCl

Exemple: H2S

1H 1s1

16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Le recouvrement latéral : résulte

en position parallèle. Ce recouvrement donne naissance

La liaison π

Chimie Générale


70

résulte d’une interaction entre les électrons

Ce recouvrement donne naissance à une liaison π

électrons des orbitales p

une liaison π.

Pour mieux comprendre le mode de recouvrement on fait appel à la représentation

le diagramme de Lewis avant et après liaison

II- Diagramme de LEWIS

Pour les atomes on représente les

célibataires ou doublet libres).

1H : 1s1 H•

7N : 1s2 2s2 2p3 N

8O : 1s2 2s2 2p4 O

17Cl : 1s2 2s2 2p63s2 3p5 Cl

Pour les molécules on représente les électrons en

doublets libres.

H2O :

HCl:

Chimie Générale


71

Pour mieux comprendre le mode de recouvrement on fait appel à la représentation

de Lewis avant et après liaison.

Diagramme de LEWIS :

Pour les atomes on représente les électrons de la couche externe (électrons

célibataires ou doublet libres).

Pour les molécules on représente les électrons en liaison (doublets liants) et les

Pour mieux comprendre le mode de recouvrement on fait appel à la représentation ou

électrons de la couche externe (électrons

doublets liants) et les

O2:

7N2:

CO2:

Dans la liaison chimique on forme des orbitales moléculaires à partir des orbitales

atomiques. Il existe plusieurs types de liaison.

1/-La liaison covalente :

Une liaison covalente est une

à des orbitales séparées, afin

(couche de valence saturée). On

triples (σ,π).

Généralement la liaison (σ

covalentes soit entre des atomes monoatomiques ou polyatomique

Chimie Générale


72


atomiques. Il existe plusieurs types de liaison.

Une liaison covalente est une mise en commun de 2 électrons célibataires

afin d’avoir la configuration du gaz rare le plus proche

(couche de valence saturée). On distingue des liaisons simples (σ)

liaison (σ) est plus énergétique. On peut avoir des liaisons

covalentes soit entre des atomes monoatomiques ou polyatomique


mise en commun de 2 électrons célibataires appartenant

d’avoir la configuration du gaz rare le plus proche

σ), liaison doubles et

énergétique. On peut avoir des liaisons

:

Chimie Générale


73

Exemple :

H-H, Cl-Cl, O=O Molécules diatomiques homonucléaires.

H-Cl, S=O Molécules diatomiques hétéronucléaires.

H2O, CH3COOH H2SO4 Molécules polyatomiques.

2- Liaison ionique :

C’est un transfert d’électrons entre un atome électropositif et un autre atome

électronégatif, généralement elle s’établie entre les atomes de la 1er et la 2eme colonne

du tableau périodique avec les éléments de la 17eme colonne du tableau périodique. Si

A et B d’une molécule AB ont des électronégativités différentes, l’un des atomes

attirent facilement les e- de l’autre, on obtient donc des ions A+ et B-.

A-B A+ et B-

Il y a donc transfert d’électron de l’un vers l’autre.

Exemple :

Na et Cl Na+, Cl-

Na et Br Na+, Br-

Mg et 2Cl Mg2+, 2Cl-

K et Cl K+, Cl-

Ce type de liaisons n’est pas rigide.

3- liaisons dative ou coordinance :

La liaison dative s’établie entre atome ayant un doublet libre (donneur d’électron) et

un autre atome ayant une orbitale vide (accepteur d’électron).

Exemple : NH3+BF3

NH3+H

La formation d’ion ammonium.

HClO2HClO3

HClO4H2SO4

SO2

Chimie Générale


74

formation d’ion ammonium.

Chimie Générale


75

4- La liaison d’hydrogène :

La liaison hydrogène s’établie entre un atome ayant un doublet libre et un atome

électropositif. C’est une liaison chimique de type électrostatique.

On peut avoir 2 types de liaison hydrogène :

Liaison hydrogène inter moléculaire :

Liaison hydrogène intramoléculaire :

III- Le moment dipolaire :

Le moment dipolaire résulte d’une différence d’électronégativité qui existe entre

deux atomes en liaison ce qui entraine un déplacement d’électrons de l’atome

électropositif vers l’atome électronégatif à travers la liaison σ.

Le déplacement d’électron crée un dipôle (la densité électronique est hétérogène au

niveau de la liaison qui induit un moment dipolaire).

A+� B-�

µ ||μ��|| = �. r

||μ��|| = |δ| x d (c. m: Colomb. Mètre).

Charge déplacée distance en mètre

Autre unité du moment dipolaire

Le Debye =>1D = 3,7 10-30 c. m

MKSA : e-= 1,6x10-19 C = 4,8x10

1A° = 10-10m

Remarque :

Le moment dipolaire est nul dans les cas suivants

- Dans une molécule diatomique homonucléaire

- Dans une molécule linéaire symétrique

Dans le cas d’une molécule tri

liaisons) on calcule le moment dipolaire

Exemple :

u�� = u� � u�� 2uu� cosƟ

Chimie Générale


76

| x d (c. m: Colomb. Mètre).

distance en mètre

dipolaire :

c. m = 10-18 C.G.S.

4,8x10-10 u C.G.S

Le moment dipolaire est nul dans les cas suivants :

Dans une molécule diatomique homonucléaire : H2, Cl2, N2μ��Dans une molécule linéaire symétrique : O=C=O =>μ��CO2 = 0.

molécule triatomique ou polyatomique (contenant 2 ou plusieurs

liaisons) on calcule le moment dipolaire résultant

cosƟ

μ� = 0

= 0.

ou polyatomique (contenant 2 ou plusieurs

Chimie Générale


77

U�� = 0

Le caractère ionique :

Le caractère ionique I mesure le taux d’ionicité dans une liaison, il est donné par la

relation :

I = ��é��

��é ��!"� 100%

Uthéorique= |e| x d (|e|= 1,6 10-19, d: distance)

Uexpérimentale= |δ| x d (|δ|: charge réelle)

Donc: I = |$| % & |'| % & 100% (δ<<e)

Liaison surement ionique: i = 100%

Liaison surement covalente: i = 0%

65% d’ionicité et 35% de covalence: i = 65%

Si la liaison était purement ionique (100%), la charge (δ) est égale à e. Dans ce cas on

parle du moment dipolaire électrique µe = µthé = e.r.

Molécule r (A°) µthé = e. r µexp = δ. r µ()*µ+,é

x100

HF HCl HBr HI

0,92 1,27 1,41 1,61

4,42 6,09 6,77 7,79

1,91 1,07 0,79 0,38

45 17,5 12 5

Chimie Générale


78

IV- L’hybridation des orbitales atomiques:

L’hybridation est un mélange d’orbitales atomiques de la couche externe, on peut

avoir ce phénomène après excitation de l’électron.

Il s’agit de trois types d’hybridation : sp3, sp2, sp

1) - L’hybridation sp3:C’est une combinaison entre 3 orbitales s et 1 orbitale p,

on obtient donc 4 orbitales hybridées sp3 équivalentes.

L’atome du Carbone:

6C: 1s2 2s2 2p2

Excitation d’e- 4 orbitales hybridées sp3

1 OAs+ 3 OAp4OAhyb

Carbone hybridé sp34 liaisons σ.

Forme géométrique tétraédrique.

Les angles sont de l’ordre de 109° 28’.

Exemple : Molécule de CH4:

Exemple : Molécule de CH3Cl

Chimie Générale


79

Exemple : Molécule de NH3:

Doublet libre

2) - L’hybridation sp2 : C’est une combinaison entre une orbitale s et 2 orbitales

p, on obtient donc 3 orbitales hybridées sp2 équivalentes et une orbitale p pure.

Carbone hybridé sp23 liaisons σ et 1liaison π.

Forme géométrique trigonale (triangle plan).

Les angles sont de l’ordre120°.

Exemple: C2H4: La molécule d’éthylène

3)- L’hybridation sp : C’est

on obtient donc 2 orbitales hybridées sp équivalentes et 2 orbitales p pures.

Exemple : la molécule C2H2

Chimie Générale


80

La molécule d’éthylène hybridation sp, forme trigonale

C’est une combinaison entre une orbitale s et 1 orbitale p,

donc 2 orbitales hybridées sp équivalentes et 2 orbitales p pures.

2:

trigonale.

une combinaison entre une orbitale s et 1 orbitale p,

donc 2 orbitales hybridées sp équivalentes et 2 orbitales p pures.

Chimie Générale


81

Carbone hybridé sp2 liaisons σ et 2 liaisons π.

Forme géométrique linéaire.

Les angles sont de l’ordre180°.

Exemple : BeH2: hybridation sp, forme linéaire.

4Be 1s2 2s2 Etat fondamental.

2s1 2p1Etat de valence.

V- Diagramme des orbitales moléculaires diatomiques:

L’interaction entre deux orbitales atomiques conduits à deux orbitales moléculaires

qui ont des caractéristiques différentes.

►Une de ces orbitales moléculaires est plus stable que la plus stable des deux

orbitales atomiques, elle est dite orbitale moléculaire liante.

►l’autre orbitale moléculaire est moins stable que la moins stable de deux orbitales

atomiques, elle est dite orbitale moléculaire antiliante.

Dans le diagramme énergétique, on distingue deux cas

Pour les molécules diatomiques homonucléaires, de type A2 :Cl2, O2,N2, on a le même

niveau d’énergie.

Pour les molécules diatomiques hétéronucléaires, de type A

différents niveau d’énergie, l’élément le plus électronégatif se place à droite et en bas

dans le diagramme.

-Si Σe-≤ 14 donc l’orbitale

-Si Σe- ≥ 14 donc l’orbitale

L’indice de liaison (ordre de liaison)

L’indice de liaison est un paramètre

pas, ainsi que la nature de la liaison.

L’indice de liaison est calculé par l’expression

►Pour la liaison σIL σ=∑ ./01

2

►Pour la liaison πIL π =∑ ./3

►L’indice de liaison global IL π

Molécule Li2 :

Li: 1s2 2s1

Interaction 2s – 2s: obligatoirement axiale e liaison s.

L’indice de liaison est IL= ½ (2

Chimie Générale


82

Pour les molécules diatomiques hétéronucléaires, de type A-B HCl, CO,

niveau d’énergie, l’élément le plus électronégatif se place à droite et en bas

π(x,y)L se place avant σzL

14 donc l’orbitaleσzL se place avant π(x,y)L

(ordre de liaison) IL

L’indice de liaison est un paramètre qui nous permet de savoir si la liaison existe

pas, ainsi que la nature de la liaison.

L’indice de liaison est calculé par l’expression :

1∑ ./0∗2

31∑ ./3∗2

π =∑ ./56789.:1∑ ./789656789.:

2

2s: obligatoirement axiale e liaison s.

= ½ (2 – 0) = 1 pour Li2.

HCl, CO, NO, on a

niveau d’énergie, l’élément le plus électronégatif se place à droite et en bas

si la liaison existe ou

Chimie Générale


83

Molécule C2:

C: 1s22s2 2p2

Il y a ici interactions 2s – 2s, 2p – 2p et 2s – 2p. Le diagramme de corrélations des

O.M est le suivant :

Si on enlève un électron pour former C2*, la molécule sera déstabilisé puisqu’il s’agit

d’un électron liant. L’indice de liaison diminuera, la longueur de liaison augmentera

et l’énergie de liaison diminuera.

Application à la molécule C2 (avec interaction sp).

Indice de liaison IL = ½ (6 – 2) = 2. Le molécule ne possède pas d’électrons célibataires et est diamagnétique. Cela est confirmé expérimentalement. Si les interactions sp n’étaient pas présentes, la molécule aurait été paramagnétique (2 électrons célibataires).

Chimie Générale


84

Molécule F2:

F: 1s22s2 2p5

Ici encore enlever un électron déstabilise la molécule.

Molécule O2:

1- Diagramme énergétique des orbitales moléculaires (OM) de la molécule

homonucléaire de O2:

La structure électronique d’O2 est: σs2 σs

2* σpz2 (πx

2 = πy2) (πx

*1 = πy*1)

L’indice de liaison est: IL(O2) = ½ (n – n*) = ½ (8 – 4) = 2

Application à la molécule F2 (sans interaction sp).

Indice de liaison IL = ½ (6 – 4) = 1.

Chimie Générale


85

O: 1s2 2s2 2p4

IL (O2) = ½ (n – n*) = ½ (8 – 4) = 2 la longueur de liaison L(O2) = 1,21Å

IL (O2+) = ½ (n – n*) = ½ (8 – 3) = 2,5 la longueur de liaison L (O2

+) = 1,12Å

IL (O2-) = ½ (n – n*) = ½ (8 – 5) = 1,5 la longueur de liaison L (O2

-) = 1,26Å

IL (O22-) = ½ (n – n*) = ½ (8 – 6) = 1 la longueur de liaison L (O2

2-) = 1,49Å

Lorsque l’indice de liaison augmente, la longueur de liaison de ces ions diminue

IL (O2+) >IL (O2) >IL (O2

-) >IL (O22-)

L (O2+) <L(O2) <L(O2

-) <L(O22-)

Exemple : Diagramme énergétique des orbitales moléculaires (OM) de la molécule

homonucléaire N2,(N: Z = 7).

Il y a des interactions entre les orbitales atomiques s et p qui impliquent une inversion

des orbitales moléculaires πx et πy, avec l’orbitale moléculaire σpx.

Application à la molécule O2 (sans interaction sp).

Indice de liaison IL = ½ (8 – 4) = 2. Le molécule possède 2 électrons célibataires et est paramagnétique. Cela est confirmé expérimentalement.

Chimie Générale


86

N: 1s2 2s2 2p3

La structure électronique de la molécule N2 est: σs2 σs

2* (πx2 = πy

2) σpx2

Diagramme énergétique des orbitales moléculaires (OM) de la molécule hétéro

nucléaire CN.

Pour les molécules hétéronucléaires formées à partir d’atomes de la deuxième période

du tableau périodique, il y a des interactions entre les orbitales atomiques s et p qui

impliquent une inversion des orbitales moléculaires πxet πy avec l’orbitale moléculaire

σpz.

N: 1s2 2s2 2p3

C: 1s2 2s2 2p2

L’atome d’azote N est plus électronégatif que l’atome de carbone. Les valeurs des

énergies des orbitales atomiques de l’azote sont donc plus faibles que celles du

carbone.

Le diagramme énergétique dans ce cas est asymétrique.

Chimie Générale


87

La structure électronique de la molécule CN est: σs2 σs

2* (πx2 = πy

2) σpx1

1- Les propriétés magnétiques de N2 et CN.

La présence d’électron célibataire sur les orbitales moléculaires de CN rend cette

molécule paramagnétique. Par contre dans la molécule N2, les électrons sont

appariés ; ce qui confère à N2 un caractère diamagnétique.

Chapitre VII

La thermodynamique

Chimie Générale

Chapitre VII : Thermodynamique

88

Chapitre VII : La thermodynamique.

I- 1er principe de la thermodynamique :

1- Définition:

La thermodynamique c’est l’étude des phénomènes Calorifiques qui accompagnent

les différentes réactions chimiques à savoir.

- Les différents échanges d’états physiques.

- Les échanges d’énergie et les quantités de chaleur et le travail

- Formation des solutions.

- Les opérations de chauffage ou refroidissement.

Dans la thermodynamique on peut définir le système à étudier qui constitue une

partie de l’univers Le reste est appelé : milieu extérieur.

Système

Milieu extérieur

Il existe trois types de systèmes

a) Le système isolé : c’est un système ou il n’y a ni échange de chaleur ni de matière.

b) Le système fermé : dans ce système il y a échange de chaleur mais pas de matière.

c) Le système ouvert : c’est un système dont il y a échange de chaleur et de matière.

2- Énoncé du premier principe :

Le 1er principe exprime que l’énergie interne d’un système ne peut être créé ou

détruite spontanément. Alors L’énergie d’un système isolé est constante. c’est le

principe de la conservation d’énergie.

n moles gaz

Chimie Générale


89

Au cours d’une transformation chimique, la variation d’énergie interne représente la

somme algébrique du travail effectuée et la quantité de chaleur échangé au cour de

cette transformation.

∆U = W + Q

Avec : ∆U : Variable d’énergie interne exprimée en (calorie ou Joule)

W : Travail exprimée en (Joule)

Q : (Quantité de chaleur exprimée en (calorie)

a) La quantité de chaleur (Q) :

Elle est soit sous une forme d’énergie :

- Électrique.

- Mécanique transformation.

- Nucléaire => en énergie calorifique.

Elle est donnée par l’expression :

Q = nxCx∆T

Ou Q = mxC’x ∆T

Avec C : Capacité calorifique molaire ou chaleur spécifique molaire (Cal/ mol c°)

C’ : Capacité calorifique massique ou chaleur spécifique massique (Cal/ g c°).

On peut définir la capacité calorifique ou chaleur spécifique d’une substance comme

étant la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température d’un gramme ou

d’une mole de cette substance de un degré Celsius.

b) Le travail (W) :

L’expression du travail dans la mécanique est donnée par le produit de la force

(F) et le déplacement (l), soit par la relation : W = F. l

La pression est donnée par : � = �� (F⊥S) alors la force : F= PxS

Chimie Générale


90

Donc :W=PxSxl = PxV

� W : le travail (J) joule.

� F : la force (N) Newton, N : unité de la surface.

� S : la surface (m2).

� P : la pression (Pa) Pascal 1N/m2.

� V : le volume (m3).

Dans la thermodynamique et pour un système gazeux, on peut exprimer le travail

par la relation :

Pour une transformation infinitésimale :dW= PxdV

Donc le travail global : � = − ��

Pour un gaz, il s’agit de 2 cas :

• La compression :

V2 < V1

W = − PdV = −P�� dV = −P < 0�V� − V��W > 0�� Donc : � > 0

• La détente :

V2> V1

W = − PdV = −P�� dV = −P > 0�V� − V��W < 0�� Donc : � < 0

La loi des gaz parfaits : PV = nRT

P : Pression en atm, Pa, mmHg.

V1 V2

V1 V2

Chimie Générale


91

V: Volume en l, m3.

n: Nombre de moles.

T: Température en kelvin.

R: Constante des gaz parfaits.

R = 0,082 Latmmol-1k-1

R = 8,31J k-1mol -1

R = 2cal k-1mol -1

c) La variation d’énergie interne :

∆U = Uf-Ui

U : l’énergie interne elle dépend de la température T.

Si T = Cste => U = Cste => ∆U = 0

Pour un système isolé : ∆U = 0 donc: Uf = Ui

Si ∆U>0 le système reçoit ou gagne de l’énergie.

Si ∆U<0 le système libère ou donne de l’énergie.

Cette variation d’énergie entre le système et le milieu extérieur s’effectue soit de

forme de travail w soit de forme de chaleur Q soit les 2 à la fois: w et Q

� Transformation statique ou réversible.

La transformation est réversible si elle est réalisable dans le sens inverse c’est-à-dire

dans les deux sens, elle est qua-statistique:

Dans la thermodynamique une réaction chimique est accompagnée d’une

transformation d’énergie de chaleur et de travail en fonction des paramètres d’états :

P, V, T°, pour cela il s’agit de plusieurs types de transformation.

Si la température est constante transformation isotherme.

Si la pression est constante transformation isobare.

Chimie Générale


92

Si le volume est constante transformation isochore.

Si la quantité de chaleur est nulle transformation Adiabatique.

2-1 la transformation Isobare P = cste :

P = cste =>W = − PdV = −P�� dV = −P�V� − V��

∆U = Q + W

∆U = QP – P (Vf – Vi)

Uf – Ui = QP – P (Vf – Vi)

Uf – Ui = QP – PVf + PVi

Uf – Ui + PVf – PVi= QP on pose H = U + PV => Enthalpie.

(Uf+ PVf) – (Ui+ PVi) = QP= n. CP. ∆T

Hf Hi

Donc : QP = ∆H =n. CP. ∆T

CP : Capacité calorifique molaire à pression constante ou chaleur spécifique molaire à

Pression constante.

∆H : la variation d’enthalpie.

Si ∆H°<0 réaction exothermique.

Si ∆H°> 0 réaction endothermique.

Si ∆H°= 0 réaction athermique.

À pression constante la variation d’enthalpie représente la quantité de chaleur

échangée avec le milieu extérieur.

2-2 la transformation Isochore V = cste :

Si V = cste =>W = − PdV = 0 car Vf = Vi

∆U = Q + W��

=>∆U = QV = n. CV. ∆T.

CV : Capacité calorifique molaire à volume constant ou chaleur spécifique molaire à

volume constant.

Chimie Générale


93

À volume constant la variation d’énergie interne représente la quantité de chaleur

échangée avec le milieu extérieur.

2-3 la transformation Isotherme T = cste :

Si T = cste =>U = cste=>∆U = Uf – Ui = 0

Donc : ∆U = Q + W = 0

QT = - W

On a : W = − PdV

D’après la loi des gaz parfait :

PV = nRT => # = nRTV

W = − $ nRTV dV

W = −nRT $ dVV

�%

�&=> ' = −nRT ln V |�&

�% = −nRT �ln V� − lnV��

� = −*+, -* �.�/ 0, = −*+, -* �.�/

On a:V� = 1234& , V� = 123

4%

On peut écrire : � = −*+, -* �/�. 0, = −*+, -* �/

�.

À température constante le travail représente la quantité de chaleur échangée avec le

milieu extérieur.

3- La relation de MEYER

Elle donne la relation entre la capacité calorifique à pression constante CP et la

capacité calorifique à volume constant CV.

D’après la relation de l’enthalpie H = U + PV

∆H = ∆U + ∆(PV)

QP = QV + ∆(PV)

n. CP. ∆T = n. CV. ∆T +∆(nRT)

Chimie Générale


94

n. CP. ∆T = n. CV. ∆T +nR∆T

On trouve finalement la relation de MEYER :CP = CV+ R

La relation entre la quantité de chaleur à pression constante QP et la quantité de

chaleur à volume constant QV,

∆H = ∆U + ∆(PV)

QP = QV + ∆(PV) et PV = nRT

QP = QV + ∆n RT

∆n : La variation des coefficients stœchiométriques des gaz.

Δn = 6 cœff:;<=>�?@ ABC − 6 cœff;éBE?�� ABC

Exemple :

Soit la reaction: C(s) + O2(g) CO2(g) Δn = 1 − 1 = 0 QP = QV

Soit la reaction: H2(s) + S(S) + 2O2(g) H2SO4(l)

QP = QV + ∆n RT

Δn = 0 − 3 = −3

QP = QV -3RT

II- La loi de HESS :

Un paramètre thermodynamique est dit fonction d’état s’il ne dépend que de l’état initial et l’état final.

Ex : on a : ∆H1 = ∆H2 = ∆H3

∆H est une fonction d’état

Chimie Générale


95

La variation d’enthalpie pour une réaction chimique est égale à la différence entre la

somme des enthalpies des produits et des réactifs :

ΔH; = 6 ΔH� :;<=>�?@ − 6 ΔH� ;éBE?��@

Remarque : la variation d’enthalpie des corps purs simples est nulle.

∆Hf (corps purs simples) = 0

H2(g), Cl2(g), N2(g), O2(g),C(s), Fe(s), Na(s).

Ex:

CJHKO� + �� O� 3CO� + 3H�O

ΔH; = 6 ΔH� :;<=>�?@ − 6 ΔH� ;éBE?��@

ΔH; = 3ΔH��NO%� + 3ΔH��P%O� − ΔH��NQPRO%� − S� ΔH��O%�

0 Corps pure simple

L’état standard :

Un corps est dans son état standard lorsqu’il est à l’état pur et sous la pression d’un

atmosphère et la température de 25°C.

T = 25°C = 25 + 273 = 298k.

La variation d’enthalpie standard est notée: ∆H°298: variation d’enthalpie standard.

Exemple :

Déterminer le ∆H° de la réaction suivante:

SO2(g) + ½ 02(g) SO3(g)∆H° = ?

Chimie Générale


96

Sachant que:

S(s)+ 02(g) SO2(g) ∆H°1 = - 70,96 kcal

S(s)+ 3/2 02(g) SO3(g) ∆H°2 = - 94,48 kcal

On inverse la première réaction

SO2(g) S(s) + O2(g) - ∆H°1

S(s) + 3/2 02(g) SO3(g) ∆H°2

SO2(g)+ 3/2 O2(g) O2(g) + SO3(g)

SO2(g)+ ½O2(g) SO3(g)

∆H° = - ∆H°1 + ∆H°2 = 70,96 - 94,48 = - 23,52 kcal

∆H°<0 réaction exothermique.

III- La Variation de l’enthalpie avec la température: loi de KIRCHOOF :

Soit une réaction :

A B ∆H1 (T1)

Connaissant la variation de ∆H d’une réaction à T1, on peut déduire la variation de

∆H de la même réaction à T2.

Soit ∆HT variation de ∆H à la température T

∆HT+dT variation de ∆H à la température T+dT

A B T T ∆H1 ∆H3

A B T+dT∆H2 ∆HT = ∆H1 + ∆HT+dT+ ∆H3

Expression de ∆H en fonction de C:

∆H1 = CA ∆T = CA(T2 – T1) = CA(T+dT – T) = CAdT

∆H1 = T+dT

Chimie Générale


97

∆H3 = CB ∆T = CB (T – T – dT) = - CBdT

∆HT = CAdT + T + dT - CBdT

∆HT = ∆HT+dT+ (CA- CB) dT

∆HT+dT= ∆HT- (CA- CB) dT

∆HT+dT= ∆HT+ (CB -CA) dT

∆HT+dT-∆HT= (CB -CA) dT

$ T�UV� = $�CB − CA� dTYZ[YY

\],. = \],/ + $ \^�,,.

,/

Avec : ΔC4 = ∑ C4 :;<=>�?@ − ∑ C4 ;éBE?��@

Exemple 1 : la synthèse de l’ammoniac NH3

J� H� + �

� N� NHJ

3H� + N� 2NHJ

À T1 = 25°C, on a : ∆H1= -44,2 Kcal/mol, calculer ∆H2à T2 = 50°C ?

On donne :

Cp (N2) = 3,6 cal/mol

Cp (H2) = 8,2 cal/mol

Cp (NH3) = 2,5 cal/mol

1) Calcul de ΔC4 = ∑ C4 :;<=>�?@ − ∑ C4 ;éBE?��@

ΔC4 = 2C4�bPQ� − c3C4�P%� + C4�b%�d

ΔC4 = 2C4�bPQ� − 3C4�P%� − C4�b%� ΔC4 = 2�2,5� − 3�8,2� − �3,6� ΔC4 = 5 − 24,6 − 3,6

Chimie Générale


98

ΔC4 = −23,2 jkl/nol T1 = 25°c = 298 K

T2 = 50°c = 323 K

ΔH3% = ΔH3& + $ ΔC4dT3%

3&

ΔHJ�J = ΔH�pq + $ ΔC4dTJ�J�pq

ΔHJ�J = ΔH�pq + ΔC4 $ dTJ�J�pq

ΔHJ�J = −44,2 x 10J − 23,2 $ dTJ�J�pq

ΔHJ�J = �−44,2 x 10J� − 23,2 �323 − 298�

ΔHJ�J = −44780 cal/mol Cas particulier Si les valeurs de Cp sont fonction de la température

Même exemple :

N� + 3H� 2NHJ

À T1 = 25°c ΔH� = 54,3 cal/mol Calculer ΔH� (T2 = 150°C)

CP (N2)= 2,3 T2 – 5T + 8

CP (H2)= 4 T2 – 3T

CP (NH3)= T2 – 8T + 12

ΔC4 = 6 C4 :;<=>�?@ − 6 C4 ;éBE?��@

ΔC4 = 2�T� − 8T + 12� − 3�4T� − 3T� − �2,3T� − 5T + 8�

ΔC4 = −12,3T� − 2T + 16 Cal/mol

Chimie Générale


99

ΔHx�J = ΔH�pq + $ ΔC4dTx�J�pq

ΔHx�J = 54,3x10J + $ �−12,3T� − 2T + 16�dTx�J�pq

ΔHx�J = 54,3x10J − 12,23 $ T�dT − 2 $ TdT + $ dTx�J�pq

x�J�pq

x�J�pq

ΔHx�J = 54,3x10J − 12,23 yTJ3 z

�pq

x�J− 2 yT�

2 z�pq

x�J+ 16�T��pqx�J

ΔHx�J = 54,3x10J − 12,23 y�423�J − �298�J3 z − 2 y�423�� − �298��

2 z + 16�423 − 298�

ΔHx�J = −2,018 x 10q Cal/mol ΔHx�J = −2018 x 10� KCal/mol Exemple d’application : ∆H1300k

H2(g) + ½ O(g) H2O(g)

Sachant que les chaleurs massiques sont les suivantes :

CP(H2) =3,5 cal/gr. CP(O2) = 0,22 cal/gr. CP(H2O)= 0,49 cal/gr

∆H300k = - 57,8 kcal

Détermination des capacités calorifiques molaires CP:

CP (H2) = 3,5 x2 = 7 cal/mol CP(O2) = 0,22 x 32 = 7,04 cal/mole CP(H2O) = 0,49 x 18 = 8,82 cal/mole

∆H1300k = ∆H300k + �0,49 .18� − 7 − }�� .0,22 .32~ T��J��

J��

∆H1300k = ∆H300k = 57800 + �0,49 .18� − 7 − }�� .0,22 .32~ . �1300 − 300�

57,8 kcal = 57800 cal

∆H1300k = - 59500 cal réaction exothermique.

Chimie Générale


100

Exercices d’application :

Exercice n°1 :

Une masse de 10g d’azote (N2) subit une transformation isobare de l’état 1 (P1 = 1,5

atm, T1 = 80°C), vers l’état 2 (T2 = 120°C). Lorsque 2085 J de chaleur sont ajoutés au

système, il fournie un travail de 810 J (W<0 (W = -810J)).

1) Calculer le volume de l’état initial V1.

2) Calculer le volume de l’état final V2.

3) Calculer ∆H, ∆V.

On donne : CP = 8,2 Cal/mol, M (N2) = 28 g/mol

État 1 Isobare État 2

P1 = 1,5 atm P2 = 1,5 atm

T1 = 353 K T2 = ?

V1 = ? V2 = ?

n = mM = 10

28 = 0,36mole

P�V� = nRT� => V� = nRT�P� = 0,36 x 0,082 x 3531,5 = 6,95L

Calcul de V2 et T2 ?

W = − $ PdV => ' = −# $ dV�%

�&

W = −P�V� − V��

W = −PV� + PV� => V� = PV� − WP = −W

P + V�

V� = 6,95L = 6,95 x 10�JmJ

P = 1,5 atm = 1,5 10� Pa

Chimie Générale


101

V� = V� − WP => V� = 6,95 x 10�JmJ— 810J1,5 10� Pa

V� = 1,23 x 10�JmJ => V� = 12,3 L P�V� = nRT� => T� = P�V�nR = 1,5 x 12,3

0,36 x 0,082 = 625 K

Calcul de ∆H (P = cste)

∆H = QP = n CP ∆T

∆H = Q = 2025 J

Calcul de ∆U

∆U = W + Q

∆U = -810 + 2025 = 1215 J

Déduire la valeur de CV.

CP = CV + R CP = 8,2 Cal/mol

CV = CP– R

J (R = 8,31 J k-1 mol-1)

Cal (R = 2 Cal k-1 mol-1)

CV = 8,2 – 2 = 6,2 Cal/mol

Calculer la quantité de chaleur Q.

QV = n CV∆T = 0,36 x 6,2 x (625 – 353) = 607,1 Cal

Exercice n°2 :

On considère la réaction de combustion de C3H8O2

C3H8O2 + 4O2 3CO2 + 4H2O

∆Hr = -35,8 Kcal/mol

Chimie Générale


102

On donne:

a) CO2 C(s) + O2(g)∆Ha = 22 Kcal/mol

b) H2(g)+ ½ O2(g) H2O(l)∆Hb = -25 Kcal/mol

c) C(s)+ O2(g) vérifier l’équilibre ∆Hc = -115 Kcal/mol

1) Calculer ∆Hr à T = 25°C

2) Déduire la valeur de ∆H2 à T2 = 100°C

CP (H2O) = 4,15 cal/mol

CP (CO2) = 3,12 cal/mol

CP (C3H8O2)= -12,5 cal/mol

CP (O2)= 4,9 cal/mol

ΔH; = 6 ΔH� :;<=>�?@ − 6 ΔH� ;éBE?��@

ΔH; = 3ΔH��NO%� + 4ΔH��P%O� − ΔH��NQP�O%� − 4ΔH��O%� 0

C3H8O2 + 4O2 ∆Hb 3CO2 + 4H2O

-∆Hc-3∆Ha+4∆Hb

3C(s) + 4H2 + O2 + 4O2

a) 3(C(s) + O2(g) CO2) -∆Ha x 3 b) 4(H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)) ∆Hb x 4 c) C3H8O2 3C(s) + 4H2(g) + O2(g) – ∆Hc

3C(s) + 3O2(g) 3CO2-3∆Ha

4H2(g) + 2O2(g) 4H2O(l) 4∆Hb

C3H8O2 3C(s) + 4H2(g) + O2(g) -∆Hc

C3H8O2 + 4O2 3CO2 + 4H2O

Chimie Générale


103

ΔH; = −3ΔHB + 4ΔH� − ΔHE

IV- Différentes expressions de l’enthalpie de réaction :

Dans la thermodynamique il existe plusieurs types de réaction aux quelles on fait

correspondre une variation d’enthalpie ∆H.

IV-1 L’enthalpie de formation (∆H f):

L’enthalpie de formation c’est l’enthalpie nécessaire pour former un corps composé à

partir des corps purs simples.

Ex : 0 corps pur simple 0

H2 + Cl2 2HCl ∆H; = 2∆H��PN�� − ∆H��P%� − ∆H��N�%� H2 + ½ O2 H2O∆Hr

S + H2 + 2O2 H2SO4

C + O2 CO2 Corps simple pur corps composé

IV-2 L’enthalpie de liaison (énergie de liaison EL ou ∆HL) :

L’enthalpie de liaison est l’énergie nécessaire pour former une liaison à partir de deux

atomes gazeux.

∆HL est toujours négative : ∆HL< 0

L’enthalpie de dissociation (∆Hdissociation = -∆HL> 0)

Exemple :

H(g) + Cl(g) ∆HL H–Cl ∆Hr = ∆HL (H–Cl)

∆Hr = 3∆HL (N-H)

∆Hr = 3∆HL (C-H) + ∆HL (C-C) + ∆HL (C=O) + ∆HL (C-O) + ∆HL (O-H)

Chimie Générale


104

Quelques valeurs d’énergies de liaisons

Liaison Cl-Cl Br-Br I-I H-Cl H-Br H-I Énergie de liaison kcal/mole

57,9

46,1

36,1

103

88

71

IV-3 L’enthalpie d’ionisation ( ∆H i, Ei) :

L’enthalpie d’ionisation correspond à l’énergie nécessaire pour ioniser un atome

gazeux (faire passer un atome gazeux en cation gaz, un atome gazeux perd des

électrons). Atome gazeux cation gazeux

A(g) A+

(g) ∆Hr=∆Hi

Exemple : C(g) C

+(g)

Na(g) Na+(g) Ca(g) Ca2+

(g) IV-4 Affinité électronique (enthalpie d’affinité ∆HAff ou EAff ):

C’est une énergie qui correspond à la transformation d’un atome gazeux en anion gaz

(un atome gazeux gagne des électrons)

A(g) A-(g)

Exemple:

Cl(g) Cl-(g)

O2(g) O2-

(g)

F(g) F-(g)

IV-5 L’enthalpie de sublimation (∆Hsub):

C’est l’énergie correspondante au changement de l’état physique d’un atome de l’état

solide vers l’état gaz.

A(s) ∆Hr A(g) ∆Hr=∆Hsub

Exemple:

C (s) C(g)

Fe (s) Fe(g)

Na(s) Na(g)

Chimie Générale


105

IV-6 L’enthalpie réticulaire (énergie réticulaire∆Hret):

L’énergie réticulaire c’est l’énergie nécessaire pour former un cristal solide à partir

des ions gazeux.

A+(g) + B-

(g) A–B(s) ∆Hr=∆Hret

Exemple:

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)

K+(g) + I-(g) KI (s)

K+(g) + Cl-(g) KCl(s)

Quelques valeurs d’énergies réticulaires :

Composés ioniques NaF NaCl CsI Energie réticulaire kcal/mole -217 -184 -141

Exemple : Exprimer ∆Hf (CaF2) en fonction de l’énergie réticulaire ∆Hré (CaF2).

Ca(s) + F2(g)∆Hf CaF2∆Hr = ∆Hf(CaF2)

∆Hsub(Ca)∆HDiss(F-F)

Ca(g) 2F(g)

∆Hion2∆HAff∆Hrét

Ca2+(g) + 2F-

(g)

La réaction de formation ce fait seulement avec des réactifs pures simples.

Donc : ΔH��NB�%� = ΔH@>��NB� + ΔH��@@��+ ΔH�<1�NB�+2 ΔH�� + ΔH;�? Exemple:

NaCl(s) ∆Hr= -∆Hf (NaCl) Na(s)+ ½ Cl2(g)

-∆Hré

Na+(g)+ Cl-(g) ½ ∆HL(Cl-Cl) + (-∆Hsub)

-∆Hion-∆HAff

Na (g) + Cl(g )

V- Diagramme de CLAPE

Dans ce diagramme on représente

Isochore et adiabatique) graphiquement par

volume.

a- Transformation ISOBARE

b- Transformation ISOCHORE

c- Transformation ISOTHERME

d- Transformation ADIABATIQUE

Chimie Générale


106

EYRAN :

Dans ce diagramme on représente les différentes transformations (Isobare, Isotherme,

Isochore et adiabatique) graphiquement par la variation de la pression en fonction de

ISOBARE :

ISOCHORE

ISOTHERME :

ADIABATIQUE

les différentes transformations (Isobare, Isotherme,

la variation de la pression en fonction de

Chimie Générale


107

Exemple :

Soit un gaz qui subit les transformations suivantes :

Étape A1 →2 une détente Isobare P= cste.

Étape B2 → 3 un refroidissement Isochore V = cst.

Étape C3 → 1 une compression Isotherme T = cste.

Donner les différentes expressions du W, ∆U, Q, ∆H ?

Étape A : détente isobare

(P = P1 = cste),

W = − $ PdV�%

�&= −P�V� − V��

Q4 = nC4ΔT = ΔH

ΔU = W + Q4

Étape B : refroidissement isochore

V = cst donc W = − PdV => ' = 0

Q� = nC�ΔT = ΔU

H = U + PV => ∆H = ∆U + ∆(PV)

∆H = ∆U + ∆ (nRT)

∆H = ∆U + nR ∆T = ∆U + nR (T1 – T2) (T1 = T3)

Étape C :compression isotherme

T = cste donc U = cste => ∆U = 0

W = -Q puisque ∆U = W + Q = 0 => W = -Q

W = −nRT ln V�V� = −nRT ln P�P�

Q = −W � nRT ln V�V�

� nRTExercice :

On considère un gaz parfait qui subit des transformations successive représentés dans

un diagramme de CLAPEYR

pression : PA = 3 atm, VA = 16 L, T

A B (compression isobare V

B C (réchauffement isochore).

C A (détente isotherme).

- Représentez tous ces transformations

- Calculez le nombre de mole de gaz.

- Calculez la pression au point C et la température T

- Calculez pour chaque transformation la quantité de chaleur

milieu extérieur, ∆H, Q, W,

On donne CP = 11,66 J k

- Le nombre de mole :

P�V� � nRT�

- La pression au point C

PNVN � nRTN �� PN � nRTVN

- Calcul de TB.

P�V� � nRT� �� T� � 0,082

Chimie Générale


108

nRT ln P�P�


YRAN à partir de l’état initial à qui est caractérisée

= 16 L, TA = 300 k.

(compression isobare VB = 8L).

(réchauffement isochore).

(détente isotherme).

Représentez tous ces transformations dans un diagramme de KLAPYRON.

le nombre de mole de gaz.

Calculez la pression au point C et la température TB.

Calculez pour chaque transformation la quantité de chaleur

∆H, Q, W, ∆U.

= 11,66 J k-1 mol-1

�� P�V�RT�

� 3,160,082 x 300 � 1,95mole

La pression au point C : TC = TA = 300 k

TN � 1,95 x 0,082 x 3008 � 6 atm

P�V�082 x 1,95 � 150 k


N à partir de l’état initial à qui est caractérisée par la

dans un diagramme de KLAPYRON.

Calculez pour chaque transformation la quantité de chaleur échangée avec le

mole

Chimie Générale


109

VI- Le second principe de la thermodynamique :

Dans le 2éme principe de la thermodynamique on va étudier l’évolution de la réaction

(transformation chimique) pour cela on introduit une nouvelle fonction d’état dite :

Entropie (S), cette fonction d’état nous permet de connaître si la réaction et spontanée

ou non, la variation d’entropie ∆S est donnée par la relation suivante :

\� = \ � + \��

∆iS : variation d’entropie interne.

∆eS : variation d’entropie externe.

On peut calculer ∆S par la relation :\� = 0,

Δ�S = �3�� Donc : Δ�S = ΔS − Δ�S

VI-1Notion d’entropie

Un système isolé qui a subi une évolution ne peut revenir à l’état initial.

Le passage d’un état A(ordre) vers un état B (désordre)

∆S = SB - SA = 0,

Dans toute évolution réversible, l’entropie d’un système isolé reste constante.

1) Variation de l’entropie S avec la température et la pression S = f(T,P)

H= U +PV

dH= dU +d(PV) = CpdT

Donc :dS = Cp =33 - R

=44 …..(1)

2) Variation de l’entropie S avec la température et le volume S = f(T, V)

dU = dQ +dW = CvdT

Donc : dS = Cv=33 +R

=�� ……(2)

3) Variation de l’entropie S avec la pression et le volume S = f(P, V)

(1) = (2)

On tire : =33 =

=�� + =4

4

Chimie Générale


110

On remplace dans (1) ou (2)

Si on remplace dans (2) on aura : dS = Cv(=�� + =4

4 ) + R=��

dS = Cp =�� + Cv =4

4

Pour un cycle réversible, ∆S=0 alors dS = 0

Cp =�� + Cv =4

4 = 0

On divise par Cv, on aura : ��

=�� + N�

��=44 = 0

On a : �� =

dVV + dP

P = 0

On intègre les deux membres de l’égalité on obtient:

γln V + lnP = cst

ln¢£ + lnP = cst

lnPVγ = cst,

Donc : PVγ = cste

D’après la loi des gaz parfaits PV= nRT, on tire P= 123

� et on remplace dans

l’expression précédente 123

� Vγ= cst avec n, R cst

On obtient : TV γ-1 = cste

On tire V= 123

4 et remplace dans la même expression précédente

p�¤¥Y�¦

§¦ = cst

43¨4¨ = cst et on obtient: P1-γTγ= cste

VI-2 Expression d’entropie

A - Pour une transformation isobare P = cste :

A pression constante on a: ∆H = QP = n CP ∆T

dH = dQ = n CP dT

Chimie Générale


111

ΔS = $ dQT = $ nC4dT

T = nC4 $ dTT

3%

3&= n C4 lnT |3&

3%

ΔS = nC4�lnT� − lnT��

Donc ©ª = «¬®« ¯.¯/

B- Pour une transformation isochore V = cste:

A volume constant on a ∆U = QV = n CV ∆T

dU = dQ = n CV dT

ΔS = $ dQT = $ nC�dT

T = nC� $ dTT

3%

3&

Donc: ©ª = «¬²®« ¯.¯/

C- Pour une transformation isotherme T = cste:

A température constant on a W = -Q

W = −nRT ln V�V� = −nRT ln P�P�

ΔS = Δ�S = QT�³? = Q

T

Q = nRT ln �%�& Alors ΔS = �

3 = 123 �1 ´%´&3

©ª = «µ¯ ®« ².²/ = «µ¯ ®« /.

VI-3calcul d’entropie

A 0K (-273°c) on a S°(0k) = 0

A l’état standard T= 25°c (298k), on a ∆S= S° (298k)– S° (0k)= S° (298k)

Si la température T > 298k

H=U + PV

dH= dU +PdV + VdP = TdS –PdV + VdP +PdV

dH= CpdT= TdS+VdP

Chimie Générale


112

à P=cste on a CpdT=TdS=>dS = N:=33

Alors ∆S = ��[Y Y

Y�pq = ST – S298 et on trouve finalement :

ST = S298 + Cpln,

.¶·

VI-4Entropie d’une réaction

La variation d’entropie est une fonction d’état, elle ne dépend que de l’état final et

l’état initial.

Pour une réaction chimique, et selon la loi de HESS, on peut écrire:

∆Sréaction = ΣSproduits - ΣSréactifs

VI-5prévision du signe de ∆S

►l’entropie d’un système augmente, lorsque ce dernier évolue vers des états plus

désordonnées que l’état initial.

Solide → liquide → gaz ∆S augmente

►pour une phase donnée, ∆S augmente : - quand la pression diminue

-quand la concentration diminue (dilution)

∆iS : variation d’entropie interne nous renseigne sur le choc intermoléculaire.

Si ∆iS > 0 (réaction spontanée).

Si ∆iS< 0 (réaction impossible).

Si ∆iS = 0 (équilibre chimique).

VI-6l’enthalpie libre G

Les réactions chimiques se produisent à la suite de choc entre les molécules des

réactifs. Les atomes sont libérés, leurs unions dans un sens ou dans l’autre dépendent

de :

- L’énergie de liaison

- Désordre moléculaire

Une deuxième fonction d’état, reliant l’enthalpie et l’entropie est introduite pour

mieux comprendre le deuxième principe de la thermodynamique, cette fonction d’état

est dite enthalpie libre G.

Chimie Générale


113

G = H – TS

À température et à pression constantes on peut écrire : ∆G = ∆H – T ∆S

La variation d’enthalpie libre d’une réaction est donnée par la loi de HESS.

\¸¹éº»¼ ½* = 6 \¸¾¹½¿ ¼À − 6 \¸�¹éº»¼ �À Avec : ∆G (corps purs simples) = 0

S (corps purs simples) ≠ 0

Les corps purs simples(C(s), Fe(s), Na(s), Cu(s), H2(g), Cl2(g), O2(g), N2(g),)

La variation d’enthalpie libre nous informe aussi sur la possibilité de la réaction.

Si ∆G > 0 (réaction impossible).

Si ∆G < 0 (réaction spontanée).

Si ∆G = 0 (équilibre chimique).

Pour une réaction chimique on peut relier la variation d’enthalpie libre avec la

constante d’équilibre par l’expression suivante :

∆G = ∆G° + RT ln k

∆G° : variation d’enthalpie libre standard.

R : constante des gaz parfaits.

k : constante d’équilibre.

Pour un équilibre chimique : ∆G = 0

∆G = ∆G° + RT ln k = 0 =>∆G° = - RT ln k

Ou bien: -* Á = \¸°+,

Donc on peut déduire la constante d’équilibre : Á = ��\¸°+,

Chapitre VIII

Les acides et les bases

Chimie Générale

Chapitre VIII : Les acides et les bases

114

Chapitre VIII : Les acides et les bases.

I- Généralités :

En chimie des solutions, plusieurs définitions ont été données pour les acides et les

bases.

I-1 Définition de Bronsted Lowry :

Un acide de Bronsted est une espèce chimique (ion ou molécule) capable de

céder un proton H+ ou H3O+en solution, c’est un donneur de proton.

AH + H2O → A- + H3O+

Une base de Bronsted est une espèce chimique (ion ou molécule) capable de

capter un proton H+ en solution, c’est un accepteur de proton.

B + H2O → BH+ + OH-

I-2 Définition d’Arrhenius :

Un acide selon Arrhenius est une espèce chimique (ion ou molécule) capable

de fixer un ion hydroxyde OH-en solution, c’est un accepteur de OH-.

Une base selon Arrhenius est une espèce chimique (ion ou molécule) capable

de céder un ion hydroxyde OH-en solution, c’est un donneur de OH-.

I-3 Définition de Lewis:

Acide selon Lewis est une espèce chimique (ion ou molécule) ayant une

orbitale (case) vide.

Une base selon Lewis est une espèce chimique (ion ou molécule) qui possède

une paire d’électron libre (un doublet libre) qui a tendance à fixer le H+.

Exemples :

HCl + H2O → Cl- + H3O+

CH3COOH + H2O === CH3COO- + H3O+

H3PO4 + H2O ==== H2PO-4 + H3O

+

H2PO-4 + H2O ==== HPO-2

4 + H3O+

HPO-24 + H2O ==== PO-3

4 + H3O+

H3O+ H++ H2O H3O

+unacide

Chimie Générale


115

HBr + H2O H3O+ + Br-

HClO4 + H2O H3O+ + ClO-

4

Na OH Na+ + OH-

NH3 + H2O ==== NH+4 + OH-NH3une base

Ca (OH)2 Ca2+ + 2OH-

Ba (OH)2 Ba2+ + 2OH-

H2O + H+ H3O+ H2O une base

CO2-3 + H2O ==== HCO-3 + OH-

HCO-3 + H2O ==== H2CO3 + OH-

Couple acide/base conjugué :

Toute réaction acide, base met en jeux 2 couples

A chaque acide on fait correspondre une base résultant de la perte d’un H+

de cet acide, dite base conjuguée : Acide HA / base A-

Et a chaque base on fait correspondre un acide résultant du gain d’un H+ de

cette base, dit acide conjugué : Acide BH+/ base B

HA acide 1 + B base 2== A- base 1 + BH+

acide 2(HA / A- et BH+/B) HCN + H2O == CN- + H3O

+(HCN / CN- et H3O+ / H2O)

HCOOH + H2O == HCOO-+ H3O

+(HCOOH / HCOO - etH3O+ /H2O)

H2SO4+H2O ==HSO-

4 + H3O+(H2SO4/HSO-

4 et H3O+ / H2O)

HSO-4 + H2O ==SO2-

4 + H3O+(HSO-

4 / SO2-4 et H3O

+ / H2O)

NH3+ H2O == NH+4 + OH-(NH+

4 / NH3 et H2O / OH-)

CH3NH2+ H2O == CH3NH+3 + OH-(CH3NH+

3 / CH3NH2 et H2O / OH-)

C2H5NH2+ H2O == C2H5NH+3 + OH-(C2H5NH+

3 / C2H5NH2 et H2O / OH-)

Substance amphotères (ampholytes) :

Une substance est dite amphotère ou ampholyte, si elle est susceptible de se

comporter comme un acide ou comme une base.

H3PO4 + H2O H2PO-4 + H3O

+

Chimie Générale


116

H2PO-4 + H2O HPO2-

4 + H3O+

HPO2-4 + H2O PO-34 + H3O

+

AH + H2O→ A- + H3O+

B + H2O → BH+ + OH-

Comme on peut le constater dans les exemples précédents lamolécule H2Ojoue le

rôle d’un acide avec les bases, et joue le rôle d’une base avec les acides. Donc la

molécule d’eau est dite amphotère ou ampholyte

II- Autodissociation de l’eau:

La structure de la molécule H2O confère à l’eau un caractère amphotère, qui se traduit

par le transfert de proton d’une molécule d’eau qui joue le rôle d’un acide à une autre

molécule d’eau qui joue le rôle d’une base.

H2O + H2O ⇔ OH- + H3O

+

L’existence d’équilibre impose que les concentrations des ions H3O+ et OH- ne

puissent pas varier indépendamment. Ce sont des grandeurs liées pare le produit

ionique de l’eau dont la valeur est calculée à partir des concentrations [H3O+] et

[OH -] dans l’eau pure :

K e= [H3O+] x [OH -]= 10-14 à 25°C

Mathématiquement il est possible de prendre le logarithme décimal de Ke. On définit

ainsi le pKe

pK e = -logK eouKe=10-pKe

III- Notion de pH :

Définition

Le pH ou potentiel d’hydrogène exprime la capacité en ion hydronium dans une

solution, en solution pas trop concentrée, le pH est donné par la relation de

SORENSEN

pH= -log [H 3O+] ou [H3O

+] = 10-pH

Chimie Générale


117

Échelle de pH

Pour la grande majorité des applications pratiques, a la température de 25°C,

L’échelle de pH s’étend de 0 à 14.

• Dans l’eau pure à 25°C, [H3O+] = [OH -] = 10-7molL -1 : milieu neutre, pH = 7.

• Si [H 3O+] > 10-7molL -1, [OH -] ˂ 10-7molL -1 : milieu acide, pH ˂ 7.

• Si[H3O+] ˂ 10-7molL -1, [OH -] >10-7molL -1 : milieu basique, pH > 7.

Remarque :

Quel que soit la nature de la solution il existe les ions : OH-et H3O+, mais en

proportion variables

IV- Force des acides et des bases :

IV-1 Acides et bases forts

- Un acide fort est totalement dissocié en H3O+ et en sa base conjuguée, selon une

réaction directe.

HCl + H2O → H3O+ + Cl-

- Une base forte de Bronsted dans l’eau est totalement dissociée en OH- et en son

acide conjugué, selon une réaction directe.

NaOH + H2O →Na+aq + OH-

aq

Si l’acide est fort, sa base conjuguée est faible.

Si la base est forte, on acide conjugué est faible.

Tout couple acide/base (fort) en solution aqueuse ne possède pas une constante K a

(Ka → ∞ et un pKa est égale à 0).

IV-2 Acides et bases faibles

- Un acide est faible si sa dissociation dans l’eau est partielle et conduit à un

équilibre chimique, réaction non totale (réversible). Cas des acides organiques

Chimie Générale


118

RCOOH + H2O → H3O+ + RCOO-

Ces acides sont caractérisés par une constante qui mesure l’acidité du milieu,

c’est la constante d’acidité Ka qui s’exprime par :

k = �� ; [H20] ~ constante.

Alors la constante d’acidité : ka= ��

��

On peut définir : pK a = - log Ka ou Ka=10-pKa

Plus un acide est fort plus son ka est grand et son pka est faible.

Plus un acide est faible plus son ka est petit et son pka est élevé.

- Une base est faible, si sa dissociation dans l’eau est partielle et conduit à un

équilibre chimique, réaction non totale (réversible). Cas des amines.

RNH2+ H2O == RNH+3 + OH-

C2H5NH2+ H2O == C2H5NH+3 + OH-

Ces bases sont caractérisés par une constante qui mesure l’acidité du milieu, c’est

la constante de basicité K b qui s’exprime par :

La constante de basicité :Kb= ��

��

Avec : pK b = - log Kb ou Kb=10-pKb

La constante d’acidité K a est reliée à la constante de basicitéK b du couple acide/base

K ax Kb = ��

�� x��

�� =[H 3O+] x [OH -] = 10-14

K a x Kb= 10-14 = Kedonc : pK a + pKb = 14 à 25°C

Tout couple acide/base (faible) en solution aqueuse possède une constante K a

inférieur à1 et un pK a supérieur à 0.

Plus une base est fort plus son ka est petit et son pka est grand

Chimie Générale


119

Plus une base est faible plus son ka est grand et son pka est faible

V- Coefficient de dissociation:

On appelle coefficient de dissociation α d’un acide ou d’une base le rapport entre la

concentration de l’entité formée et la concentration initiale.

Acide + H2O →base + H3O+α =

��

Base + H2O → Acide + OH-α =

��

α : représente le pourcentage d’acide ou de base dissocié, sa valeur est comprise entre

0 et 1

0 ≤α ≤ 1

- Siα = 1la dissociation est totale, l’acide et la base sont forts.

- Si α ≤ 1la dissociation est partielle l’acide et la base sont faibles.

- Siα = 0 la réaction n’a pas lieu.

Soit l’équilibre suivant : Acide + H2O === base + H3O+

t=0 C0 0 0

tf C0(1 -α) C0α C0α

L’expression de la constate d’acidité Ka devient :

ka= ��

�� = !"# $ !"#!" (& ' #)

ka=)*�+' *

VI- La relation entre pH et pKa: (relation d’Henderson - Hasselbalch)

Soit la réaction suivante : Acide + H2O === base + H3O+

t=0 C0 0 0

tf C0(1 -α) C0α C0α

Chimie Générale


120

D’après la relation de Ka on a : ka= ��

��

�H-O/ = �� 0�

�1234 et pH= -log�H-O/ pH = -log

�� 0��1234 = -logKa - log

�� 1234

On obtient donc :

pH = pKa + log�5678��

�5678��= 10pH-pKa

Exemple :

HCOOH + H2O == HCOO- + H3O+pH = pKa + log

��'��

CH3NH2+ H2O == CH3NH+3 + OH-pH = pKa + log

��9��9+�

Prédominance de la forme acide et basique :

►Si pH <pKa donc log�5678��< 0,

�5678��< 1 la base est prédominante

►Si pH >pKa donc log�5678��> 0,

�5678��> 1 l’acide est prédominant

►Si pH = pKa donc log�5678�� = 0,

�5678��=1 équivalence

VII- pH des solutions aqueuses:

Il s’agit d’établir des relations simple permettent de calculer le pH. Ces dernières

nécessite certaines approximation et de ce faite leur validité est limité en général pour

des solutions diluée et pour utilisés ces relations sans grandes erreurs.

Chimie Générale


121

VII-1 Solution d’un acide fort :

Un acide fort de concentration Ca est également entièrement dissocié dans l’eau.

a/ cas d’un monoacide

AH + H2O → A- + H3O+

t=0 Ca 0 0

tf 0 Ca Ca

La dissociation est totale [H3O+] = [AH] = Ca.

pH= -log [H3O+] = pH= -logCa

pH = -log Ca

b/ cas d’un diacide

AH 2 + 2H2O → A2- +2H3O+

t=0 Ca0 0

tf 0 Ca2Ca

La dissociation est totale [H3O+] = 2[AH] = 2Ca.

pH= -log [H3O+] = pH= -log 2Ca

pH = -log 2Ca

VII-2 Solution d’une base forte :

Une base forte de concentration Cb est également entièrement dissociée dans l’eau.

a/ cas d’une monobase

B + H2O → BH+ + OH- Exemple: NaOH → Na+ + OH-

t=0 Cb 0 0

tf 0 Cb Cb

La dissociation est totale [OH-] = [B] = Cb

[H3O+] ?

ke = [H3O+] [OH-] = 10-14

[H3O+] =

;<�� =

&"�=>��=

&"�=>?@

Chimie Générale


122

pH= -log [H3O+] = -log

&"�=>!A

pH = 14 +log Cb

b/ cas d’une dibase

B + 2H2O → BH2+ +2OH- Exemple: Ca(OH)2 →Ca2+ + 2 OH-

t=0 Cb 0 0

tf 0 Cb Cb

La dissociation est totale [OH-] = [B] = 2Cb

[H3O+] ?

ke = [H3O+] [OH-] = 10-14

[H3O+] =

;<�� =

&"�=>�� =

&"�=>B?@

pH = 14 + log 2Cb

VII-3 Solution d’un acide faible :

RCOOH + H2O ==RCOO- + H3O+

t=0 Cb 0 0

tf Cb (1-α) Cbα Cbα

La dissociation est partielle il s’agit d’un équilibre.

Pour retrouver l’expression du pH, On doit écrire les équations suivantes :

►La Loi d’action de masse : ka = ��

��

►Produit ionique de l’eau: ke = [H3O+] [OH -] = 10-14

►Électro neutralité de la solution:[H3O+] = [A -] + [OH-]

►Conservation de l’espèce A au cours de la dissociation:

Ca = [HA] restant + [A-] formé

►Approximations:

Chimie Générale


123

a/ La nature du milieu : milieu est acide, donc on néglige la concentration des ions

OH-

=>Electroneutralité : [H 3O+] = [A -]

b/ La nature de l’acide : l’acide est faiblement dissocié. On peut négliger :

[A -] <<< [HA]

Conservation C = [HA]

Tenant compte de toutes ces approximations, on peut écrire :

ka = ��

�� = �� C

!

ka =�� C

! [H3O+] = (kax C)1/2

pH= -log [H3O+] = -log (kax C)1/2

pH = +� pKa -

+� logC

VII-4 Solution d’une base faible:

Le résonnement est analogue on a cette fois-ci:

B + H2O == BH++ OH-

t=0 Cb 0 0

tf Cb (1-α) Cbα Cbα

La dissociation est partielle il s’agit d’un équilibre.

Pour retrouver l’expression du pH, On doit écrire les équations suivantes:

►La Loi d’action de masse:kb = ��

��

►Produit ionique de l’eau:ke = [H3O+] [OH -] = 10-14

►Electro neutralité de la solution:[OH -]= [BH +] + [H3O+]

►Conservation de l’espèce A au cours de la dissociation:

Cb = [B]restant + [BH+] formé

Chimie Générale


124

►Approximations:

a/ La nature du milieu : milieu est basique, donc on néglige la concentration des ionsH3O+-

=>Electroneutralité : [BH+]= [OH -]

b/ La nature de la base : la base est faiblement dissociée. On peut négliger :

[BH+]<<< [B]

Conservation C = [B]

Tenant compte de toutes ces approximations, on peut écrire :

kb = ��

�� = ��C

! [OH-]2 = kb C

[OH-] = (kb C)1/2

ke = [H3O+] [OH-] = 10-14 et Ka x Kb= 10-14

[H3O+] =

0<�� =

0<(;<!)= CD =

0<EF<FG!H

= CD = E;<;G! H& BD

[H3O+] = E;<;G

! H& BD

pH = -log [H3O+] = −log E;<;G

! H& BD -log [H3O

+] = −log E;<;G! H& BD

pH= +�[14 + Pka + log C]

pH = 7 + +� Pka +

+� log C

VII-5 Solution d’un acide fort dilué

Soit une solution d’acide chlorhydrique dont [HCl] = 10-8M/l

pH = -log [H3O+] = -log C = -log 10-8 donc pH = 8

C’est un pH > 7 pH basique ? c’est un résultat qui ne correspond pas à la nature du

milieu. Alors on doit tenir compte de :

Chimie Générale


125

*[H 3O+]totale = [H3O

+]acide + [H3O+]eau et [Cl-] = [HCl] = C

*k e = [H3O+]totale x[OH-]

*ΣCizi = 0, [Cl-] + [OH-] = [H3O+]totale

[Cl-] + ;�

��-�/MNMGO< = [H3O

+]totale

C +&"�=>

��-�/MNMGO< = [H3O+]totale

On va résoudre l’équation de 2ème degré :

C[H3O+]totale + 10-14 = [H3O

+]2totale

[H3O+]2

totale - C [H3O+]totale-10-14= 0

x2totale - C x-10-14= 0

On calcule le discriminant ∆ = b2 -4ac qui a pour résultat x1 = [H3O+]

x2 = [H3O+]

pH = -log [H3O+]

VII-6 Solution d’une base forte diluée

Soit une solution de soude dont [NaOH] = 10-9M/l

pH = 14 +log [OH-] = 14 + log C = 14 + log 10-9 donc pH = 5

C’est un pH< 7 donc pH acide ? c’est un résultat qui ne correspond pas à la nature du

milieu. Alors on doit tenir compte de :

* [OH -]totale = [OH-]acide + [OH-]eau et [Na+] = [NaOH] = C

*k e = [OH-]totale x[H3O+]

* ΣCizi = 0, [Na+] + [H3O+] = [OH-]totale

[Cl-] + ;�

��'MNMGO< = [OH-]totale

C +&"�=>

�OH−MNMGO< = [OH-]totale

On va résoudre l’équation du 2ème degré :

C[OH-]totale + 10-14 = [OH-]2totale

Chimie Générale


126

[OH-]2totale - C [OH-]totale-10-14= 0

x2totale - C x-10-14= 0

On calcule le discriminant ∆ = b2 -4ac qui a pour résultat x1 = [OH-] et x2 = [OH-]

pH = 14 +log [OH-]

VI-7- Solution d’un diacide :

L’ionisation d’un diacide se fait en deux étapes, nous aurons donc en solution les

équilibres suivants :

2H20 === H3O+ + OH-

(1) H2A + H20 === HA- + H3O+ de constant d’acidité ka1

(2) HA- + H20 === A2- + H3O+de constant d’aciditéka2

Généralement ka2< ka1 ou bien Pka2>Pka1

ke = [H3O+][OH-] = 10-14ouke =ka kb

ka1 =��

��C� , ka2 =�� C�

��

[H3O+] = [OH-] + [HA -] + 2[A2-]

C = [H2A] + [HA -] + [A2-]

Approximation : le milieu est acide => on peut négliger la concentration des ions OH-

Alors : [H3O+] = [HA -] + 2[A2-]

Nature de l’acide généralement k2<<< k1<<< 1

[A2-]<<<[HA -]<<[H2A], C = [H2A]

On prend toujours [A2-] = 0 ce qui revient à résoudre H2A comme un monoacide.

Application numérique :

Soit à déterminer les concentrations des divers espèces dans une solution de H2S de

molarité initial 0,1 M = C0 connaissant k1 = 10-7, k2 = 10-15

Chimie Générale


127

1°- Écrire l’équilibre:

2H20 H3O+ + OH-

H2S + H20 HS- + H3O+k1 = 10-7

HS- + H20 S2- + H3O+k2 = 10-15

k1= �� P�

��CP = 10'S, k2 =�� TPC�U

��P�

2°- Electroneutralité de la solution :

[H3O+] = [OH-] + [HS-] + 2[S2-]

Conservation de l’espèce S:

C = 0,1 = [H2S] + [HS-] + [S2-]

Approximation : milieu acide, on peut négliger [OH-] =>[H3O+] = [HS-] + 2[S2-]

k2<<< k1 <<<C0

10-15<<< 10-7<<<10-1=>on peut négliger [S2-]

[H3O+] = [HS-],C0 = 10-1 = [H2S]

k1 = �� C

!V => [H3O+]2 = k1C0 => [H3O

+]= (k1C0)1/2

[H3O+]= (10-710-1)1/2= (10-8)1/2 = 10-4=>[HS-] = 10-14

[OH-] = WX

�� =&"�=>&"�> = 10-10

k2 = 10-15 =�� TPC�U

��P� =>[S2-]= 10-15<<<10-4

VII-7- Discussion de ces relations :

1/ Toutes ces relations peuvent être déduites de la relation d’OSTWALD.

ka = !C#C

(&'#) ! ; [H3O+] = C2

α2

ka= �� C!(&'α) [H3O

+] = Yk�C(1 − α)

Chimie Générale


128

Si l’acide est faible donc il est peut dissocié α<<<1

[H3O+] = (ka C)1/2

2/ On peut tirer de la loi d’OSTWALD

ka = !αC&'α

;G! =

αC

&'α

La valeur de α est une fonction directe de kaC .

Lorsque [H3O+] est plus négligeable devant C [H3O

+]<<<C

α n’est plus petit, il faudra donc déterminer α par la résolution d’une équation

du 2éme degré.

C α2 + ka α + ka = 0

α, α’ α > 0

C α2 + ka α - ka = 0

α> 0 : [H3O+] = α C

Expérimentalement on considère α négligeable.

• Résolution d’un équilibre acido-basique :

Considérons par exemple acide faible HA.

1- Écrire l’équilibre de dissociation :

HA + H2O === A- + H3O+

On doit tenir compte de l’auto ionisation de l’eau.

H2O + H2O H3O+ + OH-

On a quatre inconnus [HA], [A-], [H3O+], [OH-]

Système de 4 équations.

Chimie Générale


129

a/ Loi d’action de masse : ka = ��

��

b/ Produit ionique de l’eau : ke = [H3O+] [OH-] = 10-14 et kakb= ke

c/ Electromentralité de la solution : ∑ _/` = ∑ _'` ou bien ΣCizi= 0

Remarque :

Il faut noter qu’un ion portant une charge n+ ou n-- participe par n fois sa

concentration à la charge globale.

[H3O+] = [A -] + [OH-]

d/ Conservation de l’espèce : (Acide /Base)

C = [HA] + [A -]

2 Approximations :

a/ Si le milieu est acide on peut négliger les ions OH-, s’il est basique on peut

négliger les ions H3O+.

b/ acide ou base) faible α<<< 1 on néglige [A-] devant [HA].

3 Exprimer tous les inconnues en fonction de [H3O+]:

Soit solvant [OH-] =;<

��

[H3O+] = [A -] + [OH-] [A-] = [H3O

+] - [OH-]

[A -] = [H3O+] -

;<��

C = [HA] + [A -]

[HA] = C - [A -]

[HA] = C - [H3O+] +

;<��

Équilibre : ka=��

��

Chimie Générale


130

ka= �� a�� ' F<

Tb�c Uda!'�� / F<

Tb�c Ud

ka l’équation du 3éme degré en fonction de [H3O+].

Dans le cas d’un diacide on a affaire à une équation du 5éme degré.

Pour un triacide on a affaire à une équation du 7éme degré.

4 Simplification:

Comparons la valeur de [H3O+] sur

;<��

Quand le milieu est acide: C’est-à-dire quand [H3O+]> 10-6

;<�� =

&"�=>&"�e = 10-8

;<�� Peut être négligé devant [H3O

+] (1%).

PH < 6: ka = �� C

!'�� : équation du second degré.

[H3O+] 2+ ka [H3O

+] –ka C= 0;[H3O+]> 0

Si [H3O+]<< C

Acide faible =>ka = �� C

!

ka C= [H3O+]2=>[H3O

+] = (ka C)1/2

VIII- pH des mélanges d’acides en solution:

1/ mélange de deux Mono acides forts :

Soit deux monoacides forts (A1H, A2H), leurs concentrations respectives C1 et C2.

Dans la solution nous avons [H3O+]= C1 + C2, le pH de la solution est donnée par :

pH = -log[H3O+]

pH = -log (C1 + C2)

2/- mélange d’un monoacide faible et monoacide fort:

HA: acide faible, C, ka,α0

Chimie Générale


131

HA + H20 === A- + H3O+ équilibre chimique, alors: ka =

��

Si l’acide faible était seul en solution nous aurons :

[H3O+] =Yk�C,pH =

&B pKa -

&B log C

α0 = �� V

! =>α0 = √g2 h?

? =>α0 = i;G!

HA’ acide fort de concentration C’ α’

HA’ + H2O A’- + H3O+

L’acide fort HA Introduit une concentration d’ions [H3O+] = C’

Donc la concentration C’est supérieure à la concentration d’acide faible, plus grande à α0C

D’après la loi d’action de masse

HA + H2O === A- + H3O+

HA’ + H2O A’- + H3O+

Il y a recul d’ionisation d’acide faible (équilibre) donc l’équilibre se trouve déplacer par la gauche =>diminution de [A-] et augmentation de [HA].

α<α0 la fraction ionisée α de l’acide fort est inférieure à la fraction ionisée de l’acide faible

[H3O+] = C’ ; [HA] = C

α = ��

! =�� ka=

�� = �H-O/α =>ka =α C’

α0 = i;G! =>α0

2 = ;G! => ka = α0

2 C

ka =α C’ = α02 C =>α =

#VC!!k

α< 0 car C’ <1 => recul

Par hypothèse : C, C’ sont sensiblement de même ordre.

Chimie Générale


132

– α0<<< 1 ~ 2% => 0,02 <<<1

Ainsi d’addition d’un acide fort à un acide faible fait reculer l’ionisation de celui-ci:

Exemple : ka = 10-6 C = C’ = 10-2 µmol /l

Af[H 3O+]0 = 10-4 PH = 4 α0 = 10-2

α<α0

[H3O+] = 10-2 PH = 2 α = 10-4

3/ Mélange d’un acide et de sa base conjuguée en proportions quelconques :

On considère une solution d’acide pur ou le mélange avec un sel métallique (MA)

qu’apporte la base conjuguée de l’acide.

HA Ca

AM Cb

HA + H20 === A- + H3O+ (a)

A- + H20 === HA + OH- (b)

Il y a recul d’ionisation dans (a) donc reformation de l’acide => diminution de la

force de l’acide.

Ca= [HA] ; Cb = [A-]

Appliquons la loi d’action de masse : ka = ��

��

[H3O+] =

�� ka =

!G!Aka[H3O

+] =!G!Aka

pH = -log[H3O+] = -log (

!G!A

ka)

pH = - log (!G!Aka) =>pH =pka - log

!G!A

Relation de HENDERSON et HASSEL BALCH:

pH = pka + log ��

Remarque: Ca= Cb,donc pH = Pka

Chimie Générale


133

4/ Mélange équimolaire de 2 couples acide/base faibles :

Soient : un acide faible HA/A-de constante d’acidité ka1

Une base faible BH+/B de constante d’acidité ka2

Équilibre : HA + H20 A- + H3O+ ka1

B + H3O+ BH++ H20 ka2

Mélange équimolaire donc même nombre de moles.

HA +BA- +BH+

ka1 =��

�� ; ka2 =��

��

ka1 ka2= ��

��

��

Puisque le mélange est équimolaire : [HA] [A-] = [BH+] [B]

x moles ; x moles

k1k2 = [H3O+]2 =>[H3O

+] = (ka1ka2)1/2

pH = -log[H3O+] = -log (k1k2)

1/2

pH = - log (ka1ka2)1/2 pH =

&B (Pka1 + Pka2)

pH = +� pKa1 +

+� pKa2

Cette relation est particulièrement intéressante dans le cas d’un ampholyte

(amphotère) tel que (H2PO-4), (parce qu’il joue les deux rôles acide et base).

Cet ion subissant simultanément l’ionisation pour donner H2PO-4et l’hydrolyse pour

donner H3PO4.

IX- Les indicateurs colorés:

Un indicateur coloré (In. C) c’est un couple acide/base dont la forme acide et la

forme basique ont des couleurs différentes, ce sont des molécules organiques avec un

ou plusieurs noyau benzène et des hydrogènes protonisable.

Chapitre VIII : Les

Exemple : HELIANTHINE (Méthyle

D’une façon générale leurs réactions

In-H + H 2O === In- + H

► Si le pH faible (A-F) alors

forme acide, couleur orange.

► Si le pH fort (A-F) [H3O

jaune.

Remarque :

Le couple In-H/In- coexistent en pe

changement de couleur dès que le

les 2 formes sont à des concentrations voisines.

Pour un certain PH donc on a une couleur

[In-H] > 10[In-]: forme acide.

[In-] > 10[In-H]: forme basique

Si on appelle ki la constant d’acidité de cet indication pour avoir la couleur

est obligé de prendre [In-H]

=>ki<��

&" ki=�� lm�

�lm'�

Pour avoir la couleur basique

ki> 10 [H3O+]

pH<pki – 1

pH >pki + 1 donc: Pk

Chimie Générale


134

HELIANTHINE (Méthyle-Orange)

+ H2O HCl-SO-3 + H3O+forme basique (jaune)

réactions sont comme suit :

+ H3O+

alors [H3O+] élevé, disparition de l’espèce l

couleur orange.

O+] faible, sens 1, Il tend vers la forme basique

coexistent en permanence dans la solution, il y

que le pH de la solution varie, il existe

les 2 formes sont à des concentrations voisines.

Pour un certain PH donc on a une couleur intermédiaire appelé teinte sensible.

acide.

basique.

la constant d’acidité de cet indication pour avoir la couleur

H] > 10[In-]

Pour avoir la couleur basique il faut que[In-] > 10 [In-H]

Pki – 1 < PH <Pki + 1

forme basique (jaune)

élevé, disparition de l’espèce le plus fort, sens 2

vers la forme basique, couleur

solution, il y a donc

il existe un pH pour lequel

appelé teinte sensible.

la constant d’acidité de cet indication pour avoir la couleur acide, on

Chimie Générale


135

La zone de virage (échangèrent de couleur) s’étend théoriquement sur 2 unités de PH.

Nom Domaine de virage Entendue Acide Basique Bleu de Thymol

Hélianthine Rouge de Méthyle Phénolphtaléine

Thymol phtaléine Jaune d’Alizarine

1,2 – 2,8 3,1 – 4,4 4,2 – 6,2 8,0 – 9,9 9,3 – 10,5 10,1 – 12

1,6 1,3 2,0 1,9 1,2 1,9

Rouge Orange Rouge

Incolore Incolore Jaune

Jaune Jaune Jaune

Rose-violet Bleu

Rouge

X- Réactions de Neutralisation acide base :

Sion mélange une solution d’acide HA avec une solution de base B. Les ions H3O+ et

OH- réagissent entre eux pour donner de l’eau et un sel.

=> Il s’agit d’une réaction de neutralisation.

Acide + base sel + eau

HA + H2O → H3O+ + A-

B + H2O → BH+ + OH-

H3O+ + OH-=== 2H2O

Si [H3O+] = [OH-] on dit que la neutralisation est totale, on atteint donc le point

d’équivalence.

Si l’on mesure le pH du mélange (Acide + Base), le pH augmente faiblement du fait

que CAcide diminue par dilution. Il y a réaction entre Les ions H3O+ de l’Acide et OH-

de la Base.

Chapitre VIII : Les

Réaction aura lieu jusqu’où point d’équivalence

Expérimentalement on remarque un changement brusque du PH lorsqu’on atteint le

point d’équivalence, à ce moment

On distingue les cas suivants

� Neutralisation d’un acide fort par une base forte

� Neutralisation d’une base forte

� Neutralisation d’un acide f

� Neutralisation d’une base faible

� Neutralisation d’un acide faible par une base faible

1- Dosage d’un Acide Fort par une

Au départ, 1 acide fort seul

Chimie Générale


136

point d’équivalence [H3O+] = [OH-].


moment-là on a excès de base forte.

suivants :

Neutralisation d’un acide fort par une base forte.

base forte par un acide fort.

Neutralisation d’un acide faible par une base forte.

une base faible par un acide fort.

Neutralisation d’un acide faible par une base faible.

Dosage d’un Acide Fort par une Base Forte :


Chimie Générale


137

a- Avant l’addition de B : Vb = 0avec Vb le volume de la base versé à chaque

instant.

Milieu acide fort : pH = - log [H3O+] = - log Ca

b- À l’addition et avant la neutralisation : 0 <Vb< VN

VN le volume de la base nécessaire pour la neutralisation.

Ca Va> CbCb donc n�� > n��

n�� = C�V� − CpVp

�H-O/ = C�V� − CpVpV� + Vp

=> pH = −log C�V� − CpVpV� + Vp

c- À la neutralisation : Vb = VN

�H-O/�OH' = 10'&rCa Va = CbCb

n�� = n�� => �H-O/ = �OH' = 10'SMl => tu = 7

La solution contient un sel qui provient d’un acide fort et d’une base forte qui est

neutre (sel non hydrolysable).

d- Après la neutralisation :Vb> VN la base est en excès

CbVb> CaCa donc n�� > n��

n��<Gw� = CpVp − C�V�

�OH' = CpVp − C�V�V� + Vp

pH = 14 + log CpVp − C�V�V� + Vp

Chimie Générale


138

2- Dosage d’un Acide Faible par une Base Forte :

HA + H2O ==== H3O+ + A- Dissociation partielle.

B + H2O → OH-+ BH+ Dissociation total.

a- Avant l’addition de base : Vb = 0 avec Vb le volume de la base versé à

chaque instant.

Milieu acide faible donc : pH = &B pKa − &

B log C

b- À l’addition et avant la neutralisation : 0 <Vb< VN


Tant que l’acide H3O+est en excès, [H3O

+]>[OH-], le pH est celui du mélange de

l’acide HA plus sa base conjugué A-.

Ca Va> CbCb

n�� = C�V� − CpVp => �H-O/ = C�V� − CpVpV� + Vp

pH = pka + log!z!{ ; pH = pka + log

��

Chimie Générale


139

À la demi-équivalence :

A la demi-neutralisation le volume de la base versé est égal à la moitié du volume

nécessaire pour la neutralisation Vp = |}B

CpVp = C�V�2

La solution dite tampon dont le pH varie trés peu par addition d�une base ou d′un acide

Il s’agit donc d’un mélange d’acide faible et son sel

bF af Sel Eau NaOH + CH-COOH CH-COO'Na/ + HBO

pH = pKa − log �CH-COO'�CH-COOH

À la demi-neutralisation �CH-COO' = �CH-COOH => tu = t��

Chimie Générale


140

c- À la neutralisation : Vb = VN

Ca Va = CbCb

Le sel qui se forme (CH3COO-, Na+) est faiblement basique, sel hydrolysable.

Les ions OH- neutralise les ions H3O+ de l’acide faible et l’équilibre de dissociation

se fait dans le sens 1 jusqu’à neutralisation totale. C'est-à-dire jusqu’à attendre le

point d’équivalence [H3O+] = [OH-].

CH-COO' + HBO === CH-COOH + OH' pH = 8

pH = 7 + 12 pKa + 1

2 log C��

d- Après la neutralisation : Vb> VN la base est en excès

Milieu basique, le pH> 7 CbVb> CaCa

n�� = CpVp − C�V�

�OH' = CpVp − C�V�V� + Vp

À l’adition et avant la neutralisation

pH = pKa + log ��=��&� avec �A&' = �RCOO' et [A1H] = �RCOOHrestant

�A&' + �OH' = �H-O/ + �BH/ on néglige la concentration des ions H30+ et OH-

�BH/ = !A|A|G/|A

et�A&' = !A|A|G/|A

�AH�� = �AH" − �A' C�V�

V� + Vp− CpVp

V� + Vp=> �AH = C�V� − CpVp

V� + Vp

pH = pKa + log�A�A�G �A�G�G��A�A

�G �ApH = pKa + log !A|A

!G|G'!A|A

Chimie Générale


141

3- Dosage d’une Base Faible par un Acide Fort :

b- Avant l’addition : Va = 0 avec Va le volume de l’acide versé à chaque instant.

Le pH du milieu est basique (faible)

pH = 7 + 12 pKa + 1

2 log C��>��

c- À l’addition et avant la neutralisation : 0 < Va< VN


CbCb< Ca Va

pHmélange est celui de la base faible.

pHmélange = ½ (14 + Pka + log!{|{

|{/|z)

pH = pKa + log �Base �Acide

pH = pKa + log ��>��<�T��> U

�NHr/ + �H-O/ = �Cl' + �OH' �NHr/ = �Cl' = C�V�

V� + Vp

�NHrOH�� = �NHrOH − �NHr/

Chimie Générale


142

�NHrOH�� = CpVpV� + Vp

− C�V�V� + Vp

�NHrOH = CpVp − C�V�V� + Vp

pH = pKa + log CpVp − C�V�C�V�

À la demi-neutralisation :

�NHrOH �� = �NHr/��é� � pH = pKa

d- À la neutralisation :Va = VN

CaVa = CbVb

(H3O+, Cl-) + (NH4

+, OH-) (NH4+, Cl-) + 2H2O

Le sel (NH4+, OH-) provient d’un acide fort et une base faible => sel faiblement acide

=> Sel hydrolysable.

La réaction d’hydrolyse NH4+ + H2O === NH3 + H3O

+

L’acidité augmente, le pH diminue.

pH = 12 pKa − 1

2 log C��

e- Après neutralisation : Va>VN l’acide est en excès

CaVa>CbVb

n�� $ = C�V� − CpVp => �H-O/ = C�V� − CpVpV� + Vp

� = −¡¢£ ��¤� − ��¤�¤� + ¤�

Chimie Générale


143

XI- Les Solutions Tampons:

Une solution tampon est une solution ionique dont le PH varie par l’addition d’un

acide ou d’une base ou par dilution (+H2O). On dit également que le milieu est

tamponné.

Dans les deux cas de figure les zones correspondant à l’excès d’acide ou à l’excès de

base, la courbe PH est presque horizontal. Les valeurs de PH est presque constante

dans un (seul) tel mélange le PH est toujours le PH de l’acide et de sa base conjugué

pH = pk + log��

Une (solution) dilution (+H3O+) diminuer la concentration de l’acide, sa base

conjugué diminuera dans les mêmes propositions, donc le rapport�� est toujours

le même. Ainsi le PH ne varie pas par dilution.

Soit d [A-] et d [HA] de la base et de l’acide on aura: - d [A-] = d [HA].

d (pH) = �� -

�� = dE &

�� + &��H

Le pouvoir tampon ou la note T = m

¥�

d Ph : variation du pH de la solution engendrée (causée) par l’addition de dnmilli

moles d’acide fort ou de base forte. On admet généralement qu’une solution est dite

tampon si T > 10.

Chapitre IX

Les équilibres chimiques

Chimie Générale


144

Chapitre IX : Les équilibres chimiques.

I- Définition

On appelle équilibre chimique toute réaction qui évolue dans les deux sens :

(Sens 1 => sens direct et sens 2 => sens indirect). Dans ce genre de réactions la

consommation des réactifs n’est pas totale, ce sont des réactions limitées.

α A + β B �� ɤ C + δ D

Avec α, β, ɤ, δ sont des coefficients stœchiométriques.

L’équilibre chimique est caractérisé une constante d’équilibre k, relié à la

concentration K c, ou relié à la pression K p. Cette constante d’équilibre représente le

rapport entre les produits des concentrations des produits et les produits des

concentrations des réactifs.

Kc constante d’équilibre relatif à la concentration.

Kp constante d’équilibre relatif à la pression.

�� = ��ɤ��

��

Si les constituants sont des gaz on peut utiliser la constante d’équilibre Kp.

D’après la loi des gaz parfait :

On a PV = nRT donc P = �� RT

Pour chaque constituant i on peut écrire : P� = �i�RT=>�i� = ��

�� = �� ɤ ��

��

Avec : PA, PB, PC et PD sont des pressions partielles des constituants A, B, C et D.

Enfin on peut écrire :

La pression partielle de A �� = �� !.

La pression partielle de B �� = �� !.

La pression partielle de C �� = �"� !.

Chimie Générale


145

La pression partielle de D � = �� !.

• Dans la relation de Kp on tient compte des liquides et des gaz.

• Dans la relation de Kc on tient compte des gaz.

Par convention on prend : [Solide] = 1

Psolide = Pliquide = 1

Soit les réactions :

►N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

K$ = �NH'�(�H(�'�N(� etK+ = P,-.

(

P,/ P-/

'

►C(s) + O2(g) CO2(g)

K$ = �CO(�

�O(� etK+ = P23/

P3/

►CO2(g) + H2 (g) CO(g) + H2O(l)

K$ = �CO��H(O��CO(� �H(� etK+ = P23P-/3

P23/ P-/

►H2 (g) + S(s) +2O2(g) H2SO4(l)

K$ = �H(SO5�

�H(� �O(�( et K+ = 1P-/

P3/(

Kp et Kc sont des constantes qui ne dépendent pas de la concentration, elles ne

dépendent que de la température T.

II- La relation entre kp et kc :

Soit le mélange gazeuse suivant :

α A(g) + β B(g) ɤ C(g) + δ D(g)

K$ = �C�ɤ�D�8

�A�:�B�<

K+ = P2ɤP=8

P>:P?<

Chimie Générale


146

D’après la loi des gaz parfait, et pour chaque constituant i on peut relier la pression

avec la concentration :

P�V = n�RT

P� = n�V RT

P� = �i�RT=>�i� = ��

On peut exprimer soit la concentration en fonction de la pression ou inversement.

On part de la relation de Kp

K+ = P2ɤP=8

P>:P?<

On remplace les pressions partielles dans l’expression de Kp:

P> = �@�RT, P? = �A�RT, P2 = �B�RTP= = �C�RT.

K+ = D�C�RTEɤD�D�RTE8

D�A�RTE:D�B�RTE<

K+ = �C�ɤ�D�8DRTEɤF8

�A�:�B�<DRTE:F<

K+ = K$DRTEɤF8

DRTE:F<

K+ = K$DRTEDɤF8EG(:F<E

On pose :

∆n = Dɤ + δE − Dα + βE

∆n: Représente la différence entre la somme des coefficients stœchiométriques des

produits et la somme des coefficients stœchiométriques des réactifs pour les gaz.

∆n = O coefSicient+TUVW�X −OcoefSicientTéZ$X�[

Chimie Générale


147

Si on part de Kc on trouve :

k$ = �C�ɤ�D�8

�A�:�B�< => k$ =^�_

��`ɤ

^�a��`

8

^�b��`

:^�c

��`< = P2

ɤP=8

P>:P?

< (RT)(:F<)G(ɤF8)

La relation entre Kp et Kc :

�� = ��( !)∆d ef �� = ��( !)G∆d

Exemple :

g� h�DiE + �

� j�(i) jhg(i)

K$ = �NH'�(

�N(�k/�H(�.

/

∆n = O coefSicient+TUVW�X − O coefSicientTéZ$X�[

∆n = 1 − l32 + 1

2o ∆n = −1

K+ = K$(RT)∆�K+ = K$(RT)Gp qr K+ = K$RT

�s�(i) + h�(i) �h�s(i)

K+ = �t_u/�_u/�t/

K+ = �-2v�/(��)/�2v/� �-/� (��)/

K+ = �-2v�/�2v/� �-/� car

Δn = (ɤ + δ) − (α + β)

Δn = 2 − (1 + 1) = 0

Δn = 0 doncK+ = K$

La valeur de R = 0,082 L. atm. mol-1. K-1

Chimie Générale


148

Exemple :

p

( N((z)+

'( H((z)

NH'DzEà la température T = 298 K

K+ = P,-.

P-/

./ P,/

k/

= 0,153 atmGp

K$ = K+DRTEG∆�

K$ = 0,153D0,082 .298)p

K$ =3.738

III- Les facteurs d’équilibre :

Ce sont des facteurs qui influent sur le sens de déplacement de la réaction, on peut

provoquer un déplacement d’équilibre chimique par l’un des facteurs suivants :

1- La température :

2- La concentration d’un constituant.

3- La pression partielle d’un constituant.

4- La pression totale.

III-1 Influence de la température :

En thermodynamique, sur le plan chaleur on distingue 3 types de réaction :

- Réactions endothermiques ∆H> 0 qui absorbent de la chaleur.

- Réactions exothermiques ∆H< 0 qui dégagent de la chaleur.

- Réactions athermiques ∆H = 0 qui ne dépendent pas de la chaleur.

►Si on augmente la température, l’équilibre va se déplacer vers le sens

Endothermique.

►Sion diminue la température l’équilibre va se déplacer vers le sens Exothermique.

CD�E + O((�) ==== CO((z)

∆H = 80 Kcal/mol

Si la température augmente, l’équilibre se déplace dans le sens endothermique (sens

direct 1, le sens de consommation des réactifs).

Chimie Générale


149

Si la température diminue, l’équilibre se déplace dans le sens exothermique (sens

indirect 2, le sens de consommation des produits).

j� + gh� === �jhg ∆H = -25 Kcal/mol

Si la température augmente, l’équilibre se déplace dans le sens endothermique (sens

2, le sens de consommation des produits).

Si la température diminue, l’équilibre se déplace dans le sens exothermique (sens 1,

le sens de consommation des réactifs).

h� + �� === h�� + ��∆H = 0Kcal/mol

Si la température augmente ou diminue, pas d’influence.

Puisque Kp et Kc sont fonction de la température, alors une augmentation ou une

diminution de la température entraine une variation de la constante d’équilibre.

Soit l’équilibre suivant :

α A + β B === ɤ C + δ D ∆H > 0

Si la température augmente, l’équilibre se déplace vers le sens endothermique (sens

1, sens ou la concentration des produits augmente et celle des réactifs diminue).

K$ = �2�ɤ�=��>��?��=> K$ augmente

Si la température diminue, l’équilibre se déplace vers le sens exothermique (sens 2,

sens ou la concentration des produits diminue et celle des réactifs augmente).

K$ = �2�ɤ�=��>��?��=> K$ diminue

En général :

Pour une réaction endothermique

Si on augmente la température, la constante d’équilibre augmente.

Si on diminue la température, la constante d’équilibre diminue.

Pour une réaction endothermique

Si on augmente la température, la constante d’équilibre diminue.

Si on diminue la température, la constante d’équilibre augmente.

Chimie Générale


150

La variation de la constante d’équilibre en fonction de la température est donnée

par la relation de VANTHOOF.

s�i ��

= − ∆h l �

!� − �

!�o

III-2 Influence de la concentration :

►Si on augmente la concentration d’un constituant, l’équilibre se déplace vers le

sens de disparition de ce constituant.

►Si on diminue la concentration d’un constituant, l’équilibre se déplace vers le

sens d’apparition de ce constituant.

Ou bien une autre

►Si on augmente la concentration d’un réactif, l’équilibre se déplace vers les

produits.

►Si on augmente la concentration d’un produit, l’équilibre se déplace vers les

réactifs.

Exemple :

h� + �� === h�� + ��

►Si [H(� augmente l’équilibre se déplace vers le sens de disparition de H( , le sens

direct, sens1.

►Si [H(O� augmente l’équilibre se déplace vers le sens de disparition de H(O , le sens

indirect sens 2.

►Si [H(O� diminue l’équilibre se déplace vers le sens d’apparition de H(O , le sens

direct, sens 1.

III-3Influence de la pression partielle :

►Si on augmente la pression partielle d’un constituant, l’équilibre se déplace vers le

sens de disparition de ce constituant.

►Si on diminue la pression partielle d’un constituant, l’équilibre se déplace vers le

sens d’apparition de ce constituant.

Chimie Générale


151

Ou bien une autre :

Exemple: j� + gh� === �jhg

►Si PH2augmente l’équilibre se déplace vers le sens de disparition de H( , le sens

direct, sens1.

►Si PNH3 augmente l’équilibre se déplace vers le sens de disparition de NH3, le sens

Indirect, sens2.

►Si PN2 diminue l’équilibre se déplace vers le sens d’apparition de N2, le sens direct,

sens1.

III-4Influence de la pression totale :

►Si on augmente la pression totale dans le mélange, l’équilibre se déplace vers le

sens de diminution du nombre de mole gazeux.

►Si on diminue la pression totale dans le mélange, l’équilibre se déplace vers le sens

d’augmentation du nombre de mole gazeux.

Exemple:

H2(g) + S(s) + 2O2(g) === H2SO4(l)

►Si la pression totale augmente, l’équilibre se déplace vers le sens de diminution du

nombre de mole gazeux. Sens 1(sens direct).

►Si la pression totale diminue, l’équilibre se déplace vers le sens d’augmentation du

nombre de mole gazeux. Sens 2(sens indirect).

�D�E + ��DiE ==== ��DiE

►Si la pression totale augmente ou diminue l’équilibre ne se déplace pas, donc

aucune influence car le nombre de moles gazeux est identique dans les réactifs et les

produits.

Références Bibliographiques

Références Bibliographiques

- ANNEQUIN et BOUTIGNY, cours de physique thermodynamique 2éme édition.

- GUERNET. M et HAMOUN. Abrégé de chimie générale.

- GERMAIN. G et MARI. R., les équilibres en solution.

- HUNTZ. A. M., équilibres acido-basique, pH Masson paris 1975.

- LAUFFENBURGER Yvan, introduction a la thermodynamique chimique (OPU

1983).

- Les cours de Paul Arnaud, chimie générale, 7éme édition du cours de chimie

physique.

- OUAHES. R et DEVALLEZ. B, chimie générale, 4éme édition revue et corrigée.

- RENÉ DIDIER, Chimie générale, 6éme édition entièrement refondue.

- Précis de chimie prepas MPSI-PTSI 1er année.

- PCEM la chimie en poche PCEM 1/ DEUG A et B faculté de pharmacie 1er année

chimie générale atomistique et liaison chimiques.

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