UE 3 LIQUIDE, GAZ ET SOLUTIONS ETAT DE LA MATIÈRE ET LEUR CARACTÉRISATION THÈME : CHAPITRE 1

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1 UE 3 THÈME : ETAT DE LA MATIÈRE ET LEUR CARACTÉRISATION CHAPITRE 1 LIQUIDE, GAZ ET SOLUTIONS

2 SOMMAIRE I NIVEAU D ORGANISATION DE LA MATIERE II LES GAZ PARFAITS III LES GAZ REELS

3 I NIVEAU D ORGANISATION DE LA MATIERE A GENERALITES ATOMES MOLECULES MATIERE O H 3 états CLASSIFICATION? DENSITÉ MOUVEMENT DEGRÈS D ORDRE INTERNE SOLIDE LIQUIDE GAZ Condensé Condensé Décondensé Sans Avec Avec Ordonné Désordonné Désordonné

4 I NIVEAU D ORGANISATION DE LA MATIERE A GENERALITES MATIERE 2 TENDANCES ANTAGONISTES DÉSORDE, EXTENSION, DISPERSION COHÉSION Agitation moléculaire (thermique) Forces d intéractions ETRANSLATION + EROTATION + EVIBRATION + ELIAISON

5 B FORCES D INTÉRACTIONS I NIVEAU D ORGANISATION DE LA MATIERE LIAISONS INTERMOLECULAIRES Attraction Liaisons de VAN DER WAALS : (électrostatiques), liaison forte entre molécules: Polaires/polaires Attractions des pôles opposés Polaires/apolaire Polarisation de la moléculaire apolaire Apolaires/apolaire (gaz rares, liq ou sol, basse T ) Répulsion Répulsion des nuages électroniques Encombrement stérique d éq F Répulsion F Attraction D éq: distance d équilibre compensation Au-delà :tendance à l attraction Avant : tendance à la répulsion

6 B FORCES D INTÉRACTIONS LIAISONS INTRAMOLECULAIRES Liaisons COVALENTES : fortes X Liaisons IONIQUES : fortes X + Y Y - Liaisons METALLIQUES : faibles Cas particulier : Liaisons HYDROGENES (électrostatiques) : faibles Atome H: pont entre plusieurs atomes alors qu ils n ont pas d électrons libres ++ pour les atomes très électronégatifs (ex : Oxygène) + grandes sont ces forces + énergie pour les briser est forte T de fusion, et de vaporisation 5 à 20% des liaisons intramoléculaires X X X

7 I NIVEAU D ORGANISATION DE LA MATIERE C L ETAT GAZEUX PAS DE VOLUME DEFINI EXPANSIBLE SPONTANEMENT A l INFINI NECESSITE DE DEFINIR LES CONDITIONS D ETUDES : T et P THEORIE CINETIQUE DES GAZ Un gaz est un milieu constitué de particules qui : Sont très éloignées les unes des autres Se déplacent continuellement, à grande vitesse, en ligne droite Entrent en collision

8 II LES GAZ PARFAITS A APPROXIMATIONS SUR LES GAZS PARFAITS PAS D INTERACTION ENTRE LES MOLECULES LE VOLUME DES MOLECULES EST NEGLIGEABLE OBEISSE A 5 LOIS : Boyle-Mariotte Avogadro Charles Gay Lussac A T et Pression constantes, 2 volumes égaux de gaz différents contienne la même quantité de gaz Dalton

9 II LES GAZ PARFAITS B EQUATION DES GAZ PARFAITS m 3 constante des gaz parfaits 8,3 J.mol -1.K -1 Pascal (Pa) mol Kelvin (K)

10 III LES GAZ REELS A EQUATION DES GAZ REELS a et b sont 2 constantes caractéristiques de chaque gaz b = covolume, volume propre des molécules! CONDITIONS D APPLICATION (pour éviter des réactions chimiques) : Faible masse molaire Molécule non polaire, et faible polarisabilité Grand volume offert au gaz, donc faible pression T éloignée de la T de condensation

11 III LES GAZ REELS B SOLUBILITE DES GAZ LOI DE HENRY A T cst et à saturation, la quantité de gaz dissous dans un liquide est proportionnelle à la pression partielle qu exerce ce gaz sur le liquide LA QUANTITÉ DE GAZ DISSOUS DÉPEND DE : Nature du liquide et du gaz Surface du liquide et du gaz Pression exercé par le gaz sur le liquide Temps (durée pendant laquelle s exerce la pression) Température

12 III LES GAZ REELS B SOLUBILITE DES GAZ Bien différencier :! Pression du GAZ LIBRE exercé sur le liquide Pression du GAZ DISSOUS exercé dans le liquide, on parle de tension SOUS -SATURATION 3 SITUATIONS (à T cst) SATURATION SUR -SATURATION Pression Gaz libre Pression Gaz libre Pression Gaz libre Tension Gaz dissous Tension Gaz dissous Tension Gaz dissous Pression > Tension ÉCHANGES GAZEUX Ex : Absorption O2 pendant la respiration Tension = pression PAS D ÉCHANGES GAZEUX Tension > pression ÉCHANGES GAZEUX Ex : Ouverture bouteille de champagne

13 III LES GAZ REELS B SOLUBILITE DES GAZ CALCULER LE VOLUME DISSOUS Coefficient d absorption Volume du liquide Volume du gaz dissous Pression partielle (du gaz libre) En mm de Hg

14 UE 3 THÈME : ETAT DE LA MATIERE ET LEUR CARACTERISATION CHAPITRE 2 POTENTIEL CHIMIQUE

15 SOMMAIRE I. ENTHALPIE LIBRE II. POTENTIEL CHIMIQUE (d 1 espèce PURE) III. Cas des MELANGES de gaz

16 I. ENTHALPIE LIBRE

17 ECHANGES d ENERGIE

18 Définir l état d un système Paramètres mesurables : - T - P = variables d'états - n - énergie interne U - entropie S = fonctions d'états - enthalpie H - enthalpie libre G les fonctions d états dépendent des variations des variables d états!

19 Equilibre Thermodynamique Etat du système ne change pas sans perturbation de l'environnement.

20 Processus d enthalpie Cyclique : Etat final est identique a l'état initial Isotherme : Température constante Isobare : Pression constante Isochore : Volume constant Adiabatique : Système fermé, sans échange de chaleur avec le milieu extérieur

21 Lois de Thermodynamique 1 er principe : conservation de l'énergie globale du système. Esyst = U (énergie interne) 2 ème principe : au cours d'une transformation spontanée et monotherme, la variation d'entropie S du système est supérieure au terme du à l'échange de chaleur (Q).

22 1 er principe Esyst = U (énergie interne) U = Q + W où W = -P.V est le travail et Q est la chaleur Transformation spontanée = implique TOUJOURS une réduction de la qualité de l'énergie : la chaleur entropie S : PORTION D'ENERGIE NON DISPONIBLE POUR LE TRAVAIL. Transformation spontanée réversible : ΔS = δqrév/t à T CONSTANTE

23 2 ème principe Inégalité de Clausius : ds > δq/t à T CONSTANTE Au cours d'une transformation spontanée, l'entropie varie : ΔSsyst = ΔSéchange + Scréation Puis on l applique à deux situations : les transformations réversibles et irréversibles. - Scréation = 0 donc ΔSsyst = ΔSéchange - Echange de désordre avec le milieu ext. - ΔSsyst = δqrev/t - Scréation >0 - échange de désordre et création d'entropie - ΔSsyst = δqrev/t + Scréation

24 ENTHALPIE H dq(p) = du(p) + P.dV Enthalpie : chaleur échangée par le système qui se transforme a P CONSTANTE dq(p) = dh et H = U + PV

25 ENTHALPIE LIBRE G À P et à T CONSTANTES : dg(p,t) = dh - T.dSsyst (P,T) dg(p,t) = 0 Transformation aboutissant a 1 système a l'équilibre dg(p,t) < 0 Système exergonique, transformation spontanée dg(p,t) > 0 Système endergonique, transformation non spontanée

26 II. POTENTIEL CHIMIQUE des espèces PURES

27 Pour les solides et liquides (non compressibles) dg(p) Go = enthalpie libre de référence Pour les gaz dg(p) Go

28 Potentiel chimique des gaz Un gaz parfait PUR µb = δg/δnb = G(T)/nB = Gm(T) L enthalpie libre Gm est donc égal à l enthalpie libre G divisé par la quantité de matière de ce gaz. soit µb = G m(t) + RT ln(p/po) Un gaz réel PUR fugacité f : égale a la pression fictive sous laquelle devrait se trouver le gaz s'il était parfait pour posséder Gm(T). µ = Gm(T) = G m(t) + RT ln(f/fo)

29 III. Cas des MELANGES de gaz

30 Quelques définitions Mélange Utilisé pour décrire une phase gazeuse, liquide ou solide contenant + d'1 substance lorsque les substances sont toutes considérées de la même manière. Solution Utilisé pour décrire une phase liquide ou solide contenant + d 1 substance. Solvant : substance capable de dissoudre une autre substance Soluté : substance dissoute dans une autre substance.

31 Mélange de gaz parfait Un mélange de gaz parfait satisfait : P.V = n.r.t Dans ce cas: Pi = (ni/ntot). Ptot = yi. Ptot où yi = fraction molaire de i dans le mélange gazeux, rapport des quantités de matière. Pi est la pression partielle. Pour chaque constituant Pi.V = ni.r.t

32 UE3 UE 3 - CHAPITRE 3 : CHANGEMENT D'ÉTAT DE LA MATIÈRE ET PRESSION DE VAPEUR 1. CHANGEMENT D'ÉTAT ET TRANSITION DE PHASE 2. LA TRANSITION LIQUIDE - GAZ

33 1. CHANGEMENT D'ÉTAT ET TRANSITION DE PHASE

34 A. Généralités 3 états de la matière : liquide solide gazeux L'état de la matière dépend de la pression et de la température Une transition de phase est le passage d'un état de la matière a un autre, elle a lieu lorsque les caractéristiques de la matiere changent (P, T)

35 B. Les différentes transitions de phase

36 C. Classification des transitions de phase Il existe 2 types de transition de phase : avec ou sans chaleur latente Transition de 1er ordre : existence d'une chaleur latente (ex : ébullition de l'eau) Transition de 2nd ordre : pas de chaleur latente (ex : transitions ferromagnétiques...)

37 C. Classification des transitions de phase Chaleur latente : quantité de chaleur/énergie qui n'est pas dégagée instantanément lors de la transition de phase mais progressivement. Ex : chauffée à 100 c, l'eau de la casserole n'est pas instantanément transformée en gaz mais forme un mélange hétérogène d'eau et de bulles de vapeur, jusqu'à évaporation complète de l'eau.

38 C. Classification des transitions de phase La transition de phase d'un corps pur se fait à température constante et pour une pression donnée, par exemple l'eau bout à 100 C au niveau de la mer. Ex : en faisant bouillir une casserole d'eau au niveau de la mer, l'eau va atteindre 100 C puis commencer à se vaporiser. Mais la température de l'eau n'augmentera pas au delà de 100 C, toute l'énergie apportée par la chaleur est utilisée pour réaliser la transition de phase : liquide gaz.

39 C. Classification des transitions de phase Généralement, à P constante les changements d'état se font à température constante. Ex : solidification d'un corps pur

40 D. Équilibre diphasé Définition : système qui possède 2 phases en équilibre. Ex : solidification

41 2. LA TRANSITION LIQUIDE - GAZ

42 A. Enthalpie molaire de vaporisation Lorsqu'on vaporise de l'eau à P constante, on obtient 2 aspects de la vaporisation : Aspect visible macroscopique : bulles de vapeur Aspect invisible : disparition progressive du liquide : L'enthalpie molaire de vaporisation est l'énergie nécessaire pour vaporiser 1 mole de liquide à P constant. Son unité est le kj/mol et elle est notée ΔvapHm.

43 A. Enthalpie molaire de vaporisation L'enthalpie molaire de vaporisation sert à diminuer les forces INTERmoléculaires (forces de cohésion) et à augmenter l'agitation moléculaire (agitation thermique).

44 B. Pression de vapeur : saturante - partielle Pression de vapeur (Pvap) : P de la vapeur d'un corps présent également sous forme liquide ou solide. On distingue 2 cas selon que le système soit ouvert (un flacon) ou fermé (un flacon bouché), à température constante et à température variable. /!\ On parlera de pression de vapeur saturante pour un système fermé, et de pression de vapeur partielle pour un système ouvert!!!

45 B. Pression de vapeur : saturante - partielle Système fermé avec T constante : Si on tire sur le piston, on voit un vide apparent se créer, il s'agit du liquide qui se vaporise. On augmente ainsi la Pvap. Lorsque la Pvap cesse d'augmenter, on atteint un état d'équilibre appelé pression de vapeur saturante : Psat.

46 B. Pression de vapeur : saturante - partielle Système fermé avec T constante : La pression de vapeur saturante ou tension de vapeur est la pression à laquelle la phase gazeuse d'une substance est en équilibre avec sa phase liquide ou solide. Plus la Pvap d'un corps est élevée, plus ce corps est volatile.

47 B. Pression de vapeur : saturante - partielle Système fermé avec T variable : Lorsque la température augmente, la Psat augmente jusqu'à un certain point. La Pvap d'un corps PUR (!!!) peut être calculée pour n'importe quelle température grâce à la relation de Clausius - Clapeyron :

48 B. Pression de vapeur : saturante - partielle Système ouvert avec T constante : Les molécules qui se vaporisent diffusent dans l'atm et n'augmentent pas la Pvap : la P à la surface = Patm. Cette Ptotale ne peut pas atteindre la Pvap, donc l'équilibre décrit dans le cadre d'un système fermé ne peut pas se réaliser, il y a vaporisation complète du liquide selon sa volatilité.

49 B. Pression de vapeur : saturante - partielle Système ouvert avec T variable : La T augmente jusqu'à la T de vaporisation du liquide. La T est telle que Psat = Patm. Il en résulte que la vapeur se disperse dans l atm et la Pvap n augmente plus le temps de la vaporisation et est constante.

50 PROPRIÉTÉS COLLIGATIVES DES SOLUTIONS UE 3 Thème 1 Pr Kovacic

51 DEFINITION Grandeurs thermodynamiques de solutions ou suspensions qui dépendent seulement du nombre de molécules et non de l espèce chimique

52 PLAN I- Solutions: définitions et caractéristiques Composition d une solution Classification Quantification Thermodynamique II- Propriétés colligatives Propriétés et explications Applications

53 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES Composition Une solution = mélange : solide/liquide liquide/liquide gaz/liquide Dans ce cours: solide/liquide Vocabulaire: véhicule solvant corps dissous soluté Une solution = un mélange homogène au niveau moléculaire de divers composés dans un liquide

54 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES Classification Les solutions micromoléculaires: Ne contiennent que quelques 10aines d atomes 2 catégories: neutres (moléculaires) ex: urée, glucose électrolytiques (ions) ex: NaCl Les solutions macromoléculaires ou colloïdales: Elles contiennent entre 10 3 et 10 9 atomes, qui sont sous forme d agrégats de matière, dispersés de façon stable dans le solvant. L agitation thermique des molécules de solvant > gravité, donc il n y a pas de sédimentation, c est un état homogène

55 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES

56 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES

57 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES!Attention! Le nombre d entités cinétiques (donc d osmoles) dépend du caractère neutre ou electrolytique de la solution Principe : 6 moles de glucose 6 moles de NaCl 1 mol Glc 1 mol de Na+ 1 mol de Cl- 6 entités cinétiques 12 entités cinétiques Le glucose ne se dissocie pas en solution: la solution est neutre. Le NaCl lui se dissocie, c est une solution électrolytique. La C osmolaire sera toujours plus élevée pour un électrolyte que pour un soluté neutre à quantité égale de matière. Electrolytes forts: dissolution totale Electrolytes faibles: dissolution partielle

58 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES PV sol P B P A PV B PV A A pur B pur

59 I- SOLUTIONS: DÉFINITIONS ET CARACTÉRISTIQUES La loi de Raoult = solutions idéales : Interactions propres entres molécules d une même espèce = interactions mutuelles entre espèces différentes Donc pas de réaction chimique entre solvant et soluté Une solution très diluée est une solution idéale. Solution non idéale ou réelle: modification des constituants due à leur environnement (contraction/augmentation de V, dégagement de Q ) Déviation négative Déviation positive

60 II- PROPRIÉTÉS COLLIGATIVES Lors de la mise en solution d un soluté non volatil, la solution a par rapport au solvant pur Une PV toujours plus basse : Soluté non volatil: ne quitte pas la solution L ajout de soluté non volatile diminue la C de solvant, le nombre de molécules à la surface de la solution et réduit la tendance des molécules à quitter la solution Abaissement de la PV

61 II- PROPRIÉTÉS COLLIGATIVES Lors de la mise en solution d un soluté non volatil, la solution a par rapport au solvant pur Un point d ébullition toujours plus élevé : Pt d ébullition = équilibre entre les phases liquide et gazeuse : taux de condensation = taux d évaporation Soluté dilue la phase liquide (soluté non volatil : ne quitte pas la solution) taux d évaporation Donc cet équilibre est atteint pour une température supérieure

62 II-PROPRIÉTÉS COLLIGATIVES Lors de la mise en solution d un soluté non volatil, la solution a par rapport au solvant pur Un point de congélation toujours plus bas Equilibre à T=0 C Déséquilibre à T=0 C Flux glace eau prépondérant Equilibre à T=-x C Contrairement au point d ébullition, le point de congélation est plus bas, mais c est le même principe!

63 II- PROPRIÉTÉS COLLIGATIVES Lors de la mise en solution d un soluté non volatil, la solution a par rapport au solvant pur Une pression osmotique d osmose. Membrane semi-perméable : seul le solvant diffuse C1 plus concentré que C2 le solvant diffuse vers le compartiment le plus concentré: C1. C est le phénomène La pression osmotique est la pression qu il faut exercer sur le compartiment le plus concentré pour annuler l osmose. Si on augmente la pression, le solvant diffuse du milieu le plus concentré vers le moins concentré, c est le phénomène d osmose inverse, ou ultrafiltration.

64 II-PROPRIÉTÉS COLLIGATIVES Application Ultrafiltration (osmose inverse) Osmose