cours et exercices chimie générale svi stu s1 fsr
cours + exercices d'application (sans corrigé) chimie générale svt stu s1 fsr
UNIVERSITE MOHAMMED V- AGDAL
FACULTE DES SCIENCES
DEPARTEMENT DE CHIMIE
-RABAT
Filière :
Sciences de la Vie et Sciences de la Terre et de l’Univers
SVI – STU
Module 4 :
Chimie générale 1
Elément 2
Pr : Mohammed Benchidmi
2005/2006
Nom du fichier : cours+exercices ch-générale s1 fsr By ExoSup.com.zip
Taille du fichier : 558 KB
Date de publication : 29/01/2016
Sommaire:
Première partie :
Thermochimie – Equilibres chimiques
Chapitre I
Généralités
• La thermochimie = La thermodynamique Chimique
• Le système et le milieu extérieur
• La Frontière
• Système ouvert, Système fermé et Système isolé
• L’énergie échangée entre le système et le milieu extérieur
• Le signe de l’énergie.
• Les variables d’état d’un système.
• Etat d’équilibre thermodynamique d’un système.
• Transformation réversible et transformation irréversible
• Transformation isobare, transformation isochore, transformation
• Fractions molaires et fractions massiques
• Equation d’état d’un système
• Expression du travail mécanique.
• Capacité calorifique molaire d’un corps pur
• Exercices d’application
Chapitre II
Le premier principe de la thermodynamique
I) ENONCE
Si l’on considère un système qui peut passer d’un état A à un état B en
empruntant différents chemins, le bilan thermodynamique : W+Q
échangé entre le système et le milieu extérieur est le même pour tous les
chemins suivis.
• Cas d’un système à l’état gazeux - Loi de Joule
II) APPLICATION DU PREMIER PRINCIPE
1) Réaction à volume et à température constants
LOI DE HESS
III) Conséquences
VI) Relation entre la chaleur de réaction à (P,T) constantes :QP
(∆H) et la chaleur de réaction à (V,T) constants : QV (∆U)
a) Cas des systèmes condensés liquides ou solides
b) Cas des systèmes à l’état gazeux
V) Variation de la chaleur de réaction en fonction de la température
Relations de KIRCHOFF
VI) Enthalpie de formation de liaison
1) définition
2) Enthalpie de dissociation ou Energie de liaison.
3) Chaleur d’une réaction à partir des chaleurs de liaisons des produits
et des réactifs
VII) Exercices d’application
Chapitre III
Second principe de la thermodynamique
I) Enoncé
Remarque
II) Application du second principe
a- Si la transformation est isotherme, les relations s’écrivent
b- Cas du système isolé
c- Variation de l’entropie lors d’un changement d’état d’une mole d’un
corps pur
d- Variation de l’entropie lors d’une détente isotherme d’une mole d’un
gaz parfait.
e- Variation de l’entropie d’une mole d’un corps pur en fonction de la
température à pression constante
III) Troisième principe de la thermodynamique- principe zéro
Enoncé
L’entropie des corps purs sous forme de cristaux parfaits est nulle à Zéro
degré Kelvin
REMARQUE
IV) Variation de l’entropie ∆SR lors d’une réaction chimique
V) Enthalpie libre : G et énergie libre : F
Définition
VI) Variation de l’enthalpie libre lors d’une réaction chimique à
partir des enthalpies libres de formation des produits et des réactifs
a) Enthalpie libre de formation d’un corps pur
b) Enthalpie libre standard de formation des corps simples
VII) Exercices d’application
VIII) Données thermodynamiques
Chapitre IV
Etude des équilibres chimiques
I) Définition
II) Etude expérimentale des équilibres chimiques
a) Méthodes chimiques
b) méthodes dynamiques
c) Méthodes physiques
Exemples
a) Etude de la dissociation par la mesure de la pression
b) Etude de la dissociation par la mesure de la densité
III) Constantes d’équilibre – Loi d’action de masse
1/ Système homogène.
a) Loi d’action de masse en fonction des concentrations
b) Loi d’action de masse en fonction des pressions partielles
c) Loi d’action de masse en fonction des fractions molaires.
d) Relation entre les trois constantes Kp, Kc et Kx
2/ Système hétérogène
Chapitre V
Déplacement de l’équilibre
A) Lois qualitatives.
Loi de modération
a) Influence de la température. Loi de Vant’Hoff
Enoncé de la loi de Vant’Hoff
b) Influence de la pression loi de Le chatelier
Loi de Lechatelier
B) Lois quantitatives de déplacement de l’équilibre
a) Influence de la pression à température constante
b) Influence de la concentration
Conclusion
α/ Addition d’un constituant à volume et température constants.
β) Addition d’un constituant à pression et température constantes.
γ) Addition d’un gaz inerte
a) Addition d’un gaz inerte à volume et température constants.
b) Addition d’un gaz inerte à pression et à température constantes.
III) Influence de la température
Chapitre VI
Variance d’un système
Règle des phases
I) Notion de phase
II) Constituants indépendants
III) Variance d’un système – Règles des phases
IV) Diagramme d’état d’un corps pur
1) Variables d’état d’un corps pur
2) Diagramme d’état d’un corps pur
IV) Exercices d’application
Equilibre homogène
Equilibre hétérogène
Deuxième partie : Chimie en solution
Oxydoréduction- pH des solutions aqueuses - Equilibre de dissolution
Chapitre I
Oxydoréduction
I) Définition
II) Nombre d’oxydation - degré d’oxydation
III) Comment équilibrer une réaction d’oxydoréduction
Premier exemple
Deuxième exemple
IV) Réversibilité de la réaction d’oxydoréduction
V) Forces électromotrices des piles (f,e,m) – Equation de Nerst
VI) Potentiel d’électrode
a) Définition
b) Electrode de référence : électrode à Hydrogène
c) Potentiel d’une électrode
d) Cherchons l’expression du potentiel E d’une électrode
VII ) Application des réactions d’oxydoréduction
a) Dosage volumétrique
Schéma du montage
b) Dosage potentiométrique
Courbe de neutralisation
VII) Exercices d’application.
Chapitre II
Equilibres ioniques
A) Electrolytes
I) Définition.
On appelle électrolyte toute espèce chimique qui à l’état fendu ou
en solution, conduit le courant électrique.
II) Loi de dilution d’Ostwald
III) Equilibre ionique de l’eau.
B) Théorie des acides et des bases
1°/ Théorie d’Arrhenius
2°/ Théorie de BRÖNSTED:
3°/ Théorie de Lewis
4° Forces des acides et des bases
a) Force des acides
b) Force des bases
5°/ Relation entre le pka et le pkb d’un couple acide-base
C) pH des solutions aqueuses
1) pH d’une solution d’acide fort de concentration C
2) pH d’une solution aqueuse d’une base forte de concentration C.
3) pH d’une solution d’un acide faible de concentration C.
Première approximation
Deuxième approximation
4) pH d’une solution aqueuse d’une base faible de concentration C.
Première approximation
Deuxième approximation
Remarque
5) pH des solutions tampons
6) pH d’une solution contenant un mélange d’un acide fort de concentration C
et d’un acide faible de concentration C’
7) pH d’une solution contenant un mélange d’une base forte de concentration
C et d’une base faible de concentration C’
Remarque
9) pH d’une solution contenant un mélange de deux bases faibles :
(B+, A-) de concentration C et (B’+, A’-) de concentration C’
Remarque
10) Exercice d’application
a) (acide chlorhydrique + acide fluorhydrique)
b) (acide acétique + chlorure d’ammonium)
c) (soude + ammoniaque)
D) pH des solutions aqueuses de sels
1) pH d’un sel d’acide fort et de base forte de concentration C.
Par exemple (Na+,Cl-)
2) pH d’un sel d’acide fort et de base faible de concentration C
Exemple (NH4+, Cl- )
3) pH d’un sel d’acide faible et de base forte de concentration C
Exemple ( CH3CO2- , Na+ )
4) pH d’un sel d’acide faible et de base faible de concentration C
Exemple: Acétate d’ammonium (CH3CO2-, NH4+)
D) Courbes de neutralisation (salification)
1) Courbe de neutralisation d’un acide fort par une base forte :
Dosage de (H3O+,Cl-) par (Na+, OH-) par exemple
2) Courbe de neutralisation d’un acide faible par une base forte :
Dosage de CH3CO2-H par (Na+, OH-) par exemple
3) Courbe de neutralisation d’une base forte par un acide fort:
Dosage de (Na+, OH-) par (H3O+,Cl-) par exemple
E)Exercices d’application.
Chapitre III
Equilibre de dissolution
I) Définitions
1) Solubilité d’un électrolyte
On appelle solubilité s, la quantité d’électrolyte dissoute dans un litre de solution
2) Produit de solubilité
II) Facteurs influençant la solubilité
1) effet de l’ion commun sur la solubilité
2) Influence du pH sur la solubilité
3) influence des réactions de compléxation.
III) Exercice d’application.
M6 : Chimie Générale (Cours : 21h, TP : 15h, TD : 12)
Objectifs du module :
Destiné aux étudiants des filières STU-SV, ce cours constitue un outil de base
indispensable à la compréhension des phénomènes chimiques de milieux réactionnels en
vue de poursuivre les études dans les domaines de la biologie, de la biochimie, de la santé,
de l’environnement et des Sciences de La Terre.
Cours (21h) :
Partie I : Atomistique et liaison chimique
- Grandeurs et unités en chimie (masse, mole, densité, ……)
- Atomes, isotopes.
- Configuration électronique des atomes poly-électroniques.
- Classification périodique.
- Schéma de Lewis, VSEPR et l’hybridation des atomes C, O et N.
Partie II : Thermochimie et équilibres chimiques
- Premier principe de la thermodynamique (les fonctions DU et DH)
- Second principe et équilibres chimiques (les fonctions DS et DG)
Partie III : Chimie en solution
- La solubilité et le produit de solubilité.
- Equilibres acido-basiques.
- Les réactions d’oxydoréduction
Partie IV : Cinétique chimique
- L’ordre d’une réaction chimique (ordre 0, 1 et 2).
- La loi d’Arrhenius.
Travaux dirigés (12h) :
Exercices d'application
Travaux pratiques : (15h)
Quatre manipulations à choisir dans la liste proposée suivante : (4 séances + 1 séance
d’évaluation)
- Initiation aux dosages volumétriques.
- Acidimétrie ; pH-métrie.
- Manganimétrie.
- Calorimétrie.
- Etude de réaction de précipitation.
- Cinétique de la réaction d’oxydation de KI par K2S2O8.
UNIVERSITE MOHAMMED V- AGDAL
FACULTE DES SCIENCES
DEPARTEMENT DE CHIMIE
-RABAT
Filière :
Sciences de la Vie et Sciences de la Terre et de l’Univers
SVI – STU
Module 4 :
Chimie générale 1
Elément 2
Pr : Mohammed Benchidmi
2005/2006
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Date de publication : 29/01/2016
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Première partie :
Thermochimie – Equilibres chimiques
Chapitre I
Généralités
• La thermochimie = La thermodynamique Chimique
• Le système et le milieu extérieur
• La Frontière
• Système ouvert, Système fermé et Système isolé
• L’énergie échangée entre le système et le milieu extérieur
• Le signe de l’énergie.
• Les variables d’état d’un système.
• Etat d’équilibre thermodynamique d’un système.
• Transformation réversible et transformation irréversible
• Transformation isobare, transformation isochore, transformation
• Fractions molaires et fractions massiques
• Equation d’état d’un système
• Expression du travail mécanique.
• Capacité calorifique molaire d’un corps pur
• Exercices d’application
Chapitre II
Le premier principe de la thermodynamique
I) ENONCE
Si l’on considère un système qui peut passer d’un état A à un état B en
empruntant différents chemins, le bilan thermodynamique : W+Q
échangé entre le système et le milieu extérieur est le même pour tous les
chemins suivis.
• Cas d’un système à l’état gazeux - Loi de Joule
II) APPLICATION DU PREMIER PRINCIPE
1) Réaction à volume et à température constants
LOI DE HESS
III) Conséquences
VI) Relation entre la chaleur de réaction à (P,T) constantes :QP
(∆H) et la chaleur de réaction à (V,T) constants : QV (∆U)
a) Cas des systèmes condensés liquides ou solides
b) Cas des systèmes à l’état gazeux
V) Variation de la chaleur de réaction en fonction de la température
Relations de KIRCHOFF
VI) Enthalpie de formation de liaison
1) définition
2) Enthalpie de dissociation ou Energie de liaison.
3) Chaleur d’une réaction à partir des chaleurs de liaisons des produits
et des réactifs
VII) Exercices d’application
Chapitre III
Second principe de la thermodynamique
I) Enoncé
Remarque
II) Application du second principe
a- Si la transformation est isotherme, les relations s’écrivent
b- Cas du système isolé
c- Variation de l’entropie lors d’un changement d’état d’une mole d’un
corps pur
d- Variation de l’entropie lors d’une détente isotherme d’une mole d’un
gaz parfait.
e- Variation de l’entropie d’une mole d’un corps pur en fonction de la
température à pression constante
III) Troisième principe de la thermodynamique- principe zéro
Enoncé
L’entropie des corps purs sous forme de cristaux parfaits est nulle à Zéro
degré Kelvin
REMARQUE
IV) Variation de l’entropie ∆SR lors d’une réaction chimique
V) Enthalpie libre : G et énergie libre : F
Définition
VI) Variation de l’enthalpie libre lors d’une réaction chimique à
partir des enthalpies libres de formation des produits et des réactifs
a) Enthalpie libre de formation d’un corps pur
b) Enthalpie libre standard de formation des corps simples
VII) Exercices d’application
VIII) Données thermodynamiques
Chapitre IV
Etude des équilibres chimiques
I) Définition
II) Etude expérimentale des équilibres chimiques
a) Méthodes chimiques
b) méthodes dynamiques
c) Méthodes physiques
Exemples
a) Etude de la dissociation par la mesure de la pression
b) Etude de la dissociation par la mesure de la densité
III) Constantes d’équilibre – Loi d’action de masse
1/ Système homogène.
a) Loi d’action de masse en fonction des concentrations
b) Loi d’action de masse en fonction des pressions partielles
c) Loi d’action de masse en fonction des fractions molaires.
d) Relation entre les trois constantes Kp, Kc et Kx
2/ Système hétérogène
Chapitre V
Déplacement de l’équilibre
A) Lois qualitatives.
Loi de modération
a) Influence de la température. Loi de Vant’Hoff
Enoncé de la loi de Vant’Hoff
b) Influence de la pression loi de Le chatelier
Loi de Lechatelier
B) Lois quantitatives de déplacement de l’équilibre
a) Influence de la pression à température constante
b) Influence de la concentration
Conclusion
α/ Addition d’un constituant à volume et température constants.
β) Addition d’un constituant à pression et température constantes.
γ) Addition d’un gaz inerte
a) Addition d’un gaz inerte à volume et température constants.
b) Addition d’un gaz inerte à pression et à température constantes.
III) Influence de la température
Chapitre VI
Variance d’un système
Règle des phases
I) Notion de phase
II) Constituants indépendants
III) Variance d’un système – Règles des phases
IV) Diagramme d’état d’un corps pur
1) Variables d’état d’un corps pur
2) Diagramme d’état d’un corps pur
IV) Exercices d’application
Equilibre homogène
Equilibre hétérogène
Deuxième partie : Chimie en solution
Oxydoréduction- pH des solutions aqueuses - Equilibre de dissolution
Chapitre I
Oxydoréduction
I) Définition
II) Nombre d’oxydation - degré d’oxydation
III) Comment équilibrer une réaction d’oxydoréduction
Premier exemple
Deuxième exemple
IV) Réversibilité de la réaction d’oxydoréduction
V) Forces électromotrices des piles (f,e,m) – Equation de Nerst
VI) Potentiel d’électrode
a) Définition
b) Electrode de référence : électrode à Hydrogène
c) Potentiel d’une électrode
d) Cherchons l’expression du potentiel E d’une électrode
VII ) Application des réactions d’oxydoréduction
a) Dosage volumétrique
Schéma du montage
b) Dosage potentiométrique
Courbe de neutralisation
VII) Exercices d’application.
Chapitre II
Equilibres ioniques
A) Electrolytes
I) Définition.
On appelle électrolyte toute espèce chimique qui à l’état fendu ou
en solution, conduit le courant électrique.
II) Loi de dilution d’Ostwald
III) Equilibre ionique de l’eau.
B) Théorie des acides et des bases
1°/ Théorie d’Arrhenius
2°/ Théorie de BRÖNSTED:
3°/ Théorie de Lewis
4° Forces des acides et des bases
a) Force des acides
b) Force des bases
5°/ Relation entre le pka et le pkb d’un couple acide-base
C) pH des solutions aqueuses
1) pH d’une solution d’acide fort de concentration C
2) pH d’une solution aqueuse d’une base forte de concentration C.
3) pH d’une solution d’un acide faible de concentration C.
Première approximation
Deuxième approximation
4) pH d’une solution aqueuse d’une base faible de concentration C.
Première approximation
Deuxième approximation
Remarque
5) pH des solutions tampons
6) pH d’une solution contenant un mélange d’un acide fort de concentration C
et d’un acide faible de concentration C’
7) pH d’une solution contenant un mélange d’une base forte de concentration
C et d’une base faible de concentration C’
Remarque
9) pH d’une solution contenant un mélange de deux bases faibles :
(B+, A-) de concentration C et (B’+, A’-) de concentration C’
Remarque
10) Exercice d’application
a) (acide chlorhydrique + acide fluorhydrique)
b) (acide acétique + chlorure d’ammonium)
c) (soude + ammoniaque)
D) pH des solutions aqueuses de sels
1) pH d’un sel d’acide fort et de base forte de concentration C.
Par exemple (Na+,Cl-)
2) pH d’un sel d’acide fort et de base faible de concentration C
Exemple (NH4+, Cl- )
3) pH d’un sel d’acide faible et de base forte de concentration C
Exemple ( CH3CO2- , Na+ )
4) pH d’un sel d’acide faible et de base faible de concentration C
Exemple: Acétate d’ammonium (CH3CO2-, NH4+)
D) Courbes de neutralisation (salification)
1) Courbe de neutralisation d’un acide fort par une base forte :
Dosage de (H3O+,Cl-) par (Na+, OH-) par exemple
2) Courbe de neutralisation d’un acide faible par une base forte :
Dosage de CH3CO2-H par (Na+, OH-) par exemple
3) Courbe de neutralisation d’une base forte par un acide fort:
Dosage de (Na+, OH-) par (H3O+,Cl-) par exemple
E)Exercices d’application.
Chapitre III
Equilibre de dissolution
I) Définitions
1) Solubilité d’un électrolyte
On appelle solubilité s, la quantité d’électrolyte dissoute dans un litre de solution
2) Produit de solubilité
II) Facteurs influençant la solubilité
1) effet de l’ion commun sur la solubilité
2) Influence du pH sur la solubilité
3) influence des réactions de compléxation.
III) Exercice d’application.
M6 : Chimie Générale (Cours : 21h, TP : 15h, TD : 12)
Objectifs du module :
Destiné aux étudiants des filières STU-SV, ce cours constitue un outil de base
indispensable à la compréhension des phénomènes chimiques de milieux réactionnels en
vue de poursuivre les études dans les domaines de la biologie, de la biochimie, de la santé,
de l’environnement et des Sciences de La Terre.
Cours (21h) :
Partie I : Atomistique et liaison chimique
- Grandeurs et unités en chimie (masse, mole, densité, ……)
- Atomes, isotopes.
- Configuration électronique des atomes poly-électroniques.
- Classification périodique.
- Schéma de Lewis, VSEPR et l’hybridation des atomes C, O et N.
Partie II : Thermochimie et équilibres chimiques
- Premier principe de la thermodynamique (les fonctions DU et DH)
- Second principe et équilibres chimiques (les fonctions DS et DG)
Partie III : Chimie en solution
- La solubilité et le produit de solubilité.
- Equilibres acido-basiques.
- Les réactions d’oxydoréduction
Partie IV : Cinétique chimique
- L’ordre d’une réaction chimique (ordre 0, 1 et 2).
- La loi d’Arrhenius.
Travaux dirigés (12h) :
Exercices d'application
Travaux pratiques : (15h)
Quatre manipulations à choisir dans la liste proposée suivante : (4 séances + 1 séance
d’évaluation)
- Initiation aux dosages volumétriques.
- Acidimétrie ; pH-métrie.
- Manganimétrie.
- Calorimétrie.
- Etude de réaction de précipitation.
- Cinétique de la réaction d’oxydation de KI par K2S2O8.
