8.00 crédits
45.0 h + 60.0 h
Q2
Enseignants
Devillers Michel; Hautier Geoffroy; Leyssens Tom (supplée Hautier Geoffroy);
Langue
d'enseignement
d'enseignement
Français
Préalables
Le(s) prérequis de cette Unité d'enseignement (UE) sont précisés à la fin de cette fiche, en regard des programmes/formations qui proposent cette UE.
Le(s) prérequis de cette Unité d’enseignement (UE) sont précisés à la fin de cette fiche, en regard des programmes/formations qui proposent cette UE.
Le(s) prérequis de cette Unité d’enseignement (UE) sont précisés à la fin de cette fiche, en regard des programmes/formations qui proposent cette UE.
Thèmes abordés
0. INTRODUCTION A LA CHIMIE PHYSIQUE.
Equilibre chimique et coefficients de partage. Applications.
1. THERMODYNAMIQUE.
Premier principe de la thermodynamique. Thermochimie. Second principe de thermodynamique. Enthalpie libre.
2. EQUILIBRES DE PHASES.
Généralités. Systèmes à un constituant : diagramme d'état d'un corps pur. Thermodynamique et température de transition de phase.
Règle des phases. Systèmes à deux constituants : diagrammes de phases binaires.
3. EQUILIBRES CHIMIQUES EN SOLUTION.
Solubilité et complexation. Réseaux réactionnels complexes. Etude quantitative de quelques cas.
4. COMPLEMENTS D'ELECTROCHIMIE.
L'électrolyse. La conductivité des solutions. Les piles.
Equilibre chimique et coefficients de partage. Applications.
1. THERMODYNAMIQUE.
Premier principe de la thermodynamique. Thermochimie. Second principe de thermodynamique. Enthalpie libre.
2. EQUILIBRES DE PHASES.
Généralités. Systèmes à un constituant : diagramme d'état d'un corps pur. Thermodynamique et température de transition de phase.
Règle des phases. Systèmes à deux constituants : diagrammes de phases binaires.
3. EQUILIBRES CHIMIQUES EN SOLUTION.
Solubilité et complexation. Réseaux réactionnels complexes. Etude quantitative de quelques cas.
4. COMPLEMENTS D'ELECTROCHIMIE.
L'électrolyse. La conductivité des solutions. Les piles.
Acquis
d'apprentissage
d'apprentissage
A la fin de cette unité d’enseignement, l’étudiant est capable de : | |
| 1 | Interprétation quantitative des phénomènes chimiques sur base des lois physicochimiques. Initiation à l'utilisation de tables de données. La contribution de cette UE au développement et à la maîtrise des compétences et acquis du (des) programme(s) est accessible à la fin de cette fiche, dans la partie « Programmes/formations proposant cette unité d'enseignement (UE) ». |
Contenu
I. Thermodynamique.
Premier principe de la thermodynamique
1. Energie interne, travail, chaleur. Conservation de l'énergie totale, premier principe. Enthalpie. Chaleurs molaires. Bilan enthalpique global avec changements de phase. Transformation adiabatique et calorimétrie.
Applications du 1er principe aux transformations chimiques : Thermochimie
2. Equations thermochimiques : avec bilan thermique. H et U sont des fonctions d'état. Loi de Hess. Enthalpies standard de formation. Enthalpie standard de combustion. Enthalpie d'atomisation. Enthalpie de liaison. Enthalpies standard de réaction. Thermochimie des solutions. (DHf°) des ions en solution aqueuse. Applications et illustrations des concepts (ex : neutralisation acide-base). Variation de DH avec la température. Le second principe de thermodynamique.
3. Entropie et désordre. Spontanéité. Entropie standard en fonction de la température. Entropie standard de réaction. Interprétation microscopique de l'entropie. Variation globale d'entropie. L'enthalpie libre.
4. Définition. Relation avec la spontanéité. Enthalpie libre standard de formation. Enthalpie libre standard de réaction.
Influence de la température sur la spontanéité. Réaction non spontanée devenant spontanée à une autre température.
Applications et illustrations (ex : diagrammes d'Ellingham pour la réduction des oxydes). Equilibre chimique et thermodynamique
5. Entropie de mélange. Lien avec la constante d'équilibre. Réaction des équilibres au changement des conditions.
Relation de van't Hoff : influence de T sur K.
II. Equilibres de phases
Généralités
1. Définitions : états physiques de la matière, phase, constituants. Systèmes à un constituant : diagramme d'état d'un corps pur
2. Diagrammes P-T d'un système à un constituant. Lien entre thermodynamique et diagramme de phase à un constituant. Règle des phases de Gibbs. Exemples de diagrammes P-T à un constituant (H2O, CO2, Fe, ..). Systèmes à plusieurs constituants
3. Diagramme de phases de phases à plusieurs constituants. Lien entre thermodynamique et diagramme de phases à plusieurs constituants. Entropie de mélange et enthalpie libre pour solutions idéales. Règle des phases pour plusieurs constituants. Construction des diagrammes de phases au départ des courbes d'enthalpies libres : règle des tangentes communes. Lecture des diagrammes de phases : règle du levier. Propriétés colligatives des solutions
4. Cryoscopie, ébullioscopie. Entropie de mélange et enthalpie libre pour solutions régulières. Applications et illustrations par des diagrammes de phases binaires (liquide-gaz, liquide-solide, solide-solide).
III. Equilibres chimiques en solution
A/ Compléments d'équilibres acide-base et de pH-métrie : Mélanges de plusieurs solutés. Solutés polyfonctionnels.
B/ Réseaux réactionnels complexes : Rappels sur les équilibres chimiques acide-base, de solubilité et de complexation. Réactions d'un acide avec un sel d'acide faible peu soluble. Précipitation d'un sel acide faible. Précipitation d'un hydroxyde en présence de base faible. Compétition entre précipitation et complexation. Etude quantitative de quelques cas : Précipitation sélective de sulfures, Solubilisation par complexation.
IV. Compléments d'électrochimie
Rappels sur les cellules électrochimiques : électrolyse et piles. Notions d'électricité. L'électrolyse
1. Principe général. Lois de Faraday. Réactions aux électrodes et applications industrielles. La conductivité des solutions
2. Principes et définitions. Mobilité des ions. Aspect expérimental. Nombres de transport et bilan d'une électrolyse. Applications : Degré de dissociation d'un électrolyte faible. Produit ionique de l'eau. Détermination d'un produit de solubilité. Titrages conductimétriques. Les piles, ou cellules galvaniques
3. Rappels : force électromotrice d'une pile, potentiel standard d'électrode et relation de Nernst, bilan énergétique de la pile. Principaux types d'électrode : électrodes métal-ion métallique, électrodes métal-sel insoluble, électrodes à gaz, électrodes d'oxydo-réduction. Applications analytiques : mesure du pH, titrages potentiométriques, piles commerciales, batteries primaires, batteries secondaires, ou accumulateurs, piles à combustible.
Séances de laboratoire (4x3h + 4x3h30) :
Chaque étudiant prépare et réalise individuellement une expérience illustrant un thème du cours. Il rédige un rapport. Un manuel de laboratoire permet à l'étudiant de préparer chaque séance de laboratoire. Une vérification de cette préparation a lieu au début de chaque séance.
Séances d'exercices (13 x 2h) :
Résolution de problèmes théoriques et d'exercices numériques en présence d'assistants.
Le partim LCHM1211A et LCHM1211B ne comprend pas la partie A du chapitre III. Il ne comprend que 4 séances de laboratoire de 3 h et 7 séances d'exercices de 2h.
Monitorat : contacts hebdomadaires individualisés dans le but de répondre à des questions ponctuelles.
Premier principe de la thermodynamique
1. Energie interne, travail, chaleur. Conservation de l'énergie totale, premier principe. Enthalpie. Chaleurs molaires. Bilan enthalpique global avec changements de phase. Transformation adiabatique et calorimétrie.
Applications du 1er principe aux transformations chimiques : Thermochimie
2. Equations thermochimiques : avec bilan thermique. H et U sont des fonctions d'état. Loi de Hess. Enthalpies standard de formation. Enthalpie standard de combustion. Enthalpie d'atomisation. Enthalpie de liaison. Enthalpies standard de réaction. Thermochimie des solutions. (DHf°) des ions en solution aqueuse. Applications et illustrations des concepts (ex : neutralisation acide-base). Variation de DH avec la température. Le second principe de thermodynamique.
3. Entropie et désordre. Spontanéité. Entropie standard en fonction de la température. Entropie standard de réaction. Interprétation microscopique de l'entropie. Variation globale d'entropie. L'enthalpie libre.
4. Définition. Relation avec la spontanéité. Enthalpie libre standard de formation. Enthalpie libre standard de réaction.
Influence de la température sur la spontanéité. Réaction non spontanée devenant spontanée à une autre température.
Applications et illustrations (ex : diagrammes d'Ellingham pour la réduction des oxydes). Equilibre chimique et thermodynamique
5. Entropie de mélange. Lien avec la constante d'équilibre. Réaction des équilibres au changement des conditions.
Relation de van't Hoff : influence de T sur K.
II. Equilibres de phases
Généralités
1. Définitions : états physiques de la matière, phase, constituants. Systèmes à un constituant : diagramme d'état d'un corps pur
2. Diagrammes P-T d'un système à un constituant. Lien entre thermodynamique et diagramme de phase à un constituant. Règle des phases de Gibbs. Exemples de diagrammes P-T à un constituant (H2O, CO2, Fe, ..). Systèmes à plusieurs constituants
3. Diagramme de phases de phases à plusieurs constituants. Lien entre thermodynamique et diagramme de phases à plusieurs constituants. Entropie de mélange et enthalpie libre pour solutions idéales. Règle des phases pour plusieurs constituants. Construction des diagrammes de phases au départ des courbes d'enthalpies libres : règle des tangentes communes. Lecture des diagrammes de phases : règle du levier. Propriétés colligatives des solutions
4. Cryoscopie, ébullioscopie. Entropie de mélange et enthalpie libre pour solutions régulières. Applications et illustrations par des diagrammes de phases binaires (liquide-gaz, liquide-solide, solide-solide).
III. Equilibres chimiques en solution
A/ Compléments d'équilibres acide-base et de pH-métrie : Mélanges de plusieurs solutés. Solutés polyfonctionnels.
B/ Réseaux réactionnels complexes : Rappels sur les équilibres chimiques acide-base, de solubilité et de complexation. Réactions d'un acide avec un sel d'acide faible peu soluble. Précipitation d'un sel acide faible. Précipitation d'un hydroxyde en présence de base faible. Compétition entre précipitation et complexation. Etude quantitative de quelques cas : Précipitation sélective de sulfures, Solubilisation par complexation.
IV. Compléments d'électrochimie
Rappels sur les cellules électrochimiques : électrolyse et piles. Notions d'électricité. L'électrolyse
1. Principe général. Lois de Faraday. Réactions aux électrodes et applications industrielles. La conductivité des solutions
2. Principes et définitions. Mobilité des ions. Aspect expérimental. Nombres de transport et bilan d'une électrolyse. Applications : Degré de dissociation d'un électrolyte faible. Produit ionique de l'eau. Détermination d'un produit de solubilité. Titrages conductimétriques. Les piles, ou cellules galvaniques
3. Rappels : force électromotrice d'une pile, potentiel standard d'électrode et relation de Nernst, bilan énergétique de la pile. Principaux types d'électrode : électrodes métal-ion métallique, électrodes métal-sel insoluble, électrodes à gaz, électrodes d'oxydo-réduction. Applications analytiques : mesure du pH, titrages potentiométriques, piles commerciales, batteries primaires, batteries secondaires, ou accumulateurs, piles à combustible.
Séances de laboratoire (4x3h + 4x3h30) :
Chaque étudiant prépare et réalise individuellement une expérience illustrant un thème du cours. Il rédige un rapport. Un manuel de laboratoire permet à l'étudiant de préparer chaque séance de laboratoire. Une vérification de cette préparation a lieu au début de chaque séance.
Séances d'exercices (13 x 2h) :
Résolution de problèmes théoriques et d'exercices numériques en présence d'assistants.
Le partim LCHM1211A et LCHM1211B ne comprend pas la partie A du chapitre III. Il ne comprend que 4 séances de laboratoire de 3 h et 7 séances d'exercices de 2h.
Monitorat : contacts hebdomadaires individualisés dans le but de répondre à des questions ponctuelles.
Modes d'évaluation
des acquis des étudiants
des acquis des étudiants
Examen écrit en fin d'année, complété par une évaluation continue en cours d'année (préparation des séances de laboratoire et rapports). Cette partie de note venant de l'évaluation continue servira pour chaque session et ne pourra pas être représentée.
La formation pratique fait partie intégrante de l'enseignement de chimie générale et en constitue une partie indissociable.
La participation à toutes les séances de travaux pratiques est dès lors OBLIGATOIRE.
Les laboratoires sont pris en compte dans la note finale de LCHM1211 prise en compte en délibération.
Toute absence MOTIVEE (justifiée par un certificat médical en cas de maladie, ou par un document officiel dans d'autres cas) entraînera la récupération de la séance manquée lors de la dernière semaine du quadrimestre.
Toute absence NON MOTIVEE sera en principe sanctionnée par une note NEGATIVE de 5 POINTS sur la note finale de LCHM1211 prise en compte en délibération, et pourra, en fonction du degré de récidive et de l'appréciation de la situation par les responsables de l'enseignement, se traduire par une note finale non négociable de ZERO sur 20.
Dans la mesure où le nombre d'absences injustifiées et/ou justifiées deviendrait significatif, les titulaires se réservent le droit d'activer les articles du RGEE permettant au jury d'interdire à l'étudiant de s'inscrire à l'examen correspondant.
La formation pratique fait partie intégrante de l'enseignement de chimie générale et en constitue une partie indissociable.
La participation à toutes les séances de travaux pratiques est dès lors OBLIGATOIRE.
Les laboratoires sont pris en compte dans la note finale de LCHM1211 prise en compte en délibération.
Toute absence MOTIVEE (justifiée par un certificat médical en cas de maladie, ou par un document officiel dans d'autres cas) entraînera la récupération de la séance manquée lors de la dernière semaine du quadrimestre.
Toute absence NON MOTIVEE sera en principe sanctionnée par une note NEGATIVE de 5 POINTS sur la note finale de LCHM1211 prise en compte en délibération, et pourra, en fonction du degré de récidive et de l'appréciation de la situation par les responsables de l'enseignement, se traduire par une note finale non négociable de ZERO sur 20.
Dans la mesure où le nombre d'absences injustifiées et/ou justifiées deviendrait significatif, les titulaires se réservent le droit d'activer les articles du RGEE permettant au jury d'interdire à l'étudiant de s'inscrire à l'examen correspondant.
Ressources
en ligne
en ligne
moodleucl
Bibliographie
Livre de P. Atkins, L. Jones et L. Laverman : "Principes de Chimie", Trad. Française de A. Pousse (De Boeck), ou édition anglaise originale correspondante, complété par des notes de cours. Manuel de travaux pratiques et fascicule d'exercices. Documents fournis sur Moodle.
Support de cours
- Livre de P. Atkins, L. Jones et L. Laverman : "Principes de Chimie", Trad. Française de A. Pousse (De Boeck), ou édition anglaise originale correspondante, complété par des notes de cours.
- Manuel de travaux pratiques et fascicule d'exercices
- Documents fournis sur Moodle
Faculté ou entité
en charge
en charge
CHIM
