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Langue
d'enseignement
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Français
Préalables
Il est recommandé d'avoir acquis les connaissances et compétences développées dans les UEs:
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.
| LCHM1111 | Chimie générale |
| LPHY1101 | Physique 1 |
| LPHY1102 | Physique 2 |
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
A/ Compléments d'équilibres acide-base et de pH-métrie.
B/ Solubilité et complexation. Réseaux réactionnels complexes. Etude quantitative de quelques cas.
4. COMPLEMENTS D'ELECTROCHIMIE
L'électrolyse. La conductivité des solutions. Les piles.
Le partim LCHM1211A ne comprend pas la partie 3A.
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
A/ Compléments d'équilibres acide-base et de pH-métrie.
B/ Solubilité et complexation. Réseaux réactionnels complexes. Etude quantitative de quelques cas.
4. COMPLEMENTS D'ELECTROCHIMIE
L'électrolyse. La conductivité des solutions. Les piles.
Le partim LCHM1211A ne comprend pas la partie 3A.
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, ..). Systèmes à plusieurs constituants
III. Equilibres chimiques en solution.
A/ Compléments d'équilibres acide-base et de pH-métrie : solutés mono-fonctionnels, introduction aux Solutés polyfonctionnels.
B/ Solubilité. Ksp, solubilité d'un sel.
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, etc.
Séances de laboratoire (3x3h30) :
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 (6 x 2h) :
Résolution de problèmes théoriques et d'exercices numériques en présence d'assistants.
Monitorat : contacts 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, ..). Systèmes à plusieurs constituants
III. Equilibres chimiques en solution.
A/ Compléments d'équilibres acide-base et de pH-métrie : solutés mono-fonctionnels, introduction aux Solutés polyfonctionnels.
B/ Solubilité. Ksp, solubilité d'un sel.
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, etc.
Séances de laboratoire (3x3h30) :
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 (6 x 2h) :
Résolution de problèmes théoriques et d'exercices numériques en présence d'assistants.
Monitorat : contacts individualisés dans le but de répondre à des questions ponctuelles.
Méthodes d'enseignement
Le cours est un cours mixte : Cours magistral + cours par podcasts. Les professeurs peuvent demander de travailler certains cours de manière individuelle sur base de podcasts disponible sur moodle. Des questions concernant ces parties peuvent être posées lors des cours suivants.
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).
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 2 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 2 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
Moodle UCLouvain
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
- moodle slides et podcasts
- 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.
- moodle préparation des labos / exercices
Faculté ou entité
en charge
en charge
