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Mohammed KOUDAD
FILIรRE : SCIENCES DE LA MATIรRE CHIMIE
SEMESTRE 4
Universitรฉ Mohammed Premier
Facultรฉ Pluridisciplinaire Nador
Dรฉpartement de Chimie
Cours de Thermodynamique Chimique
Annรฉe universitaire 2019-2020
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Chapitre 1 : Rappel des
principes de thermodynamique
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L'objectif de ce chapitre est de faire le lien entre les connaissances acquises en thermodynamique
physique et le cours de thermochimie. C'est donc lโoccasion de revoir quelques concepts
fondamentaux : premier, second et troisiรจme principes, variables usuelles, fonctions dโรฉtat utiles pour
le chimiste, notion de pression, extensivitรฉ et intensivitรฉ, critรจres d 'รฉvolution spontanรฉe dโun systรจme.
Introduction
La thermodynamique est donc fondamentalement la science des transformations de l'รฉnergie. Elle
รฉtudie les caractรฉristiques รฉnergรฉtiques relatives ร la transformation de la matiรจre qu'elle soit physique
(production de travail ou de chaleur, changement d'รฉtat physique, ...) ou chimique (rรฉactions
chimiques).
Au cours d'une rรฉaction chimique, il peut y avoir : dรฉgagement ou absorption de chaleur, crรฉation
d'รฉnergie รฉlectrique etcโฆ
La thermodynamique sert ร :
Etudier lโaspect รฉnergรฉtique des rรฉactions (les รฉchanges entre les systรจmes dโรฉtude ou entre les
systรจmes dโรฉtude et le milieu extรฉrieur).
Prรฉvoir les conditions dans lesquelles diffรฉrents รฉtats physiques ou diffรฉrentes substances
chimiques sont en รฉquilibre.
Permet de prรฉvoir lโรฉvolution des systรจmes chimiques (les conditions dans lesquelles une
rรฉaction รฉvolue spontanรฉment).
Elle est basรฉe sur trois principes fondamentaux : 1er, 2รจme et 3รจme principe
1. Systรจme
Le systรจme est le corps ou lโensemble des corps susceptibles de se transformer soit par un phรฉnomรจne
physique soit par une rรฉaction chimique. Tout ce qui entoure le systรจme sโappelle milieu extรฉrieur.
Figure 1. Systรจme, Milieu extรฉrieur et Univers
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On distingue alors :
Systรจme ouvert : Un systรจme est ouvert sโil y a รฉchange de matiรจre et dโรฉnergie entre le systรจme et
le milieu extรฉrieure.
Systรจme fermรฉ : Un systรจme est fermรฉ sโil y a uniquement รฉchange dโรฉnergie entre le systรจme et le
milieu extรฉrieure.
Systรจme isolรฉ : Un systรจme chimique est isolรฉ sโil nโy a รฉchange ni de matiรจre ni dโรฉnergie avec le
milieu extรฉrieur.
Par convention, le systรจme compte pour lui lโรฉnergie positive lorsquโil la reรงoit, nรฉgative quand il la
cรจde.
La composition du systรจme peut beaucoup varier, on dรฉfinira :
Les systรจmes homogรจnes pour lesquels la composition physico-chimique est la mรชme en tout
point.
Les systรจmes hรฉtรฉrogรจnes qui peuvent รชtre dรฉcomposรฉs en un certain nombre de sous-systรจme
homogรจnes (ou phase).
2. Nature des รฉchanges :
Il existe plusieurs faรงons dโรฉchanger de lโรฉnergie :
Echanges mรฉcaniques : dus ร des forces de pression (๐ค โฆ ) ou ร dโautres forces comme les
forces รฉlectromagnรฉtiques.
Echanges thermiques : dus ร des transferts de chaleur (variation de tempรฉrature)
Echange chimiques : dus ร des transferts de matiรจre (variation de la masse (๐), du nombre de
moles (๐), ou du potentiel chimique (ยต)).
3. Variables dโรฉtat et fonctions dโรฉtat
a. รtat dโun systรจme thermodynamique
Un systรจme est dรฉfini, au plan thermodynamique, par un certain nombre de grandeurs physiques qui
sont ainsi appelรฉes grandeurs d'รฉtat, comme elles sont susceptibles de varier, elles sont aussi dรฉsignรฉes
comme variables dโรฉtat.
Parmi ces grandeurs dโรฉtat, on trouve :
Les grandeurs extensives qui dรฉpendent de la quantitรฉ de matiรจre du systรจme (Exemple : la masse, le
volume, la quantitรฉ de chaleur, toutes les fonctions dโรฉtats (๐, ๐, ๐ป, ๐บ, ๐น)). Les variables extensives
sont additives. Si l'on double la quantitรฉ de matiรจre (๐) du systรจme, elles doublent aussi.
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Les grandeurs intensives ne dรฉpendent pas de la quantitรฉ de matiรจre du systรจme : (Exemple : pression,
tempรฉrature, masse volumique, etcโฆ).
Les variables d'รฉtat sont frรฉquemment reliรฉes entre elles par des relations mathรฉmatiques qui sont des
fonctions d'รฉtat.
b. Fonctions dโรฉtat
Les fonctions dโรฉtat (notรฉes ๐) ๐ = ๐ผ, ๐ฏ, ๐ฎ, ๐ญ, ๐บ, โฆ.
Elles dรฉcrivent le systรจme et permettent de prรฉvoir son รฉtat dโรฉvolution lorsquโil passe de lโรฉtat initial
vers lโรฉtat final.
Les fonctions dโรฉtat sโexpriment en fonction des paramรจtres dโรฉtats.
Le passage du systรจme de lโรฉtat initial ๐ธ๐ผ vers lโรฉtat final ๐ธ๐น est appelรฉ transformation ou
processus.
๐ est une fonction extensive (elle dรฉpend de la quantitรฉ de matiรจre).
La variable infinitรฉsimale ๐๐ est une diffรฉrentielle totale exacte
4. Transformations thermodynamiques
Si un systรจme ๐ ร lโรฉtat ๐1 au temps ๐ก1 passe ร lโรฉtat ๐2 au temps ๐ก2, on dit quโil a subi une
transformation, elle peut รชtre rรฉversible et irrรฉversible.
Transformation rรฉversible : une transformation est dite rรฉversible lorsquโelle peut รชtre
effectuรฉe dans un sens et dans le sens opposรฉ. Dans ce cas, le systรจme passe infiniment
lentement de son รฉtat initial ร son รฉtat final par lโintermรฉdiaire dโune succession dโรฉtat
dโรฉquilibre qui diffรฉrent infiniment peu entre eux (c ร d : entre 2 รฉtat dโรฉquilibre les variables
dโรฉtat ne changent que de quantitรฉs infinitรฉsimales). La transformation rรฉversible est une
transformation lente et idรฉale (exemple : รฉbullition de lโeau).
Transformation irrรฉversible : elle ne peut รชtre effectuรฉe que dans un seul sens. Cโest une
transformation qui ne peut passer par des รฉtats dโรฉquilibre ; elle correspond aux transformations
spontanรฉes naturelles qui ne peuvent รชtre inversรฉes sans intervention de lโextรฉrieur (exemple :
lโexplosion).
Exemple : Une masse de gaz contenue dans un cylindre fermรฉ par un piston subit une transformation
rรฉversible lorsque la pression extรฉrieure qui est รฉgale pour chaque รฉtat dโรฉquilibre ร la pression
intรฉrieure qui varie trรจs lentement.
A chaque position du piston correspond un รฉtat dโรฉquilibre.
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Si par contre, on dรฉplace brutalement le piston, la pression du gaz varie rapidement, elle nโest pas la
mรชme en tout point du systรจme durant cette transformation qui est alors une transformation
irrรฉversible.
Il existe des transformations : isotherme, monotherme, isobare, isochore, adiabatique ou cyclique. Les
significations physiques de chaque transformation sont rรฉsumรฉes dans le tableau 1 ci-dessous.
Tableau 1. La signification physique de chaque transformation
Transformation Signification
Isotherme transformation ร tempรฉrature constante (๐ = ๐๐ก๐)
Monotherme transformation pour laquelle ๐ ๐๐๐๐ก๐๐๐๐ = ๐๐๐๐๐๐๐
Isobare transformation ร pression constante (๐ = ๐๐ก๐)
Isochore transformation ร volume constant ( ๐ = ๐๐ก๐)
Adiabatique transformation sans รฉchange de chaleur avec l'extรฉrieur (๐ = 0)
Cyclique Etat initial=รฉtat final (fonction dโรฉtat de :๐ฅ๐ = 0)
5. Premier principe de la thermodynamique
A tous systรจme est liรฉe une fonction d 'รฉtat extensive appelรฉe รฉnergie interne (notรฉe ๐). Au cours d'une
transformation oรน le systรจme passe d'un รฉtat 1 ร un รฉtat 2, sa variation d'รฉnergie interne est รฉgale ร la
somme algรฉbrique du travail et de la chaleur รฉchangรฉe avec l'extรฉrieur.
๐ฅ๐ = ๐2 โ ๐1 = ๐ + ๐
Pour une transformation infiniment petite, on utilise la notation : ๐๐ = โธน๐ + โธน๐
โธนQ et โธนW dรฉsignent des quantitรฉs infiniment petites de chaleur et de travail, ce ne sont pas des
diffรฉrentielles de fonction d'รฉtat.
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a. Consรฉquences directes du premier principe.
i. U : fonction dโรฉtat
La variation de lโรฉnergie interne ๐ dโun systรจme qui passe de lโรฉtat 1 ร lโรฉtat 2 ne dรฉpend que de lโรฉtat
initial et de lโรฉtat final quelque soit le chemin suivi.
๐ et ๐ dรฉpendent du processus utilisรฉ, mais leur somme algรฉbrique ne dรฉpend que de lโรฉtat initial et
de lโรฉtat final.
ii. Cas dโun cycle fermรฉ
Lorsquโun systรจme a parcouru un cycle fermรฉ on a : ๐ฅ๐ = 0 โ ๐ + ๐ = 0
iii. Lโรฉnergie interne dโun systรจme isolรฉ
Lโรฉnergie interne dโun systรจme isolรฉ est constante, il y a conservation de lโรฉnergie totale du systรจme.
๐ = 0 ; ๐ = 0, donc ๐ฅ๐ = ๐2 โ ๐1 = 0, Dโoรน ๐1 = ๐2 = ๐๐๐๐ ๐ก๐๐๐ก๐
b. Transformations ร volume constant et transformations ร pression constante
i. Transformations ร volume constant
Une transformation ร volume constant (transformation isochore) est caractรฉrisรฉe par la condition
๐๐ = 0 et par consรฉquent โธน๐ = โ ๐๐๐ = 0 ; le premier principe de la thermodynamique s'รฉcrit:
๐๐ = โธน๐๐
La chaleur d'une telle transformation ร volume constant, notรฉe โธนQV, est รฉgale ร la variation de l'รฉnergie
interne dU.
๐๐ = โธน๐๐
๐๐ โธน๐๐ = ๐๐ถ๐ ๐๐
๐ฅ๐ = โซ ๐๐ถ๐ ๐๐๐2
๐1
๐ถ๐ฃ = (๐๐
๐๐)
๐
ii. Transformations ร pression constante
Lors des รฉtudes des variations d'รฉnergie associรฉes aux rรฉactions chimiques on a souvent affaire ร des
transformations ร pression constante, c'est le cas, par exemple, des rรฉactions rรฉalisรฉes en systรจme
ouvert ร la pression atmosphรฉrique.
Les rรฉactions ร pression constante (transformation isobare) sont caractรฉrisรฉes par une variation de
volume et par consรฉquent par un รฉchange de travail mรฉcanique :
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๐2 โ ๐1 = ๐๐ โ ๐ (๐2 โ ๐1)
Cette expression peut รชtre rรฉรฉcrite sous la forme :
๐๐ = ๐2 โ ๐1 + ๐ (๐2 โ ๐1) = (๐2 + ๐ ๐2) โ (๐1 + ๐๐1)
Soit en posant : ๐ป = ๐ + ๐๐
๐๐ = ๐ป2 โ ๐ป1
On introduit donc un nouveau terme d'รฉnergie appelรฉ enthalpie, notรฉ ๐ป. ๐ป est une fonction dโรฉtat
extensive. Pour une petite transformation ร pression constante on a : ๐๐ป = โธน๐๐
๐๐ป = โธน๐๐ = ๐๐ถ๐ ๐๐
๐ฅ๐ป = โซ ๐๐ถ๐ ๐๐๐2
๐1
๐ถ๐ = (๐๐ป
๐๐)
๐
๐ป = ๐ + ๐๐ โ ๐๐ป = ๐๐ + ๐(๐๐) โ ๐ฅ๐ป = ๐ฅ๐ + ๐ฅ(๐๐)
iii. Transformation adiabatique dโun gaz parfait
Une transformation adiabatique est caractรฉrisรฉe par ; ๐ = 0 ; โธน๐ = 0
On a ๐๐ = ๐๐ถ๐ ๐๐ = โธน๐ โ ๐๐๐
Donc โธน๐ = ๐๐ถ๐ ๐๐ + ๐๐๐
Et on a ๐ป = ๐ + ๐๐ โ ๐๐ป = ๐๐ + ๐(๐๐) = ๐๐ถ๐ ๐๐
โ ๐๐ถ๐ ๐๐ = โธน๐ โ ๐๐๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐ = โธน๐ + ๐๐๐
Donc โธน๐ = ๐๐ถ๐ ๐๐ โ ๐๐๐
Transformation adiabatique โ โธน๐ = 0 โ ๐๐ถ๐ ๐๐ = โ๐๐๐ et ๐๐ถ๐ ๐๐ = ๐๐๐
๐๐ถ๐ ๐๐
๐๐ถ๐ ๐๐= โ
๐๐๐
๐๐๐โ ๐พ = โ
๐๐
๐
๐
๐๐ ๐๐๐ (
๐ถ๐
๐ถ๐ = ๐พ)
๐พ๐๐
๐= โ
๐๐
๐โ โซ ๐พ
๐๐
๐= โซ โ
๐๐
๐โ ๐พ ln ๐ = โ ln ๐ + ๐ถ๐ก๐ โ ๐๐ ๐๐พ๐ = ๐ถ๐ก๐
Dโoรน ๐ฝ๐ธ๐ท = ๐ช๐๐ ๐รจ๐ซ๐๐ฅ๐จ๐ข ๐๐ ๐๐๐ฉ๐ฅ๐๐๐
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๐๐ถ๐ ๐๐ = โ๐๐๐ = โ๐๐ ๐๐๐
๐โ
๐ถ๐
๐
๐๐
๐= โ
๐๐
๐โ
1
๐พ โ 1
๐๐
๐= โ
๐๐
๐
(car ๐ถ๐ = ๐ถ๐ + ๐ et ๐ถ๐ =๐
๐พ โ 1)
Donc, โซ1
๐พ โ 1
๐๐
๐= โซ โ
๐๐
๐โ ln ๐
1๐พโ1 ๐ = ๐ถ๐ก๐
Donc, ๐ป ๐ฝ๐ธโ๐ = ๐ช๐๐ ๐รจ๐ฆ๐๐ฅ๐จ๐ข ๐๐ ๐๐๐ฉ๐ฅ๐๐๐
๐๐ถ๐ ๐๐ = ๐๐๐ = ๐๐ ๐๐๐
๐โ
๐ถ๐
๐
๐๐
๐=
๐๐
๐โ โซ
๐ถ๐
๐
๐๐
๐= โซ
๐๐
๐โ โซ
๐พ
๐พ โ 1
๐๐
๐= โซ
๐๐
๐
(car ๐ถ๐ =๐ ๐พ
๐พ โ 1)
Donc, ๐ฟ๐๐
๐พ๐พโ1
๐= ๐ถ๐ก๐
Dโฒoรน, ๐ป๐ธ ๐ท๐โ๐ธ = ๐ช๐๐ ๐รจ๐ฆ๐๐ฅ๐จ๐ข ๐๐ ๐๐๐ฉ๐ฅ๐๐๐
Loi de Laplace (pour une transformation adiabatique rรฉversible dโun gaz parfait)
6. Deuxiรจme principe de la thermodynamique
Introduction
En chimie, il est important de connaรฎtre les critรจres permettant de prรฉvoir si une rรฉaction chimique peut
se produire spontanรฉment et dans lโaffirmative, de pouvoir dรฉterminer les proportions des produits
formรฉs. Les fonctions dโรฉtat : รฉnergie interne et enthalpie ne permettent pas de distinguer si la
transformation sโest faite rรฉversiblement ou non.
Le second principe de la thermodynamique ou principe dโรฉvolution devra au moins prรฉvoir le sens
dโรฉvolution des transformations irrรฉversibles dont lโexpรฉrience montre quโelles se font dans un sens
toujours prรฉvisible ; le caractรจre rรฉversible ou non dโune transformation jouera un rรดle essentiel dans
lโรฉnoncรฉ de ce second principe.
Pour des raisons de similitude avec le premier principe et avec lโรฉnergie interne ๐, le principe
dโรฉvolution sโรฉnoncera en termes de fonction dโรฉtat extensive comme lโรฉnergie interne. Elle sera notรฉ
๐ et appelรฉe entropie. Au lieu dโรชtre un principe de conservation, le second principe sera un principe
dโรฉvolution. On a posรฉ arbitrairement que ๐ augmente lors dโune รฉvolution irrรฉversible dโun systรจme
isolรฉ.
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a. Enoncรฉ du 2รจme principe
Tout systรจme thermodynamique possรจde une fonction dโรฉtat ๐ appelรฉe entropie qui est une
grandeur extensive et non conservative.
Lors dโune transformation infinitรฉsimale, la variation dโentropie du systรจme dSsyst est la
somme de lโentropie crรฉรฉe dans le systรจme dScrรฉ et lโentropie รฉchangรฉe dSรฉch entre ce systรจme
et le milieu extรฉrieur : ๐๐๐ ๐ฆ๐ ๐ก = ๐๐๐๐รฉ + ๐๐รฉ๐โ
Pour une transformation infinitรฉsimale quelconque qui se fait ร une tempรฉrature ๐ on a :
๐๐รฉ๐โ = โธน๐รฉ๐โ
๐
dS = 0 โ transformation rรฉversible
dS > 0 โ transformation irrรฉversible
Pour une transformation rรฉversible on a donc :
๐๐๐ ๐ฆ๐ ๐ก โ โธน๐๐รฉ๐ฃ
๐= 0 โ ๐๐๐ ๐ฆ๐ ๐ก =
โธน๐๐รฉ๐ฃ
๐
Pour une transformation irrรฉversible :
๐๐๐ ๐ฆ๐ ๐ก โ โธน๐๐๐๐รฉ
๐> 0 โ ๐๐๐ ๐ฆ๐ ๐ก >
โธน๐๐๐๐รฉ
๐
Signification physique de lโentropie :
L'entropie ๐ mesure le dรฉsordre du systรจme :
- plus le dรฉsordre augmente, plus ๐ croit et ๐ฅ๐ > 0,
- plus le dรฉsordre diminue, plus ๐ dรฉcroit et ๐ฅ๐ < 0.
b. Application aux transformations :
Transformation rรฉversible :
2รจ๐๐ ๐๐๐๐๐๐๐๐ โถ ๐๐ = โธน๐
๐
1๐๐ ๐๐๐๐๐๐๐๐ โถ โธน๐ = ๐๐ + ๐๐๐
โ ๐๐ โ๐๐
๐ โ
๐. ๐๐
๐ = 0
๐๐ ๐ = ๐ถ๐ก๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐ = 0
๐๐ ๐ = ๐ถ๐ก๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐ป = 0
Transformation irrรฉversible :
1๐๐ ๐๐ก 2รจ๐๐ ๐๐๐๐๐๐๐๐ โถ ๐๐ โ๐๐
๐ โ
๐. ๐๐
๐ > 0
๐๐ ๐ = ๐ถ๐ก๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐ > 0
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๐๐ ๐ = ๐ถ๐ก๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐ป > 0
c. Calcule de lโentropie : cas dโun gaz parfait
De la premiรจre loi, nous avons :
๐๐ = โธน๐ + โธน๐
Et โธน๐๐ = dU donc, โธนQ = nCV๐๐ + ๐๐๐ (lโฒenergie interne ne depend que de T)
Ceci nous permet dโรฉcrire :
๐๐ =โธน๐
๐=
๐๐ถ๐
๐๐๐ +
๐
๐๐๐
Et en arrangeant la relation, on obtient :
๐๐ = ๐๐ถ๐
๐๐
๐+ ๐๐
dV
V
Lors dโune transformation rรฉversible de lโรฉtat 1 ร lโรฉtat 2, on obtient par intรฉgration :
๐ฅ๐ = ๐2 โ ๐1 = โซ ๐๐ถ๐
๐๐
๐
๐2
๐1
+ โซ ๐๐ dV
V
๐2
๐1
โ ๐ฅ๐ = ๐๐ถ๐๐๐๐2
๐1+ ๐๐ ๐๐
๐2
๐1
7. Troisiรจme principe de la thermodynamique (ou principe de NERNST)
a. Enonce de Nernst
Le second principe ne donne pas de moyen de calculer lโentropie de maniรจre absolue. Pour rรฉsoudre
le problรจme de l'origine de lโentropie, un troisiรจme postulat fut introduit par Nernst appelรฉ troisiรจme
principe de la thermodynamique.
Tout corps chimiquement pur possรจde une entropie nulle dans lโรฉtat cristallisรฉ ร la tempรฉrature du
zรฉro absolue.
De cette maniรจre on peut dรฉterminer lโentropie standard absolue ๐ยฐ de nโimporte quelle substance. En
effet, on peut exprimer ๐๐ป de 2 maniรจre diffรฉrentes :
๐๐ป = ๐๐ถ๐๐๐ = ๐๐๐
Ce qui s'intรจgre, en lโabsence de transition de phase :
๐๐0 โ ๐0 ๐พ
0 = ๐๐0 = โซ ๐
๐
0
๐ถ๐
๐๐
๐
Cette expression est valable uniquement si le systรจme ร la tempรฉrature ๐ ne change pas dโรฉtat physique.
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Dans le cas oรน le systรจme subit un changement de lโรฉtat physique, il faut prendre en considรฉration la
variation de ๐ liรฉe ร ce changement.
๐๐0 = โซ ๐
๐๐๐ข๐
0
๐ถ๐(๐ )
๐๐
๐+ ๐
๐ฅ๐ป๐๐ข๐
๐๐๐ข๐ + โซ ๐
๐๐ฃ๐๐
๐๐๐ข๐
๐ถ๐(๐)
๐๐
๐+ ๐
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐๐ฃ๐๐+ โซ ๐
๐
๐๐ฃ๐๐
๐ถ๐(๐)
๐๐
๐
Cette expression est valable lorsque la transformation est effectuรฉe ร ๐ = cste, si on travaille ร ๐ =
cste, en utilise ๐ถ๐ ร la place de ๐ถ๐.
Cette relation a permis de dresser des tables dโentropie standard.
Exemple :
๐ถ๐๐๐๐๐๐๐ก โถ ๐2980 = 2,4 ๐ฝ. ๐๐๐โ1๐พโ1
๐ป2๐1: ๐2980 = 92,9 ๐ฝ. ๐๐๐โ1๐พโ1
๐ถ๐๐๐๐โ๐๐ก๐ โถ ๐2980 = 5,7 ๐ฝ. ๐๐๐โ1๐พโ1
8. Variation des fonctions thermodynamique avec T, P et V pour un systรจme
fermรฉ de composition constante
a. Energie interne
La forme principale de lโรฉnergie interne dโun systรจme fermรฉ ร composition constante (๐ =
๐๐๐๐ ๐ก๐๐๐ก๐) est obtenue ร lโaide des variable ๐ et ๐ : U = U(S, V)
๐๐ = โธน๐ + โธน๐ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ = (๐๐
๐๐)
๐๐๐ + (
๐๐
๐๐)
๐๐๐
Donc
(๐๐
๐๐)
๐= ๐ ๐๐ก (
๐๐
๐๐ฃ)
๐= โ๐
b. Enthalpie
๐ป = ๐ + ๐๐ โ ๐๐ป = ๐๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐
๐๐ป = ๐๐๐ + ๐๐๐ = (๐๐ป
๐๐)
๐๐๐ + (
๐๐ป
๐๐)
๐๐๐
Donc
(๐๐ป
๐๐)
๐= ๐ ๐๐ก (
๐๐ป
๐๐)
๐= ๐
c. Enthalpie libre ou รฉnergie de Gibbs
On dรฉfinit par (๐บ = ๐ป โ ๐๐) est appelรฉe enthalpie libre ou encore fonction de Gibbs et notรฉe ๐บ.
L'enthalpie libre ๐บ est une fonction d'รฉtat. On peut donc รฉcrire :
๐๐บ = ๐ (๐ป โ ๐๐) = ๐๐ป โ ๐๐๐ โ ๐๐๐ = ๐ (๐ + ๐๐) โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
= ๐ (๐ + ๐๐) โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
๐๐บ = ๐๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
๐ด๐ฃ๐๐ ๐๐ = โธน๐ + โธน๐ = โ ๐๐๐ + ๐๐๐
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๐ถ๐๐ โธน๐ = โธน๐๐ + โธน๐โฒ ๐๐ฃ๐๐ {โธน๐๐ = โ ๐๐๐ฅ๐ก๐๐: ๐ก๐๐๐ฃ๐๐๐ ๐๐ ๐๐ ๐๐๐๐๐ ๐๐ ๐๐๐๐ ๐ ๐๐๐ ๐๐ฅ๐กรฉ๐๐๐๐ข๐๐
โธน๐โฒ = 0: ๐ก๐๐๐ฃ๐๐๐ ๐๐๐ ๐๐ข๐ก๐๐๐ ๐๐๐๐๐๐ ๐๐ฅ๐กรฉ๐๐๐๐ข๐๐๐
Et โธน๐ = ๐๐๐ : application du second principe de la thermodynamique
Donc, ๐๐บ = โธน๐ + โธน๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐๐ = โ ๐๐๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐ + ๐๐๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
โ ๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐
La diffรฉrentielle de la fonction d 'รฉtat ๐บ en fonction de ๐ et ๐ s รฉcrit donc :
๐๐บ = (๐๐บ
๐๐)
๐๐๐ + (
๐๐บ
๐๐)
๐๐๐
Avec
(๐๐บ
๐๐)
๐= โ๐ ๐๐ก (
๐๐บ
๐๐)
๐= ๐
d. Energie libre ou Fonction de Helmholtz
On dรฉfinit par (๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐) une nouvelle fonction appelรฉe รฉnergie libre (ou fonction de
Helmholtz) et notรฉe ๐น. L'รฉnergie libre (๐น) est une fonction d'รฉtat car elle est dรฉfinie ร partir de deux
fonctions dโรฉtat (๐ et ๐) et une variable ร l'รฉtat (๐). Elle fournit un critรจre d'รฉvolution spontanรฉe (ร
๐ et ๐ constants) indรฉpendant du milieu extรฉrieur.
La variation รฉlรฉmentaire ๐๐น de la fonction ๐น รฉcrit donc :
๐๐น = ๐(๐ โ ๐๐) = ๐๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐๐ = โธน๐ + โธน๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
๐๐น = โ ๐๐๐ + ๐๐๐ โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
๐๐น = โ ๐๐๐ โ ๐๐๐
La diffรฉrentielle de la fonction d'รฉtat ๐น en fonction de ๐ et ๐ s รฉcrit donc :
๐๐น = (๐๐น
๐๐)
๐๐๐ + (
๐๐น
๐๐)
๐๐๐
Avec
(๐๐น
๐๐)
๐= โ๐ ๐๐ก (
๐๐น
๐๐)
๐= โ๐
e. Relation de Gibbs-Helmholtz
A partir de lโรฉquation de dรฉfinition de ๐บ = ๐ป โ ๐๐ ; or ๐ = โ (๐๐บ
๐๐)
๐
Dโoรน ๐ป = ๐บ โ ๐ (๐๐บ
๐๐)
๐
Si lโon multiple chaque membre de cette derniรจre รฉquation par โ1/๐2, on obtient alors :
H
T2 = โ
G
T2+
T
T2(
โG
โT)
P= G
โ
โT(
1
T)
P+
1
T(
โG
โT)
P=
โ
โT(
G
T)
P
Nous obtenons donc la relation de Gibbs-Helmholtz sous la forme :
๐
๐๐(
๐บ
๐)
๐= โ
๐ป
๐2
14
En thermodynamique, les quatre fonctions รฉnergรฉtiques ๐, ๐ป, ๐บ et ๐น sont dโune extrรชme importance et
constituent les fonctions de base de la thermodynamique chimique.
Rรฉsumรฉ :
Tableau 2. Variations des fonctions ๐, ๐ป, ๐บ et ๐น en fonctions des variables dโรฉtat ๐, ๐ et ๐
Fonction Dรฉfinition Variables Diffรฉrentielles Relations
Energie interne : U U = Q + W S, V ๐๐ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ (๐๐
๐๐)
๐= ๐ ๐๐ก (
๐๐
๐๐ฃ)
๐= โ๐
Enthalpie : H H = U+ PV S, P ๐๐ป = ๐๐๐ + ๐๐๐ (๐๐ป
๐๐)
๐= ๐ ๐๐ก (
๐๐ป
๐๐)
๐= ๐
Enthalpie libre : G G = H โ TS P, T ๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ (๐๐บ
๐๐)
๐= โ๐ ๐๐ก (
๐๐บ
๐๐)
๐= ๐
Energie libre : F F = U - TS T, V ๐๐น = โ ๐๐๐ โ ๐๐๐ (๐๐น
๐๐)
๐= โ๐ ๐๐ก (
๐๐น
๐๐)
๐= โ๐
15
Chapitre 2 : Changements
dโรฉtat dโun corps pur
16
1. Gรฉnรฉralitรฉs
a. Dรฉfinitions
Corps pur : est un corps constituรฉ dโune seule espรจce chimique. On peut distinguer deux types :
Corps pur simple : est une substance chimique qui n'est composรฉe que d'un type d'รฉlรฉment
chimique, qui peut รชtre soit sous forme รฉlรฉmentaire (๐น๐, ๐ถ๐ข, โฆ ) ou molรฉculaire (๐ป2, ๐2, โฆ ).
Corps pur composรฉ : est un corps constituรฉ d'atomes de diffรฉrentes natures (๐๐๐ถ๐, ๐ป2๐, โฆ )
Changement d 'รฉtat : On rappelle que l'on peut dรฉfinir 3 รฉtats de la matiรจre : gazeux, liquide et solide.
Un corps pur placรฉ dans certaines conditions de tempรฉrature et de pression peut changer d 'รฉtat. On
parle de changement d'รฉtat ou de transition de phase.
A l'รฉchelle microscopique, un changement d'รฉtat correspond ร une rรฉorganisation de la matiรจre : les
interactions entre atomes (ou molรฉcules) sont modifiรฉes. Dans un solide, les interactions sont plus
fortes que dans liquide. Dans un gaz, elles sont presque nulles.
A l'รฉchelle macroscopique, ces trois รฉtats se distinguent par des valeurs diffรฉrentes des paramรจtres
intensifs. Lors d'une transition de phase, les paramรจtres intensifs du corps pur varient brutalement.
Figure 1. Les diffรฉrents changements de phase de la matiรจre.
On ne traitera que de ces changements d 'รฉtat. On notera qu'il peut exister, pour certains corps purs,
plusieurs formes cristallines correspondantes ร l'รฉtat solide. On nโรฉtudiera pas ces transitions entre
diffรฉrentes variรฉtรฉs dites ยซ allotropiques ยป.
Un corps pur est dit monophasรฉ lorsqu'il est constituรฉ d'une seule phase ; il est diphasรฉ lorsqu'il est
constituรฉ de deux phases ; il est triphasรฉ lorsqu'il est constituรฉ de trois phases.
17
b. Rรจgle des phases : (Rรจgle de Gibbs)
On appelle variance dโun systรจme, notรฉ v, le nombre maximal de paramรจtres intensifs et indรฉpendants
nรฉcessaires et suffisants pour dรฉfinir lโรฉtat dโรฉquilibre du systรจme.
Autrement dit, cโest le nombre de facteur dโรฉquilibre que lโon peut choisir de maniรจre arbitraire pour
rรฉaliser un รฉtat dโรฉquilibre du systรจme considรฉrรฉ.
La rรจgle des phases donne le nombre, v, de variable intensives indรฉpendantes dont on peut fixer la
valeur arbitrairement.
La variance est donnรฉe par :
๐ฃ = (๐ โ ๐ โ ๐) + ๐ โ ๐
Oรน ๐ : nombre de constituants. ๐: nombre de phase
๐ : nombre dโรฉquations chimique indรฉpendantes ๐ : deux variable intensifs ๐ et ๐
๐ : nombre de conditions imposรฉes par lโexpรฉrimentateur
On pourra รฉgalement dรฉfinir le nombre de constituants indรฉpendants ๐ถ tel que : ๐ถ = ๐ โ ๐ โ ๐
Dโoรน
๐ฃ = ๐ถ + 2 โ ๐
Dans les รฉquilibre (liquide-solide et solide-solide), lโinfluence de la pression est nรฉgligeable. dans ce
cas, lโexpression de la variance change en donnant une variance rรฉduite ๐ฃโฒ :
๐ฃโฒ = ๐ถ + 1 โ ๐
2. Diagramme (P, T) dโun corps pur
a. Courbe dโรฉquilibre
Si lโon trace en coordonnรฉes (๐, ๐) les courbes reprรฉsentant la pression dโรฉquilibre en fonction de la
tempรฉrature dโรฉquilibre du corps pur diphasรฉ, on partage le plan en trois domaines :
18
Figure 2. Allure de diagramme de phase dโun corps pur dans le cas usuel (gรฉnรฉral) et le cas particulier de
lโeau
Tout point situรฉ sur une courbe correspond ร l'รฉquilibre entre deux phases du corps pur. Cela signifie
que les paramรจtres ๐ et ๐ ne sont pas indรฉpendants tant que coexistent deux phases. On notera que la
donnรฉe de ๐ (ou de ๐) ne dรฉtermine pas complรจtement lโรฉtat du systรจme : on ne sait pas quelles sont
les proportions respectives des deux phases.
๐ฃ = ๐ถ + 2 โ ๐ = 1 + 2 โ 2 = 1
La pression ยซ ๐รฉ๐(๐) ยป de l'รฉquilibre liquide-vapeur s'appelle la pression de vapeur Saturante.
Pour tout point extรฉrieur aux courbes, le systรจme est monophasรฉ : c'est le domaine d'existence de l'une
des phases. Les paramรจtres ๐ et ๐ sont indรฉpendants, La donnรฉe ๐ et de ๐ dรฉtermine complรฉtement
l'รฉtat du corps pur.
๐ฃ = ๐ถ + 2 โ ๐ = 1 + 2 โ 1 = 2
On remarque deux points particuliers : le point triple et le point critique.
b. Point triple ๐ป๐
Les 3 courbes dโรฉquilibre du corps pur diphasรฉ se coupent en un mรชme point ๐๐ cโest le point triple.
En ce point dโintersection, le corps pur est triphasรฉ ๐ = 3 : les trois phases (solide, liquide et gazeuse)
coexistent et sont en รฉquilibre deux ร deux. Le point triple est un point invariant (๐ถ = 1, ๐ = 2 et ๐ฃ =
0), il est caractรฉrisรฉ par la tempรฉrature du point triple ๐๐๐et la pression du point triple ๐๐๐
.
c. Point critique ๐ช
La courbe dโรฉquilibre liquide vapeur se termine en un point ๐ถ, appelรฉ point critique du corps pur.
Au-delร de ce point, on ne peut plus distinguer entre le liquide et le gaz : cโest lโรฉtat ยซ fluide ยป
supercritique.
19
La pente de la courbe de fusion est gรฉnรฉralement positive, sauf cas trรจs particuliers, comme l 'eau.
Notons de suite que le diagramme de phase de lโeau a une allure inhabituelle. En effet, lโeau a cette
propriรฉtรฉ qui fait que son point de fusion diminue quand la pression augmente. Ce complรฉtement est
mis en รฉvidence sur le diagramme par la pente de la courbe coexistence solide-liquide, qui nรฉgative.
Exemple
Tableau 1. Les coordonnรฉes du point triple et du point critique pour ๐ป2๐ ๐๐ก ๐ถ๐2
Corps pur Cordonnรฉs du point triple Cordonnรฉes du point critique
Tempรฉrature (๐พ) Pression (bar) Tempรฉrature (๐พ) Pression (bar)
๐ป2๐ 273,16 0,00615 374 221
๐ถ๐2 216,60 5,17 304,2 73,8
3. รtude thermodynamique dโun changement dโรฉtat
a. Relation de Clapeyron
On prรฉsente lโรฉquilibre dโun changement dโรฉtat dโune quantitรฉ de substance dโune quantitรฉ dโune mole
de corps pur par lโรฉquation-bilan :
๐ด(๐ผ) โ ๐ด(๐ฝ)
Dans laquelle ๐ผ et ๐ฝ reprรฉsente les phases uniformes du corps pur ๐ด qui coexistent ร la tempรฉrature ๐
sous la pression dโรฉquilibre ๐รฉ๐. Lโรฉtat dโรฉquilibre du systรจme entraine :
๐ฅ๐บ = ๐บ(๐ผ) โ ๐บ(๐ฝ) = 0 soit ๐บ(๐ผ) = ๐บ(๐ฝ)
Si on fait subir ร ce systรจme une variation รฉlรฉmentaire de tempรฉrature ๐๐ et de prรฉsentation ๐๐รฉ๐ selon
un processus rรฉversible, il suit :
๐บ(๐ผ) + ๐๐บ(๐ผ) = ๐บ(๐ฝ) + ๐๐บ(๐ฝ) soit ๐๐บ(๐ผ) = ๐๐บ(๐ฝ)
La variation รฉlรฉmentaire dโenthalpie libre ๐๐บ dโun systรจme au cours dโune transformation rรฉversible,
est exprimรฉe en fonction de la pression et de tempรฉrature (Chapitre 1), elle est donnรฉe par la relation
suivante :
๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐
๐(๐ผ)๐๐ โ ๐(๐ผ)๐๐ = ๐(๐ฝ)๐๐ โ ๐(๐ฝ)๐๐
(๐(๐ฝ) โ ๐(๐ผ))๐๐ = (๐(๐ฝ) โ ๐(๐ผ))๐๐
(๐๐
๐๐)
๐ผโพ๐ฝ=
๐(๐ฝ) โ ๐(๐ผ)
๐(๐ฝ) โ ๐(๐ผ)=
๐ฅ๐๐
๐ฅ๐๐
Avec ฮV๐ et ฮS๐ prรฉsentent la variation de volume molaire et lโentropie molaire du corps pur au cours
de la transition de phase ฮฑ โพ ฮฒ .
20
ฮS๐ est donnรฉe en fonction de la variation dโenthalpie molaire du corps pur au cours du changement
dโรฉtat ฮ๐ปฮฑโพฮฒ (ou la chaleur latente de changement dโรฉtat ๐ฟฮฑโพฮฒ), effectuรฉe sous la pression ๐ ร la
tempรฉrature ๐ sous la forme :
๐ฅ๐๐ =ฮ๐ปฮฑโพฮฒ
๐=
๐ฟฮฑโพฮฒ
๐
Nous obtenons donc la relation de Clapeyron :
(๐๐
๐๐)
๐ผโพ๐ฝ=
ฮ๐ปฮฑโพฮฒ
๐๐ฅ๐๐=
๐ฟฮฑโพฮฒ
๐๐ฅ๐๐
b. Application de la relation de Clapeyron ร lโรฉquilibre de fusion
La rรฉaction de fusion dโun cops pur ๐ด est reprรฉsentรฉe par lโรฉquation :
A(solide) โ A(liquide)
Sous une pression donnรฉe, la coexistence entre la phase solide et la phase liquide dโun corps pur a lieu
ร une tempรฉrature dโรฉquilibre appelรฉe tempรฉrature de fusion Tfus. La reprรฉsentation graphique de la
variation de la pression dโรฉquilibre ๐รฉ๐ avec la tempรฉrature de fusion est la courbe de fusion.
La relation de Clapeyron appliquรฉe ร lโรฉquilibre de fusion sโรฉcrit :
(๐๐
๐๐)
๐๐ข๐ =
๐ฅ๐๐๐ข๐
๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐
=๐ฅ๐ป๐๐ข๐
๐(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)
La relation de Clapeyron, relative ร lโรฉquilibre de fusion, sโรฉcrit sous la forme :
๐๐ =๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)
๐๐
๐
Si on suppose ๐ฅ๐ป๐๐ข๐ , Vmliq
et Vmsol , peu dรฉpendants de la tempรฉrature dans lโintervalle T1 โ ๐, On
calcule donc la pression ๐(๐) dโรฉquilibre ร ๐ , connaissant ๐(๐1) par lโintรฉgration:
โซ ๐๐๐(๐)
๐(๐1)
=๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)
โซ๐๐
๐โ ๐(๐) = ๐(๐1) +
๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)
๐๐ ๐
๐1
๐
๐1
๐(๐) = ๐(๐1) +๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)
๐๐ ๐
๐1
๐
๐1=
๐ + ๐1 โ ๐1
๐1= 1 +
๐ โ ๐1
๐1
Si ๐ est proche de ๐1, ๐ โ T1 est trรจs faible
๐๐๐
๐1= ๐๐ (1 +
๐ โ ๐1
๐1) โ
๐ โ ๐1
๐1 ๐๐๐ ๐๐๐
๐ฅโพ0๐๐(1 + ๐ฅ) โ ๐ฅ
๐(๐) = ๐(๐1) +๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)๐1
(๐ โ ๐1)
Lโรฉquation de la courbe de fusion est une รฉquation dโune droite de la forme :
21
๐(๐) = ๐ + ๐๐
Avec, ๐ et la pente de cette droite :
๐ =๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)๐1
Et le terme ๐ รฉgale ร :
๐ = ๐(๐1) โ๐ฅ๐ป๐๐ข๐
(๐๐๐๐๐
โ ๐๐๐ ๐๐)
En gรฉnรฉrale, le solide est lรฉgรจrement plus dense que le liquide. Donc ๐๐๐๐๐ โ ๐๐
๐ ๐๐ > 0 et les courbes
de fusion ont une pente verticale positive.
Exceptions : lโeau et le bismuth constituent deux. La glace flotte sur lโeau. Cela parce que la
solidification de lโeau sโaccompagne dโune augmentation de volume.
(๐๐
๐๐)
๐๐ข๐ =
๐ฅ๐ป๐๐ข๐
๐ ๐ฅ๐๐๐๐ข๐
๐ฅ๐ป๐๐ข๐ > 0, ๐ > 0, mais ๐ฅ๐๐๐๐ข๐
= ๐๐๐๐๐ โ ๐๐
๐ ๐๐ < 0 , la pente de la courbe de fusion est nรฉgative.
Dans le cas de la solidification (passage du liquide au solide) :
(๐๐
๐๐)
๐ ๐๐=
๐ฅ๐๐ ๐๐
๐๐๐ ๐๐ โ ๐๐
๐๐๐=
๐ฅ๐ป๐๐ข๐
๐(๐๐๐ ๐๐ โ ๐๐
๐๐๐)
c. Application de la relation de Clapeyron ร lโรฉquilibre de vaporisation
La rรฉaction de vaporisation dโun cops pur ๐ด est, par dรฉfinition, reprรฉsentรฉe par lโรฉquation :
A(liquide) โ A(gaz)
En gรฉnรฉral, le volume molaire du gaz Vmgaz
est considรฉrรฉ trรจs supรฉrieur au volume molaire du liquide
de Vmliq
(Vmgaz
>> Vmliq
).
Dans cette hypothรจse, la relation de Clapeyron appliquรฉe ร lโรฉquilibre de vaporisation sโรฉcrit :
(๐๐
๐๐)
๐ฃ๐๐=
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐(๐๐๐๐๐ง
โ ๐๐๐๐๐
)=
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐ ๐๐๐๐๐ง
Si le gaz obรฉit au modรจle de gaz parfait
๐๐๐๐๐ง
=๐ ๐
๐
๐๐
๐๐= ๐
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐ ๐2 โ
๐๐
๐= ๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐๐
๐ ๐2
Lโenthalpie molaire de vaporisation ๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐ varie peu avec la tempรฉrature. En la supposant constante
dans le domaine de tempรฉrature ๐ โพ ๐1. On peut donc calculer la pression ๐(๐) dโรฉquilibre ร ๐,
connaissant ๐(๐1) par lโintรฉgration ci-dessus :
โซ๐๐
๐
๐(๐)
๐(๐1)
=๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐ โซ
๐๐
๐2 โ ๐๐
๐(๐)
๐(๐1)=
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐ (
1
๐1โ
1
๐)
๐
๐1
22
Cette relation qui sโapparente ร la relation de Vanโt Hoff est connue sous le nom de la relation de
Clausius-Clapeyron.
Exemple : On รฉtudie la vaporisation de dibrome liquide : Br2(liq) โ Br2(gaz)
En supposant que dans lโintervalle de tempรฉrature 298 โ 308 ๐พ, ๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐0(Br2) reste constante.
Calculer la tension de vapeur saturante du dibrome liquide ร 308 ๐พ.
Donnรฉes :
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐0(Br2, 298 K) = 30,87 KJ. molโ1 ; P1(Br2, 298 K)eq = 0,28 bar
Solution :
๐๐ ๐(308 ๐พ)
๐1(298 ๐พ)=
๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
๐ (
1
298โ
1
308) = ๐๐
๐(308 ๐พ)
0,28=
30,87. 103
8,31(
1
298โ
1
308)
๐(308 ๐พ) = 0,42 ๐๐๐
La pression de vapeur saturante ๐ est notรฉe aussi Pvapsat (T) ou bien ๐โ(๐).
d. Application de la relation de Clapeyron ร lโรฉquilibre de sublimation
Le traitement de lโรฉquilibre de sublimation dโun corps pur est identique ร ceux pour la vaporisation,
des molรฉcules solides homogรจne peuvent passer ร lโรฉtat gazeux : le solide se sublime. Le volume
molaire du gaz Vmgaz
est considรฉrรฉ trรจs supรฉrieur au volume molaire du solide de Vmsol ( Vm
gaz>> Vm
sol).
La relation de Clapeyron appliquรฉe ร lโรฉquilibre de sublimation sโรฉcrit donc
(๐๐
๐๐)
๐ ๐ข๐=
๐ฅ๐ป๐ ๐ข๐
๐(๐๐๐๐๐ง
โ ๐๐๐ ๐๐)
=๐ฅ๐ป๐ ๐ข๐
๐ ๐๐๐๐๐ง
Remarques :
Au point triple ๐๐, le passage de lโรฉtat solide ร lโรฉtat gazeux peut รชtre effectuรฉ soit directement par
sublimation, soit indirectement en procรฉdant successivement une fusion puis ร une vaporisation :
๐ฅ๐ป๐ ๐ข๐ = ๐ฅ๐ป๐๐ข๐ + ๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐ soit ๐ฅ๐ป๐ ๐ข๐ > ๐ฅ๐ป๐ฃ๐๐
Les pentes de la courbe de sublimation (๐๐
๐๐)
๐ ๐ข๐ et de vaporisation (
๐๐
๐๐)
๐ฃ๐๐ sont toujours positives
(๐๐
๐๐)
๐ ๐ข๐> 0 (
๐๐
๐๐)
๐ฃ๐๐> 0
La pente de la courbe de sublimation (๐๐
๐๐)
๐ ๐ข๐au point triple est supรฉrieure ร celle de la courbe de
vaporisation (๐๐
๐๐)
๐ฃ๐๐ :
(๐๐
๐๐)
๐ ๐ข๐> (
๐๐
๐๐)
๐ฃ๐๐
23
e. Diagramme (๐ท, ๐) (isothermes d'Andrews)
En effectuant une compression isotherme du corps pur gazeux ร diffรฉrentes tempรฉratures, on peut
tracer un rรฉseau de courbes en coordonnรฉes (๐, ๐ฃ) : ce sont les isothermes d'Andrews.
Figure 3. Courbe isotherme dans le diagramme (P, v) pour un corps pur
Le point ๐ correspond ร lโapparition de la 1รจ๐๐ goutte de liquide, la pression vaut alors : la
pression de vapeur saturante notรฉe ๐๐(๐) ;
Entre ๐ฟ et ๐ : il y a prรฉsence de 2 phases, on a ๐ = ๐๐(๐) = ๐๐ ๐ก๐
ยซ Dรฉfinition : la pression de vapeur saturante ou la tension de vapeur saturante est la pression ร
laquelle la phase gazeuse d'un corps pur est en รฉquilibre avec sa phase liquide ร une tempรฉrature
donnรฉe dans un systรจme fermรฉ ยป
En L, il ne reste que du liquide et la derniรจre bulle de vapeur disparaรฎt
Pour ๐ < ๐๐ les isothermes prรฉsentent un palier de liquรฉfaction (รฉquilibre ๐ฟ โ ๐)
La longueur de ce palier diminue lorsque la tempรฉrature (๐) augmente et sโannule pour
lโisotherme ยซ critique ยป ๐ = ๐๐
Pour ๐ > ๐๐, on nโobserve plus de changement dโรฉtat : il y a continuitรฉ de lโรฉtat fluide.
i. Thรฉorรจme des moments chimique
La rรจgle des moments permet de calculer la proportion de liquide et de vapeur de la vapeur saturante
en un point M du palier de vaporisation (liquรฉfaction). Elle sโappuie sur la conservation de la masse et
la conservation du volume.
Considรฉrons un mรฉlange liquide-vapeur ร la tempรฉrature ๐. Il est reprรฉsentรฉ en coordonnรฉes de
Clapeyron (๐, ๐ฃ) par le point ๐ de la figure prรฉcรฉdente. Les notations utilisรฉes sont :
24
๐๐: masse de vapeur dans le mรฉlange
๐๐ฟ : masse de liquide dans le mรฉlange
๐ = ๐๐ + ๐๐ฟ : masse totale de corps pur
๐ฃ๐ : volume massique total occupรฉ par les deux รฉtats du corps pur
๐ฃ๐ : volume massique de vapeur
๐ฃ๐ฟ : volume massique de liquide
Le titre massique ๐ฅ๐ de vapeur est dรฉfini par la relation :๐ฅ๐ =๐๐
๐
Le titre massique ๐ฅ๐ฟ de liquide est dรฉfini par : ๐ฅ๐ฟ = 1 โ ๐ฅ๐ =๐๐ฟ
๐
Le volume total du mรฉlange est : ๐๐ฃ๐ = ๐๐๐ฃ๐ + ๐๐ฟ๐ฃ๐ฟ
En divisant cette รฉquation par m, il vient :
๐ฃ๐ = ๐ฅ๐๐ฃ๐ + ๐ฅ๐ฟ๐ฃ๐ฟ = ๐ฅ๐๐ฃ๐ + (1 โ ๐ฅ๐)๐ฃ๐ฟ
Dโoรน le titre massique en vapeur :
๐ฅ๐ =๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ
๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ
Et le titre massique en liquide :
๐ฅ๐ฟ = 1 โ ๐ฅ๐ =๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐
๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ
Sur le diagramme (๐, ๐ฃ) les diffรฉrences de volumes massiques ๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ , ๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ et ๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ sont
proportionnelles aux longueurs respectives des segments ๐ฟ๐, ๐๐ et ๐ฟ๐. En consรฉquence, la position
du point M sur le palier de liquรฉfaction permet de dรฉterminer les titres massiques des phases vapeur et
liquide du fluide par les relations suivantes qui constituent le thรฉorรจme des moments :
๐ฅ๐ =๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ
๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ=
LM
LV et ๐ฅ๐ฟ = 1 โ ๐ฅ๐ฃ =
๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐
๐ฃ๐ โ ๐ฃ๐ฟ=
MV
LV
25
Chapitre 3 : Grandeurs
Molaires Partielles
26
1. Introduction pour dรฉfinir les grandeurs molaires partielles
Imaginons que lโon mรฉlange ๐1 moles dโun constituant ๐ด1 et ๐2 moles dโun constituant ๐ด2 de faรงon ร
obtenir un systรจme homogรจne. On sโintรฉresse ici aux grandeurs extensives caractรฉrisant ce systรจme.
Commenรงons par le cas le plus simple de la masse. La masse se conserve au cours du mรฉlange.
On peut donc considรฉrer la masse du systรจme comme la somme des masses des deux constituants purs,
tels quโils รฉtaient avant le mรฉlange :
๐ = ๐1 + ๐2
Si ๐1 et ๐2 dรฉsignent les deux masses molaires des constituants, la masse ๐ du systรจme peut รฉcrire :
๐ = ๐1๐1 + ๐2๐2
La situation se complique pour la plupart des autres grandeurs extensives caractรฉrisant le systรจme.
Prenons lโexemple du volume :
Imaginons une fiole contenant 152,95 ๐ dโรฉthanol soit ๐1 = 3,32 mol dโalcool de volume
molaire : ๐๐1 = 58,39 ml/mol. Le volume dโalcool dans la fiole est :
๐1 = ๐1๐๐1 = 193,85 ml
Imaginons une seconde fiole contenant 120,15 ๐ dโeau soit : ๐2 = 6,67 mol dโeau de volume
molaire : ๐๐2 = 18,07 ml/mol. Le volume dโeau dans la fiole est :
๐2 = ๐2๐๐2 = 120,53 ml
La somme des deux volumes est : ๐1 + ๐2 = 314,38 ml
Mรฉlangeons dans une grande fiole graduรฉe les deux liquides : le volume du mรฉlange vaut :
๐(rรฉel) = 305,98 ml โ ๐1 + ๐2 = 314,38 ml
Le mรฉlange est donc entrainรฉ une diminution de volume dโenviron 2,7 %.
2. Grandeurs molaires partielles
a. Dรฉfinition et calcul des grandeurs molaires partielles
La grandeur molaire partielle ๐๏ฟฝ๏ฟฝ relative au constituant ๐ et associรฉ ร la propriรฉtรฉ extensive ๐ , est la
dรฉrivรฉe partielle de ๐ par rapport au nombre de moles ๐๐ ร tempรฉrature, pression et composition
constantes :
๐๏ฟฝ๏ฟฝ = (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐,๐โ ๐
La grandeur extensive ๐ peut-รชtre le volume ๐, lโรฉnergie interne ๐, lโenthalpie ๐ป, lโentropie ๐ et
lโenthalpie de Gibbs ๐บ.
27
On peut dรฉfinir ๐ ร partir de 2 variables intensives (en gรฉnรฉral ๐ et ๐) et de variables de composition
(๐๐, ๐ฅ๐ , ๐๐ , ๐๐, โฆ . ) des constituants ๐ด๐ du systรจme. Soit : ๐ = ๐ (๐, ๐, ๐๐ , โฆ )
๐๐,๐โ ๐ : indique que toutes les autres substances du mรฉlange sont prรฉsentรฉes en quantitรฉ constante.
๐ = ๐ (๐, ๐, ๐๐, โฆ ), Soit une รฉvolution infiniment petite du systรจme (๐๐, ๐๐, ๐๐๐)
๐๐ = (๐๐
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + (๐๐
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + โ (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐,๐โ ๐๐
๐๐๐
A ๐ et ๐ constantes, la relation devient :
๐๐ = โ (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐,๐โ ๐๐
๐๐๐ = โ ๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
๐๐๐
A ๐ et ๐ constantes, les grandeurs extensives ๐ obรฉissent ร la relation dโEuler et on peut รฉcrire la
grandeur dโรฉtat extensive totale ๐ en fonction des grandeurs molaires partielles ๏ฟฝ๏ฟฝ๐ par :
๐ = โ ๐๐ (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐,๐โ ๐๐
= ๐1 (๐๐
๐๐1)
๐,๐,๐๐โ 1
+ โฏ + ๐๐ (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐,๐โ ๐
= ๐1๏ฟฝ๏ฟฝ1 + โฏ + ๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐
Pour un mรฉlange binaire constituรฉ de ๐1 moles de 1 et ๐2 moles de 2 :
๐๐ = (๐๐
๐๐1)
๐,๐,๐2
๐๐1 + (๐๐
๐๐2)
๐,๐,๐1
๐๐2
On รฉcrit :
๐๐๐,๐ = ๏ฟฝ๏ฟฝ1๐๐1 + ๏ฟฝ๏ฟฝ2๐๐2
๏ฟฝ๏ฟฝ1 et ๏ฟฝ๏ฟฝ2 sont les grandeurs molaires partielles des constituants 1 et 2 sous les mรชmes conditions de
๐ et ๐.
Exemple : Applications aux volumes: ๐ = ๐ฝ ๐๐ ๐๏ฟฝ๏ฟฝ = ๐ฝ๐
On dรฉtermine le volume ๐ dโune solution obtenue en mรฉlangeant ๐1 dโeau (1) et ๐2 dโรฉthanol (2) ร
25 ยฐ๐ถ.
Dans ce cas, on peut avoir une contraction du volume total ๐ du mรฉlange : Le volume ๐ sera infรฉrieur
ร la somme des volumes des liquides purs. Cette contraction provient des interactions entre les
molรฉcules via les liaisons hydrogรจnes.
28
๐ โ ๐1 + ๐2 = ๐1๐1โ + ๐2๐2
โ
Avec ๐1 = ๐1๐1โ๐๐ก ๐2 = ๐2๐2
โ
๐1โ: Volume molaire de lโeau pure (1) et ๐2
โ: Volume molaire de lโรฉthanol pur (2) .
V1: Volume dโeau (1) pure et V2: Volume dโรฉthanol (2) pur
Dans cet exemple, lโadditivitรฉ nโest pas vรฉrifiรฉe.
La loi dโadditivitรฉ nโest possible que si lโon affecte ร chaque constituant ๐ le volume molaire partiel ๐๏ฟฝ๏ฟฝ
(de ๐ dans le mรฉlange) par dรฉfinition par :
๐ = โ ๐๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ
๐
= ๐1๐1 + ๐2๐2
avec ๐๏ฟฝ๏ฟฝ = (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐,๐โ ๐
Donc, ๐1 = (๐๐
๐๐1)
๐,๐,๐2
๐๐ก ๐2 = (๐๐
๐๐2)
๐,๐,๐1
Le volume molaire partiel est dรฉfini comme รฉtant la pente de la courbe reprรฉsentant le volume total
dโun mรฉlange en fonction de la quantitรฉ de ๐ ajoutรฉe, ๐, ๐ et la quantitรฉ des autres constituants ๐๐ restant
constantes.
La valeur de ๐๏ฟฝ๏ฟฝ dรฉpend de la composition du mรฉlange. Cโest-ร -dire, 1 mol dโune substance occupe un
volume caractรฉristique (ร une tempรฉrature donnรฉe) lorsquโelle est pure, mais sa contribution au volume
total dโun mรฉlange peut รชtre diffรฉrente car les molรฉcules ne se rapprochent pas (et nโinteragissent pas)
de la mรชme faรงon dans les corps purs et dans les mรฉlanges.
Lorsquโon mรฉlange deux liquides ๐ด et ๐ต, on a trois possibilitรฉs :
Contraction volumique
Dilatation volumique
Sans variation du volume total
3. Relation de Gibbs-Duhem
Revenons ร lโexpression dโune grandeur extensive quelconque ๐ dans un systรจme fermรฉ รฉvoluant ร
tempรฉrature et pression constantes :
๐ = โ ๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
Pour une variation dZ ร P et T constantes :
29
๐๐ = โ ๐๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
+ โ ๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
๐๐๐
Or dZ est dรฉfini par :
๐๐ = โ ๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
๐๐๐
En comparant avec les deux expressions prรฉcรฉdentes :
โ ๐๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
+ โ ๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
๐๐๐ = โ ๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
๐๐๐
Nous obtenons donc la relation de Gibbs-Duhem :
โ ๐๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
= 0
On obtient une relation semblable en termes de fractions molaires en divisant par le nombre total de
moles :
โ ๐ฅ๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐
๐
= 0
a. Application de la relation de Gibbs-Duhem
La relation de Gibbs-Duhem est particuliรจrement utile dans le cas du mรฉlange binaire de deux
composรฉs 1 et 2. La variation de lโune des grandeurs molaires partielles est alors directement liรฉe ร
lโรฉvolution de la seconde. Soit par exemple une augmentation du volume molaire partiel ๐๏ฟฝ๏ฟฝ1. Elle
sโaccompagne dโune diminution du volume molaire partiel ๐๏ฟฝ๏ฟฝ2 de la quantitรฉ :
๐๏ฟฝ๏ฟฝ1 = โ๐2
๐1 ๐๏ฟฝ๏ฟฝ2
โซ ๐๏ฟฝ๏ฟฝ1 = โ โซ๐2
๐1 ๐๏ฟฝ๏ฟฝ2 = โซ
๐ฅ2
๐ฅ1 ๐๏ฟฝ๏ฟฝ2
4. Volume molaire apparent du solutรฉ
Soit par exemple le volume ๐ dโune solution contenant ๐1 moles de solvant en fonction du nombre ๐2
moles de solutรฉ.
Sโil nโy avait ni contraction ni dilatation le volume serait donnรฉ par ๐ = ๐1๐1โ + ๐2๐2
โ, tout se passe
comme si le solutรฉ (par exemple) se dilatait ou se contractait en prenant le volume molaire apparent
dรฉfini par ๐2 =๐โ๐1๐1
โ
๐2
30
Ce qui sโรฉcrit encore ๐ = ๐1๐1โ + ๐2๐2
En dรฉrivant par rapport ร ๐2 on obtient :
๐2 = (๐๐2
๐๐2)
๐,๐,๐1
๐2 + ๐2 (๐๐2
๐๐2)
๐,๐,๐1
= ๐2 + ๐2 (๐๐2
๐๐2)
๐,๐,๐1
Le volume molaire apparent est donc diffรฉrent du volume molaire partiel sauf lorsque ๐2 โพ 0 cโest-ร -
dire en solution infiniment diluรฉe.
5. Grandeur de mรฉlange
Soit un mรฉlange binaire formรฉ de deux constituants (1) et (2) dont les nombres de moles sont
respectivement n1 et n2 .
๐ฅ๐๐รฉ๐ = ๐ โ ๐โ = (n1๏ฟฝ๏ฟฝ1 + n2๏ฟฝ๏ฟฝ2) โ (n1๐1โ + n2๐2
โ) = n1(๏ฟฝ๏ฟฝ1 โ ๐1โ) + n2(๏ฟฝ๏ฟฝ2 โ ๐2
โ)
Dโune faรงon gรฉnรฉrale
๐ฅ๐๐รฉ๐ = โ ni
๐
(๏ฟฝ๏ฟฝ๐ โ ๐๐โ)
Avec,
๐๐โ: la grandeur molaire des constituants purs avant mรฉlange
๏ฟฝ๏ฟฝ๐: la grandeur molaire partielle des constituants aprรจs mรฉlange
Dรฉfinition : Grandeur de mรฉlange ๐ฅ๐๐รฉ๐ est lโรฉcart liรฉ au mรฉlange รงร d la diffรฉrence entre la valeur de
la grandeur avant mรฉlange ๐โ (constituants purs) et la valeur du grandeur ๐ aprรจs mรฉlange
๐ฅ๐๐รฉ๐ = โ ni
๐
๏ฟฝ๏ฟฝ๐ โ โ ni
๐
๐๐โ
6. Dรฉtermination graphique de grandeur partielle molaire
Considรฉrons un mรฉlange binaire des corps ๐ด et ๐ต. La fraction est mesurรฉe en mรฉlangeant ๐๐ด moles
de ๐ด et ๐๐ต moles de ๐ต.
31
On peut rapporter la grandeur ๐ ร une mole de mรฉlange et en utilisant la relation dโEuler :
๐๐ =Z
๐A + ๐B= ๐ฅA๏ฟฝ๏ฟฝA + ๐ฅB๏ฟฝ๏ฟฝB avec ๐ฅA =
๐A
๐A + ๐B
En diffรฉrentiant et tenant compte de la relation de Gibbs-Duhem, il vient :
๐๐๐ = ๏ฟฝ๏ฟฝA๐๐ฅA + ๏ฟฝ๏ฟฝB๐๐ฅB + ๐ฅA๐๏ฟฝ๏ฟฝA + ๐ฅB๐๏ฟฝ๏ฟฝB = ๏ฟฝ๏ฟฝA๐๐ฅA + ๏ฟฝ๏ฟฝB๐๐ฅB
On divise les deux termes par ๐๐ฅB et on essaye de trouver une expression pour ๏ฟฝ๏ฟฝA et ๏ฟฝ๏ฟฝB
๏ฟฝ๏ฟฝB =๐๐๐
๐๐ฅB โ ๏ฟฝ๏ฟฝA
๐๐ฅA
๐๐ฅB =
๐๐๐
๐๐ฅB + ๏ฟฝ๏ฟฝA car ๐ฅA + ๐ฅB = 1 et par consรฉquent โถ ๐๐ฅA = โ๐๐ฅB
Lโexpression de ๐๐ devient :
๐๐ = ๐ฅA๏ฟฝ๏ฟฝA + ๐ฅB
๐๐๐
๐๐ฅB + ๐ฅB๏ฟฝ๏ฟฝA = ๏ฟฝ๏ฟฝA + (1 โ ๐ฅA)
๐๐๐
๐๐ฅB
Dโoรน on peut exprimer ๏ฟฝ๏ฟฝA et ๏ฟฝ๏ฟฝ๐ต :
๏ฟฝ๏ฟฝA = ๐๐ โ ๐ฅB
๐๐๐
๐๐ฅB
๏ฟฝ๏ฟฝB = ๐๐ + (1 โ ๐ฅB)๐๐๐
๐๐ฅB
Considรฉrons la courbe ๐M = ๐M en fonction de ๐ฅB
Considรฉrons le point ๐ de cette courbe, le segment ๐๐ reprรฉsente ๐๐. traรงons la tangente en ๐, elle
coupe les axes ๐ด et ๐ต respectivement en ๐ด1 et ๐ต2. Soit ๐ด2 et ๐ต1 les projections de ๐ sur ces axes :
32
๐๐๐
๐๐ฅB =
๐ต1๐ต2
M๐ต1
or M๐ต1 = 1 โ ๐ฅB
๐ต1๐ต2 = (1 โ ๐ฅB)
๐๐๐
๐๐ฅB ๐๐ก ๐ต๐ต1
= ๐๐
La construction gรฉomรฉtrique nous permet dโรฉcrire :
๐ต๐ต2 = ๐ต๐ต1
+ ๐ต1๐ต2 ๐โฒ๐รน ๐ต๐ต2
= ๐๐ + (1 โ ๐ฅB)๐๐๐
๐๐ฅB = ๏ฟฝ๏ฟฝB
De la mรชme maniรจre on peut montrer que : ๐ด๐ด1 = ๏ฟฝ๏ฟฝA
Exercice : On veut prรฉparer 100 ml dโune solution en mรฉlangeant 30 ml dยดรฉthanol avec 70 ml dโeau.
Quels sont les volumes quโil faudrait mรฉlanger pour obtenir effectivement 100 ml de mรฉlange ?
Donnรฉes : ฯH2O = 1 g/ml ; ฯEtOH = 0,785 g/ml
Rรฉponse : On nโarrivera pas ร 100 ml car le volume total dโun mรฉlange nโest pas dรฉfini comme la
somme directe des volumes de deux composants.
Le volume dโun mรฉlange est dรฉfini comme suit :
๐ = ๐๐ด๐๐,๐ด + ๐๐ต๐๐,๐ต
๐๐,๐ด = volume molaire de ๐ด, ๐๐,๐ต= volume molaire de ๐ต
Donc, il faudra connaitre les volumes partiels molaires de lโรฉthanol et de lโeau pour pouvoir dรฉterminer
le volume final.
Pour le mรฉlange initial :
33
70 ml dโeau, ฯH2O = 1g/ml โ nH2O = ฯ.V
M = 3.88 mol
30 ml dโรฉthanol, ฯEtOH = 0.785 ๐/๐๐ โ nEtOH = ฯ. V
M = 0.511 mol
Donc, ๐ฅH2O =nH2O
nH2O + nEtOH= 0,88 et ๐ฅEtOH =
nEtOH
nH2O + nEtOH= 0,12
Pour ces fractions molaires les volumes molaires partiels sont approximativement :
VH2O = 18.1 ml/mol et V๐ธ๐ก๐๐ป = 53.4 ml/mol
Donc, pour arriver effectivement ร 100 ml de mรฉlange il faut :
V = nH2OVH2O + nEtOHVEtOH = 100 ml
On trouve :
nH2O = 3.94 mol ; VH2O = 71.19 ml
nEtOH = 0.538 mol ; VEtOH = 31.41 ml
Donc, on aurait dรป mรฉlanger 71.19 ml dโeau et 31.41 ml dโรฉthanol pour arriver effectivement ร 100
ml de mรฉlange. On observe que si on additionne directement ces volumes on trouve 102,6 ml de
mรฉlange, donc il y a un volume dโexcรจs nรฉgatif.
34
Chapitre 4 : Potentiel chimique
35
1. Dรฉfinition
Soit un systรจme monophasรฉ (homogรจne). Sa constitution peut varier suite ร des rรฉactions chimiques,
donc lโenthalpie libre (๐บ) en fonction de ๐, ๐ et ๐๐ (quantitรฉ de matiรจre de chaque constituant (๐))
s'รฉcrit :
๐๐บ = (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + โ (๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐๐
๐๐๐
Comme nous lโavons vu au premier chapitre, les deux premiรจres dรฉrivรฉes partielles sโรฉcrivent :
(๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
= ๐ ๐๐ก (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
= โ๐
Par dรฉfinition :
(๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= ยต๐ : est appelรฉ potentiel chimique du constituant ๐ ร la tempรฉrature ๐ et la pression
๐ dans le systรจme considรฉrรฉ.
Le potentiel chimique est une mesure de lโaptitude du constituant ๐ ร provoquer une transformation
chimique ou physique : un corps dotรฉ dโun potentiel chimique รฉlevรฉ prรฉsente une grande aptitude ร
faire avancer une rรฉaction ou un autre processus physique.
La variation de ๐บ sโรฉcrit donc :
๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ + โ ยต๐๐๐๐
๐
Remarque : On peut dรฉfinir le potentiel chimique ร partir des autres fonctions dโรฉtat soit :
๐บ = ๐ป โ ๐๐ donc ๐๐ป = ๐๐บ + ๐๐๐ + ๐๐๐
๐๐ป = ๐๐๐ โ ๐๐๐ + โ ยต๐๐๐๐
๐
+ ๐๐๐ + ๐๐๐
๐๐ป = ๐๐๐ + ๐๐๐ + โ ยต๐๐๐๐
๐
Sachant que ๐ป (๐, ๐, n๐)
๐๐ป = (๐๐ป
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + (๐๐ป
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + โ (๐๐ป
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐๐
๐๐๐
Donc on dรฉduit :
(๐๐ป
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= ยต๐
De la mรชme faรงon, on peut dรฉmontrer que :
36
(๐๐น
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= ยต๐ ๐๐ก (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= ยต๐
2. Propriรฉtรฉs du potentiel chimique dโun constituant
Les grandeurs ๐, ๐ป, ๐ et ๐บ sont des grandeurs extensives.
ยต๐ dโun constituant (๐) dโun systรจme ne dรฉpend pas de la quantitรฉ de (๐) prรฉsent dans ce
systรจme : cโest une grandeur intensive, comme le sont la pression ๐, la tempรฉrature ๐ et la
fraction molaire etc...
ยต๐ prรฉsente les dimensions dโune รฉnergie.
ยต๐ possรจde les propriรฉtรฉs des grandeurs molaires partielles. On peut notamment lui appliquer
la relation de Gibbs-Duhem :
Soit
๐บ = โ ๐๐ยต๐
๐
๐ข๐๐๐ง๐ญ๐ข๐ญรฉ ๐โฒ๐๐ฎ๐ฅ๐๐ซ
La variation dโenthalpie libre totale ๐๐บ dโun systรจme peut รชtre obtenue par diffรฉrentielle de lโenthalpie
libre G :
๐๐บ = โ ๐๐๐ยต๐ + โ ยต๐๐๐๐
๐
๐
= ๐๐๐ โ ๐๐๐ + โ ยต๐๐๐๐
๐
Dโoรน
๐๐๐ โ ๐๐๐ = โ ๐๐๐ยต๐
๐
ร ๐ et ๐ constantes, on obtient :
โ ๐๐๐ยต๐
๐
= 0
Cette relation est utilisรฉe dans le cas dโun systรจme binaire pour exprimer le potentiel chimique dโun
constituant en fonction des paramรจtres de composition, connaissant lโexpression du potentiel chimique
de lโautre constituant.
3. Conditions dโรฉquilibre entre phases
Soit un systรจme fermรฉ constituรฉ dโun constituant ๐ reparti entre deux phases ๐ผ et ๐ฝ.
Supposons quโil y a passage dโune quantitรฉ infinitรฉsimale de la phase ๐ผ ร la phase ๐ฝ ร tempรฉrature et
pression constante.
37
Une variation infinitรฉsimale du systรจme provoque une variation de lโenthalpie libre :
๐๐บ(๐, ๐) = ๐๐บ๐ผ + ๐๐บ๐ฝ = ยต๐๐ผ๐๐๐
๐ผ + ยต๐๐ฝ
๐๐๐๐ฝ
Deux cas peuvent se prรฉsenter :
Le nouvel รฉtat est un รฉtat dโรฉquilibre
Le systรจme รฉvolue ร tempรฉrature et pression constantes. Lโenthalpie libre ร lโรฉquilibre est :
๐๐บ(๐, ๐) = ๐๐บ๐ผ + ๐๐บ๐ฝ = ยต๐๐ผ๐๐๐
๐ผ + ยต๐๐ฝ
๐๐๐๐ฝ
= 0
Bilan de matiรจre : ๐๐๐ฝ
+ ๐๐๐ผ = ๐๐ ๐ก๐ โ ๐๐๐
๐ผ + ๐๐๐๐ฝ
= 0
Or, ๐๐๐๐ฝ
= โ๐๐๐๐ผ โ โยต๐
๐ผ๐๐๐๐ฝ
+ ยต๐๐ฝ
๐๐๐๐ฝ
= 0 โ (ยต๐๐ฝ
โยต๐๐ผ)๐๐๐
๐ฝ= 0
Comme ๐๐๐๐ฝ
โ 0, donc ยต๐๐ผ = ยต๐
๐ฝ
Pour un constituant ๐ donnรฉ, rรฉparti entre deux phases en รฉquilibre, le potentiel chimique de ce
constituant est le mรชme dans les deux phases.
Dans le cas dโun รฉquilibre dโun constituant entre une phase liquide et une phase solide ou une phase
gazeuse et une phase liquide on peut รฉcrire : ยต๐๐ฟ = ยต๐
๐ ๐๐ข ยต๐๐ฟ = ยต๐
๐บ .
Si le constituant i se trouve en รฉquilibre entre les phase solide, liquide et gazeuse par exemple au
point triple dโun diagramme PV dโun corps pur : ยต๐๐ฟ = ยต๐
๐ = ยต๐๐บ .
Le nouvel รฉtat nโest pas un รฉtat dโรฉquilibre
Le systรจme va รฉvoluer spontanรฉment dans un sens tel que :
๐๐บ(๐, ๐) = (ยต๐๐ฝ
โยต๐๐ผ)๐๐๐
๐ฝ< 0
38
Comme, ๐๐๐๐ฝ
> 0
Donc,
ยตiฮฑ > ยตi
ฮฒ โ evolution ฮฑ โพ ฮฒ
Lโรฉchange de matiรจre se fait des phases aux potentiels chimiques les plus รฉlevรฉs vers les phases aux
potentiels chimiques les moins รฉlevรฉs.
4. Variation de potentiel chimique avec la tempรฉrature et la pression
a. Influence de la pression sur ยต๐
On sait que
๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ + โ ยต๐๐๐๐ = (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + โ (๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐๐
๐๐๐
๐
Avec,
ยต๐ = ๐บ๏ฟฝ๏ฟฝ = (๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
(๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
= ๐ et (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
= โ๐
Donc,
(๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
= (๐
๐๐(
๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
)
๐,๐๐
= (๐
๐๐๐(
๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
)๐,๐,๐๐โ ๐
Dโoรน
(๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
= (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= ๐๏ฟฝ๏ฟฝ
Soit ร ๐ ๐๐ก ๐๐ constantes : ๐ฅยต๐ = โซ ๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐1
๐0dP
b. Influence de la tempรฉrature sur ยต๐
i. Relation avec lโentropie molaire partielle
๐๐บ = ๐๐๐ โ ๐๐๐ + โ ยต๐๐๐๐ = (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + (๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
๐๐ + โ (๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐๐
๐๐๐
๐
39
ยต๐ = (๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
โ (๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
= (๐
๐๐(
๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
)
๐,๐๐
= (๐
๐๐๐(
๐๐บ
๐๐)
๐,๐๐
)๐,๐,๐๐โ ๐
On a :
(๐๐บ๐
๐๐)
๐,๐๐
= โ๐
Donc :
(๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
= โ (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= โ๐๏ฟฝ๏ฟฝ (lโฒenropie molaire partielle)
Si on augmente la tempรฉrature du corps pur, le dรฉsordre augmente, donc Si croit, par consรฉquent: lors
des changements de phases dโun corps pur, dโun รฉtat ordonnรฉ (solide), vers un รฉtat moins ordonnรฉe
(liquide), vers un รฉtat dรฉsordonnรฉ (gaz), le potentiel chimique est une fonction dรฉcroissante de la
tempรฉrature: (voir figure: ci-dessous).
Figure 1. Variation du potentiel chimique dโun corps pur ๐ en fonction de la tempรฉrature et ร pression
constante
ii. Relation avec lโenthalpie molaire partielle : Relation de Gibbs-Helmholtz
On sait que :
๐บ = ๐ป โ ๐๐ โ (๐๐บ
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
= (๐๐ป
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
โ ๐ (๐๐
๐๐๐)
๐,๐,๐๐โ ๐
Donc : ยต๐ = ๐ป๐ โ ๐๐๏ฟฝ๏ฟฝ
Sachant que :
40
(๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
= โ๐๏ฟฝ๏ฟฝ โ ยต๐ = ๐ป๐ + ๐ (
๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
Dโoรน :
ยต๐ โ ๐ (๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
๐2=
๐ป๐
๐2
De ce fait :
๐ (๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
โ ยต๐
๐2= โ
๐ป๐
๐2
Donc :
(๐
๐๐(
ยต๐
๐))
๐,๐๐
= โ๐ป๐
๐2
5. Expressions particuliรจres du potentiel chimique
a. Potentiel chimique dโun gaz parfait pur
La relation donnant la variation du potentiel chimique avec la pression est :
(๐ยต๐
๐๐)
๐,๐๐
= ๐๏ฟฝ๏ฟฝ
Pour un gaz parfait (GP) pur, on a : ๐๏ฟฝ๏ฟฝ = ๏ฟฝ๏ฟฝ๐บ๐ = ๐๐บ๐โ =
๐ ๐
๐
Par intรฉgration :
โซ ๐ยต๐
ยต๐(๐,๐)
ยต๐(๐0,๐)
= โซ ๐๏ฟฝ๏ฟฝ
๐
๐0
๐๐ = โซ๐ ๐
๐
๐
๐0
๐๐
Donc :
ยต๐(๐, ๐) = ยต๐(๐0, ๐) + ๐ ๐ ๐๐๐
๐0
On pose :
ยต๐(๐0, ๐) = ยต๐0(๐0, ๐) reprรฉsente le potentiel chimique de rรฉfรฉrence du gaz pur (๐ = ๐0 = 1 ๐๐๐), ร la
tempรฉrature ๐.
Dโoรน :
41
ยต๐(๐, ๐) = ยต๐0(๐0, ๐) + ๐ ๐ ๐๐
๐
๐0
Remarque : Etat de rรฉfรฉrence : On appelle รฉtat de rรฉfรฉrence, lโรฉtat du constituant ๐ pur sous une
pression ๐0 arbitrairement choisie par lโutilisateur. La tempรฉrature doit par contre รชtre la mรชme que la
tempรฉrature dโรฉtude.
b. Potentiel chimique dโun gaz dans un mรฉlange idรฉal de gaz parfaits
Le potentiel chimique dโun gaz dans un mรฉlange idรฉal de gaz parfaits sโรฉcrit :
ยต๐(๐๐, ๐) = ยต๐0(๐, ๐0 = 1 ๐๐๐) + ๐ ๐ ๐๐
๐๐
๐0
Or : ๐๐ = ๐ฅ๐๐ Loi de Dalton
๐ : pression totale
๐ฅi : fraction molaire de ๐ dans le mรฉlange gazeux
On peut donc, exprimer :
ยต๐(๐๐, ๐) = ยต๐0(๐, ๐0 = 1 ๐๐๐, ๐ฅ๐ = 1 ) + ๐ ๐ ๐๐
๐
๐0+ ๐ ๐ ๐๐๐ฅ๐
On pose :
ยต๐โ(๐, ๐, ๐ฅ๐ = 1) = ยต๐
0(๐, ๐0 = 1 ๐๐๐, ๐ฅ๐ = 1 ) + ๐ ๐ ๐๐๐
๐0
Dโoรน
ยตi(Pi, T, ๐ฅi) = ยต๐โ(T, P, ๐ฅi = 1) + RT ln๐ฅ๐
En consรฉquence, ยต๐โ(T, P, ๐ฅi = 1), est le potentiel chimique du gaz pur (๐ฅi = 1) ร ๐ et ๐, ce qui revient
ร prendre un รฉtat de rรฉfรฉrence diffรฉrent du choix prรฉcรฉdent P โ ๐0 avec ๐0 = 1 bar.
c. Potentiel chimique des constituants des phases condensรฉes
Les corps condensรฉs sont peu compressibles, donc leur volume molaire Vi est pratiquement
indรฉpendant de la pression.
Les phases condensรฉes ont des faibles volumes molaires.
On sait que
๐ยต๐ = ๐๏ฟฝ๏ฟฝ๐๐
Pour un constituant ๐ pur, ๐๐ (volume molaire partiel de ๐ dans la phase condensรฉe) = ๐โ(volume
molaire de ๐ pur dans la phase condensรฉe)
En intรฉgrant entre ๐0 et ๐, on obtient :
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ยต๐(๐๐, ๐) โ ยต๐0(๐0, ๐) = ๐๐
โ(๐ โ ๐0)
On prend comme รฉtat de rรฉfรฉrence, lโรฉtat standard du corps pur (solide ou liquide) ร tempรฉrature
considรฉrรฉe.
Cette variation est trรจs faible, tant que ๐ nโest pas trop รฉlevรฉ. Le potentiel chimique des corps ร lโรฉtat
condensรฉ varie trรจs peu avec la pression. Ces variations sont presque toujours nรฉgligรฉes sous les
pressions voisines de 1 ๐๐๐ ou infรฉrieures.
Donc
ยต๐(๐๐, ๐) = ยต๐0(๐0, ๐)
Le potentiel chimique de tous les corps simples pris dans lโรฉtat de rรฉfรฉrence de leur phase
thermodynamiquement stable ร ๐ยฐ = 298๐พ est nul.
Potentiel chimique dโun constituant dans un mรฉlange idรฉal liquide ou solide
Par analogie avec le mรฉlange gazeux, on รฉcrit :
ยต๐(๐๐ , ๐, ๐ฅ๐) = ยต๐0(๐, ๐0, ๐ฅ๐ = 1) + ๐ ๐ ๐๐๐ฅ๐
Avec : ๐ฅi : fraction molaire de ๐ dans le mรฉlange liquide ou solide
c. Potentiel chimique du solutรฉ et de solvant dans une solution diluรฉe
Pour le solvant : il est majoritaire ๐ฅ๐=๐ ๐๐๐ฃ๐๐๐ก โ 1โ ยต๐(๐, ๐) โ ยต๐0(๐, ๐0)
Pour le solutรฉ : ยต๐(๐, ๐, ๐ถ๐) = ยต๐0(๐, ๐0, ๐ถ๐
0 ) + ๐ ๐ ๐๐๐ถ๐
๐ถ๐0 (๐: solutรฉ)
Avec : Ci : concentration du solutรฉ en mol/L. En gรฉnรฉral, Ci0 = 1 mol/L