Fiche de révision : Introduction aux liaisons et corps purs

📋 Plan du Cours

1. Liaisons chimiques et corps purs
2. Corps pur simple atomique et propriétés
3. Notion de système chimique et suivi
4. Équation chimique et conservation
5. Avancement de réaction et quantités
6. Réactions stœchiométriques et réactions limitées
7. Transformations physiques et chimiques
8. Chaleur sensible et chaleur latente
9. Enthalpie et énergie échangée
10. Grandeurs standard de réaction
11. Enthalpie standard de combustion
12. Acido-basicité selon Brönsted et couples

📖 1. Liaisons chimiques et corps purs

🔑 Notions clés & Définitions

• Liaison covalente : Une liaison covalente est une liaison chimique où des atomes partagent des électrons pour former une structure stable.
• Liaison ionique : Une liaison ionique est une liaison chimique due à l’attraction électrostatique entre ions de charges opposées.
• Liaison métallique : Une liaison métallique est une liaison chimique caractéristique des métaux, liée à la présence d’électrons mobiles et d’ions.
• Corps pur : Un corps pur est une matière constituée d’une seule espèce chimique, représentée par une formule chimique unique.
• Corps pur simple : Un corps pur simple est un corps pur constitué d’un seul élément chimique.

📝 Points essentiels

• Toute matière résulte de la formation de liaisons entre atomes des 94 éléments.
• Les liaisons fortes entre atomes sont de trois types : covalente, ionique ou métallique.
• Un corps pur est constitué d’une seule espèce chimique, donc d’une seule formule chimique.
• Un corps pur simple atomique contient des atomes non liés entre eux et est très stable grâce à la règle de l’octet.
• Un corps pur simple moléculaire contient plusieurs atomes d’un même élément liés entre eux par des liaisons chimiques.
• Un corps pur composé contient des atomes de plusieurs éléments différents liés entre eux par des liaisons chimiques.

💡 Astuce mémo

Covalente = partage, Ionique = charges opposées, Métallique = électrons mobiles.

📖 2. Corps pur simple atomique et propriétés

🔑 Notions clés & Définitions

• Grandeur extensive : Grandeur extensive : grandeur additive qui dépend de la quantité de matière du système.
• Grandeur intensive : Grandeur intensive : grandeur qui ne dépend pas de la quantité de matière et qui n’est pas additive lors de la réunion de systèmes identiques.
• Pression : Pression : grandeur intensive mesurant l’intensité de la force exercée perpendiculairement sur une surface.
• Température : Température : grandeur liée à l’énergie cinétique moyenne des particules d’un système.
• Gaz parfait : Gaz parfait : modèle où les molécules sont indépendantes et dont l’équation d’état relie $p$, $V$, $n$ et $T$.

📝 Points essentiels

• Une grandeur extensive est additive : la valeur totale s’obtient en additionnant les contributions des sous-systèmes.
• Une grandeur intensive n’est pas additive : deux systèmes de même nature réunis conservent la même valeur de la grandeur intensive.
• La pression $p$ s’exprime comme le rapport $p=\dfrac{F}{S}$ avec une force perpendiculaire à la surface.
• La pression d’un gaz provient des collisions des particules sur les parois, qui créent une force pressante normale.
• Unités : $1\,\text{atm}=101325\,\text{Pa}$, $1\,\text{bar}=10^5\,\text{Pa}$, $760\,\text{mmHg}=760\,\text{torr}=1\,\text{atm}$.
• La température $T$ (en K) mesure l’énergie cinétique moyenne des particules : plus $T$ est élevée, plus l’énergie est grande.

💡 Astuce mémo

Intensif = identique (ne change pas avec la quantité), Extensif = addition (s’additionne).

📖 3. Notion de système chimique et suivi

🔑 Notions clés & Définitions

• Fraction molaire : La fraction molaire d’une espèce est le rapport entre la quantité de matière de cette espèce et la quantité totale de matière du mélange.
• Fraction massique : La fraction massique d’une espèce est le rapport entre la masse de cette espèce et la masse totale du mélange.
• Pression partielle : La pression partielle d’un gaz est la pression qu’exercerait ce gaz s’il occupait seul tout le volume total du mélange.
• Concentration molaire : La concentration molaire d’une espèce en solution est le nombre de moles de cette espèce divisé par le volume total de la solution.
• Avancement de réaction : L’avancement de réaction $x$ mesure l’évolution de la quantité de matière des réactifs consommés et des produits formés au cours du temps.

📝 Points essentiels

• Dans un mélange, la fraction molaire $x_i$ vérifie $x_i=\dfrac{n_i}{n_{total}}$ avec $n_{total}=\sum n_i$.
• Dans un mélange, la fraction massique $y_i$ vérifie $y_i=\dfrac{m_i}{m_{total}}$ avec $m_{total}=\sum m_i$.
• Pour un mélange gazeux, la pression totale est la somme des pressions partielles : $p_{tot}=\sum p_i$.
• Pour un mélange gazeux, on a la relation $p_i=x_i\,p_{tot}$ entre pression partielle et fraction molaire.
• La concentration molaire $[A_i]$ s’écrit $[A_i]=\dfrac{n_i}{V_{total}}$ et dépend de la température car le volume de la solution varie avec $T$.
• Pour une réaction, l’avancement $x$ permet de relier les quantités de matière à l’instant $t$ via $\xi=\dfrac{n(A)-n_0(A)}{\nu_A}$ (forme générale).

💡 Astuce mémo

Fraction molaire → pression ($p_i=x_i p_{tot}$) ; fraction massique → masses ($y_i=m_i/m_{tot}$) ; avancement → variation stœchiométrique ($n=n_0+\nu\,\xi$).

📖 4. Équation chimique et conservation

🔑 Notions clés & Définitions

• Avancement de réaction : L’avancement $x$ mesure l’évolution de la réaction au cours du temps et permet de relier les quantités de matière aux coefficients stœchiométriques.
• Tableau d’avancement : Le tableau d’avancement organise, pour chaque espèce, les quantités initiales, l’évolution avec $x$ et les quantités finales.
• Quantité de matière : La quantité de matière $n$ (en mol) indique la quantité d’une espèce chimique présente dans le système à un instant donné.
• Réactif limitant : Le réactif limitant est celui qui s’épuise en premier et qui fixe l’avancement maximal d’une réaction non stœchiométrique.
• Réaction stœchiométrique : Une réaction stœchiométrique consomme les réactifs dans les proportions imposées par l’équation, sans excès ni défaut.

📝 Points essentiels

• Pour une réaction, l’avancement $x$ permet de calculer $n(A)$ à tout instant via $n(A)=n_0(A)+\nu_A x$ (avec $\nu_A$ stœchiométrique).
• À l’état final, l’avancement maximal $x_{max}$ est atteint quand au moins un réactif a une quantité nulle (réaction totale) ou quand l’équilibre est atteint (réaction limitée).
• Pour un réactif $R$ restant : $n(R)=n_0(R)-\xi\,\nu_R$ (en pratique on utilise souvent la valeur absolue des coefficients).
• Pour un produit $P$ formé : $n(P)=n_0(P)+\xi\,\nu_P$ (si le produit n’est pas initialement présent, $n_0(P)=0$).
• Dans une réaction stœchiométrique, les quantités initiales et les coefficients stœchiométriques sont dans les mêmes proportions, donc le rapport $n_0(R)/\nu_R$ est identique pour les réactifs.
• Une réaction non stœchiométrique s’arrête quand le réactif limitant est totalement consommé, car son $x_{max}$ est le plus faible parmi les réactifs possibles.

💡 Astuce mémo

Avancement = “moteur” du tableau : $n(A)=n_0(A)+\nu_A x$ ; le plus petit $x_{max}$ désigne le réactif limitant.

📖 5. Avancement de réaction et quantités

🔑 Notions clés & Définitions

• Transformation physique : Transformation où seules des grandeurs physiques changent, sans modification de la nature chimique de la matière.
• Transformation chimique : Transformation où la nature de la matière change par redistribution des liaisons chimiques entre éléments.
• Transformation isochore : Transformation à volume constant, où le volume $V$ ne varie pas au cours du processus.
• Transformation isotherme : Transformation à température constante, où $T$ reste identique pendant l’évolution du système.
• Transformation adiabatique : Transformation sans échange de chaleur avec le milieu extérieur.

📝 Points essentiels

• Une transformation chimique correspond à une redistribution des liaisons chimiques, pas seulement à un changement de paramètres physiques.
• Une transformation physique ne modifie pas la nature chimique : seules des grandeurs comme pression, température ou volume évoluent.
• Isochore signifie $V$ constant, Isotherme signifie $T$ constant, Adiabatique signifie absence d’échange de chaleur.
• Isobare signifie pression constante, avec la relation des gaz parfaits $P=nRT/V$ (et donc $P=nRT$ si $V$ est constant).
• L’état d’un système à un instant correspond à l’ensemble des grandeurs qui le caractérisent (ex. $P$, $T$, $V$, masse, composition).
• Les variables d’état se classent en intensives (ex. $T$, $P$) et extensives (ex. masse, volume, énergie).

💡 Astuce mémo

Isochore = Volume figé ; Isotherme = Température figée ; Adiabatique = Chaleur absente.

📖 6. Réactions stœchiométriques et réactions limitées

🔑 Notions clés & Définitions

• Énergie interne U : L’énergie interne est une fonction d’état du système dont on ne connaît pas la valeur absolue, mais dont on peut mesurer la variation lors d’une transformation.
• Fonctions d’état : Une fonction d’état ne dépend que de l’état initial et de l’état final, pas du chemin suivi entre les deux.
• Grandeurs de transfert : Le travail W et la chaleur Q sont des grandeurs de transfert qui dépendent du chemin et traduisent une conversion d’une forme d’énergie en une autre.
• Convention de signe : La convention de signe compte positivement l’énergie reçue par le système (Q et W) et négativement l’énergie cédée au milieu extérieur.
• Chaleur sensible : La chaleur sensible est l’énergie échangée à pression constante lors d’un changement de température d’un corps pur.

📝 Points essentiels

• Pour un système isolé, la variation d’énergie interne est nulle : $\Delta U=0$.
• Le travail et la chaleur ne sont pas des fonctions d’état : ils dépendent du trajet suivi.
• On ne parle pas d’« énergie de travail » ou d’« énergie de chaleur » d’un système ; on parle d’échanges de travail $W$ et de chaleur $Q$.
• Convention : $W>0$ et $Q>0$ quand le système reçoit de l’énergie du milieu extérieur, et $W<0$ et $Q<0$ quand il en cède.
• La chaleur sensible à pression constante s’écrit $Q=nC_p(T_f-T_i)$ ou $Q=mc_p(T_f-T_i)$, avec $C_p$ (J·K$^{-1}$·mol$^{-1}$) et $c_p$ (J·K$^{-1}$·kg$^{-1}$).
• La chaleur latente correspond à un changement d’état à température constante et s’écrit $Q=nL$ ou $Q=ml$, avec $L$ (J/mol) et $l$ (J/kg).

💡 Astuce mémo

Isolé → $\Delta U=0$ ; chemin → $W,Q$ ; reçu → $+$ ; cédé → $-$ ; sensible → $T$ change, latente → état change.

📖 7. Transformations physiques et chimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Transformation exothermique : Transformation dont le système libère de l’énergie vers l’extérieur.
• Transformation endothermique : Transformation dont le système absorbe de l’énergie depuis l’extérieur.
• Transformation athermique : Transformation qui n’échange pas de chaleur avec le milieu extérieur.
• Transformation adiabatique : Transformation sans échange de chaleur avec le milieu extérieur (cas particulier d’isolement thermique).
• Réaction spontanée : Transformation qui peut se produire sans apport de travail, dans le sens considéré.

📝 Points essentiels

• Pour une transformation exothermique, la variation d’enthalpie $\Delta H$ associée est négative.
• Pour une transformation endothermique, la variation d’enthalpie $\Delta H$ associée est positive.
• Pour une transformation athermique, la variation d’enthalpie $\Delta H$ associée est nulle.
• Dans le cas exothermique, le système fournit de l’énergie et on observe une augmentation de la température du système.
• Dans le cas endothermique, le système consomme ou doit recevoir de l’énergie et on observe une diminution de la température du système.
• Une transformation spontanée ne peut pas se produire spontanément dans le sens opposé (retour vers l’état initial impossible spontanément).

💡 Astuce mémo

Exo = $\Delta H<0$ (ça sort) ; Endo = $\Delta H>0$ (ça rentre) ; Athermique = $\Delta H=0$ (zéro chaleur).

📖 8. Chaleur sensible et chaleur latente

🔑 Notions clés & Définitions

• Chaleur sensible : La chaleur sensible est l’énergie échangée qui modifie la température d’un corps sans changer d’état physique.
• Chaleur latente : La chaleur latente est l’énergie échangée qui provoque un changement d’état physique à température constante.
• Température de fusion : La température de fusion est la valeur T1 à laquelle un corps pur passe de l’état solide à l’état liquide.
• Température de vaporisation : La température de vaporisation est la valeur T2 à laquelle un corps pur passe de l’état liquide à l’état gazeux.
• Désordre moléculaire : Le désordre moléculaire décrit l’augmentation de l’agitation et de la dispersion des molécules lors d’un changement d’état.

📝 Points essentiels

• Pour un corps pur, l’augmentation de température accroît l’agitation thermique et donc l’entropie de façon régulière tant qu’il n’y a pas de changement d’état.
• À T1 (fusion), on observe une discontinuité de l’entropie liée à une hausse importante du désordre moléculaire lors du passage solide→liquide.
• À T2 (vaporisation), on observe une discontinuité de l’entropie liée à une hausse importante du désordre moléculaire lors du passage liquide→gaz.
• Entre T1 et T2, le corps pur reste à l’état liquide : la température ne change pas pendant la transformation de phase.
• La chaleur sensible correspond aux variations de température hors paliers, tandis que la chaleur latente correspond aux paliers associés aux discontinuités d’entropie aux températures de changement d’état.

💡 Astuce mémo

Paliers = changement d’état (T1 fusion, T2 vaporisation) ; hors paliers = température (chaleur sensible).

📖 9. Enthalpie et énergie échangée

🔑 Notions clés & Définitions

• État standard : Un état standard est un état de référence d’une espèce à une température donnée, utilisé pour définir des grandeurs standard de réaction.
• Grandeurs standard de réaction : Les grandeurs standard de réaction sont les grandeurs calculées pour une réaction fictive où réactifs et produits sont dans leurs états standard à la température T.
• Enthalpie standard de réaction : L’enthalpie standard de réaction, notée DrH°, est la variation d’enthalpie associée à la réaction réalisée dans les conditions standard à la température T.
• Enthalpie libre standard de réaction : L’enthalpie libre standard de réaction, notée DrG°, est la variation d’enthalpie libre associée à la réaction dans les conditions standard à la température T.
• Enthalpie standard de formation : L’enthalpie standard de formation, notée DfH°, est l’enthalpie de la réaction fictive qui forme 1 mole de l’espèce à partir de ses éléments dans leurs états standard à T.

📝 Points essentiels

• Une réaction réalisée dans les conditions standard à la température T est fictive : les réactifs sont dans leurs états standard à T et les produits formés aussi à T.
• Les grandeurs standard de réaction se notent DrX° et peuvent être DrH°, DrS° ou DrG° avec des unités J/mol pour DrH° et DrG° et J/K/mol pour DrS°.
• Les grandeurs standard de réaction sont des grandeurs intensives et peuvent être positives, négatives ou nulles.
• Les états standard des éléments dépendent de la température : il existe autant d’états standard que de températures, sauf pour certains éléments dont l’état standard est fixé (ex. O2(g) pour l’oxygène).
• Pour l’iode : au-dessus de 454 K l’état standard de l’iode est I2(g), et des états standard sont donnés à 298 K (I2(s)), 400 K (I2(l)) et 500 K (I2(g)).
• Les grandeurs standard de formation d’une espèce correspondant à l’état standard d’un élément sont nulles à toutes températures (ex. DfH°(O2(g),T)=0 et DfH°(Cl2(g),T)=0).

💡 Astuce mémo

Standard = Référence à T : même espèce, même température, même état standard (sinon Df et Dr changent).

📖 10. Grandeurs standard de réaction

🔑 Notions clés & Définitions

• Enthalpie libre standard de réaction : Grandeur thermodynamique notée $\Delta_r G^\circ(T)$ qui mesure l’effet d’une réaction écrite avec les coefficients stœchiométriques dans les conditions standard à la température $T$.
• Entropie standard de réaction : Grandeur thermodynamique notée $\Delta_r S^\circ(T)$ qui quantifie la variation d’entropie associée à la réaction dans les conditions standard à la température $T$.
• Enthalpie standard de réaction : Grandeur thermodynamique notée $\Delta_r H^\circ(T)$ qui représente la variation d’enthalpie de la réaction dans les conditions standard à la température $T$.
• Grandeur standard de réaction : Grandeur thermodynamique standard d’une réaction, notée $\Delta_r X^\circ$, qui peut désigner $\Delta_r G^\circ$, $\Delta_r H^\circ$ ou $\Delta_r S^\circ$ selon le symbole $X$.
• Activité chimique : Grandeur sans unité notée $a$ qui mesure l’« état effectif » d’une espèce chimique dans un mélange par rapport à son état standard.

📝 Points essentiels

• Relation fondamentale entre grandeurs standard : $\Delta_r G^\circ(T)=\Delta_r H^\circ(T)-T\,\Delta_r S^\circ(T)$.
• Pour calculer $\Delta_r X^\circ$ à partir de plusieurs réactions, on combine les équations en respectant les coefficients stœchiométriques.
• Exemple de combinaison : si une réaction est obtenue en additionnant des équations connues, la grandeur standard suit la même combinaison linéaire.
• Condition d’évolution spontanée (isobare, isotherme, travail de pression seul) : la réaction progresse spontanément si $\mathrm{d}\Delta_r G^\circ<0$ pour une variation élémentaire $\mathrm{d}x$.
• Signe de $\Delta_r G^\circ$ et sens de $\mathrm{d}x$ : si $\Delta_r G^\circ<0$ alors $\mathrm{d}x>0$ (sens direct), si $\Delta_r G^\circ>0$ alors $\mathrm{d}x<0$ (sens direct impossible, réaction spontanée en sens opposé
• Équilibre : la réaction atteint l’équilibre lorsque $\Delta_r G=0$ (ou quand $\mathrm{d}\Delta_r G/\mathrm{d}x=0$), et l’enthalpie libre de réaction passe par un minimum.

💡 Astuce mémo

$\Delta_r G^\circ=\Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ$ : « $G$ = $H$ moins le terme entropie pondéré par $T$ ».

📖 11. Enthalpie standard de combustion

🔑 Notions clés & Définitions

• Enthalpie libre standard de réaction : Grandeur thermodynamique standard qui caractérise l’effet énergétique d’une réaction dans des conditions de référence, à une température donnée.
• Constante d’équilibre K : Constante définie comme la valeur du quotient de réaction lorsque l’équilibre est atteint, dépendant de la température.
• Quotient de réaction Q : Expression du rapport des activités des espèces présentes, calculée à un instant donné, pour une équation de réaction donnée.
• Relation de Gibbs-Helmholtz : Relation reliant la variation d’enthalpie libre à la constante d’équilibre et au quotient de réaction via un terme en $RT\ln$.

📝 Points essentiels

• À l’équilibre, la variation d’enthalpie libre standard vérifie $\Delta_rG(T)=\Delta_rG^\circ(T)+RT\ln Q$ avec $\Delta_rG(T)=0$.
• On obtient alors $\Delta_rG^\circ(T)=-RT\ln K(T)$ car $Q=K$ à l’équilibre.
• La constante d’équilibre $K$ dépend de la température : il faut toujours préciser $T$ quand on l’utilise.
• L’équation de réaction et la valeur de $K$ forment un couple indissociable : changer les coefficients stœchiométriques change $K$.
• Le lien entre $Q$, $K$ et $\Delta_rG(T)$ s’écrit $\Delta_rG(T)=RT\ln\left(\frac{Q}{K(T)}\right)$, ce qui permet de prédire le sens d’évolution.
• Pour un système isobare et isotherme, trois cas se distinguent : si $Q/K<1$ alors $\Delta_rG<0$ et la réaction avance dans le sens direct ; si $Q/K>1$ alors $\Delta_rG>0$ et elle évolue en sens inverse ; si $Q=K$ alors $

💡 Astuce mémo

$\Delta_rG=RT\ln(Q/K)$ : compare $Q$ à $K$ (plus $Q$ est grand, plus $\Delta_rG$ devient positif).

📖 12. Acido-basicité selon Brönsted et couples

🔑 Notions clés & Définitions

• Caractère amphotère de l’eau : Propriété de l’eau de pouvoir agir à la fois comme acide et comme base selon le couple acide-base considéré.
• Ion oxonium : Espèce hydratée du proton, notée H3O+, formée quand un proton est solvaté dans l’eau.
• Couple H3O+/H2O : Couple acide-base de référence en solution aqueuse où H3O+ peut céder ou capter un proton.
• Couple H2O/OH- : Couple acide-base de référence en solution aqueuse où H2O peut céder un proton pour former OH-.
• Constante d’autoprotolyse Ke : Constante d’équilibre associée à l’autoprotolyse de l’eau, aussi appelée produit ionique de l’eau.

📝 Points essentiels

• Dans l’eau, le proton n’existe pas libre : il est solvaté et s’écrit H3O+ (ion hydronium/oxonium).
• L’eau est amphotère : dans le couple H2O/OH- elle se comporte comme un acide, et dans le couple H3O+/H2O comme une base.
• L’autoprotolyse de l’eau s’écrit H2O(l)+H2O(l) ⇌ OH-(aq)+H3O+(aq), ce qui relie les deux couples de l’eau.
• La constante d’équilibre de l’autoprotolyse s’écrit Ke=[H3O+]e[OH-]e (forme simplifiée).
• À 25°C, Ke=10^-14 et donc pKe=-log(Ke).
• Pour un acide A dans l’eau, la force se relie à sa capacité à céder un proton au couple H2O/H3O+ (réaction avec l’eau).

💡 Astuce mémo

AmphoTÈRE : eau = acide (H2O/OH-) et base (H3O+/H2O) ; proton toujours solvaté en H3O+.

📅 Repères chronologiques

📊 Tableaux de synthèse

Types de corps purs simples

Grandeurs extensives vs intensives

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre corps pur et mélange : un corps pur correspond à une seule espèce chimique (une seule formule), alors qu’un mélange contient plusieurs espèces.
2. Croire que la pression est une grandeur extensive : c’est une grandeur intensive, due aux collisions des particules sur les parois et s’exprime via p = F/S.
3. Mélanger fraction molaire et fraction massique : xi = ni/ntotal (moles) alors que yi = mi/mtotal (masses).
4. Oublier la conservation des éléments et de la charge lors de l’écriture d’une équation chimique : une équation acido-basique en demi-équations ne conserve pas forcément la charge à chaque demi-équation.
5. Prendre l’avancement x comme une quantité de matière : x pilote les variations via n(A)=n0(A)+νA x (ou ξ), avec ν stœchiométrique algébrique.
6. Inverser les signes de Q et W : convention du cours Q>0 et W>0 quand le système reçoit de l’énergie, et Q<0 et W<0 quand il en cède.
7. Confondre enthalpie libre et enthalpie : la spontanéité en isobare-isotherme se lit sur ΔrG (et sur Q/K), pas sur ΔH seul.

✅ Checklist Examen

1. Définir un corps pur et distinguer corps pur simple atomique, corps pur simple moléculaire et corps pur composé en précisant la constitution et le rôle des liaisons.
2. Classer les grandeurs en extensives (V, m, n) et intensives (p, T) et donner leurs propriétés (additivité ou non).
3. Exprimer la pression (p = F/S) et relier son origine aux collisions sur les parois, puis citer les équivalences d’unités (atm, bar, mmHg/torr).
4. Définir la température comme mesure de l’énergie cinétique moyenne et rappeler l’unité Kelvin (K) et l’idée de gaz parfait (PV = nRT).
5. Définir fraction molaire xi et fraction massique yi, puis relier pression partielle et fraction molaire dans un mélange gazeux (pi = xi ptot).
6. Définir la concentration molaire [Ai] = ni/Vtotal et expliquer pourquoi elle dépend de la température (volume de solution).
7. Écrire et équilibrer une équation chimique en respectant conservation des éléments et de la charge, puis utiliser le tableau d’avancement avec n(A)=n0(A)+νA x.
8. Déterminer le réactif limitant à partir de xmax et distinguer réaction stœchiométrique totale, non stœchiométrique totale (réactif limitant consommé) et réaction limitée (équilibre, xf < xmax).
9. Relier les grandeurs de transfert et le premier principe : DU = W + Q, rappeler la convention de signe et distinguer fonctions d’état (U) et grandeurs de transfert (W, Q).
10. Calculer la chaleur sensible et la chaleur latente à partir des relations Q = nCp(Tf-Ti) ou Q = mc_p(Tf-Ti) et Q = nL ou Q = ml, en précisant sensible vs paliers.
11. Définir enthalpie H = U + pV et montrer que, à pression constante, la variation d’enthalpie correspond à la chaleur échangée (DH = Qp).
12. Exprimer les critères d’évolution spontanée et d’équilibre en isobare-isotherme via ΔrG : relier ΔrG à ΔrG° et au quotient Q (ΔrG = ΔrG° + RT ln Q) et utiliser ΔrG° = -RT ln K à l’équilibre.
13. Définir l’activité a (sans unité) et écrire les expressions de Q et K en termes d’activités, puis interpréter les cas Q/K < 1, Q/K > 1 et Q = K pour le sens d’évolution.
14. En acido-basicité (Brönsted), définir acide/base comme donneur/receveur de proton, écrire la demi-réaction A = B + H+ et formuler la réaction entre deux couples acide-base en milieu aqueux avec l’eau amphotère (H3O+/H2O,