Bilan — C1 · La matière du procédé

Homogène ou hétérogène ?

Un mélange dont on ne distingue qu'une seule phase est dit homogène ; sinon, il est hétérogène.

Le critère est visuel, mais il se juge à l'échelle du procédé : une eau qui paraît limpide dans un verre peut être hétérogène sous la loupe du laboratoire. En contrôle de fabrication, c'est le résultat de l'analyse qui tranche, pas l'œil.

Comment s'appellent les mélanges qu'on croise dans l'atelier ?

Des particules solides dispersées dans un liquide forment une suspension ; deux liquides non miscibles finement dispersés, une émulsion ; des gouttelettes portées par un gaz, un brouillard ; des particules solides dans un gaz, des fumées ; un mélange homogène de métaux, un alliage.

Ces noms ne sont pas du vocabulaire décoratif : ils annoncent le traitement. Une suspension se décante ou se filtre, une émulsion se casse par centrifugation, des fumées se traitent au filtre à manches.

Que veut dire une solution saturée ?

Dans une solution, le solvant dissout le soluté. Quand elle ne peut plus rien dissoudre, la solution est saturée ; la masse maximale dissoute par volume d'eau s'appelle la solubilité, et elle dépend de la température.

C'est la raison pour laquelle une solution mère préparée à chaud peut cristalliser dans la tuyauterie en refroidissant la nuit : rien n'a changé dans la cuve, sauf la température.

Anhydre ou hydraté ?

Un solide anhydre ne contient pas d'eau ; un solide hydraté emporte des molécules d'eau dans sa masse, et on en tient compte à la pesée.

Peser 100 g de sulfate de cuivre pentahydraté CuSO₄, 5 H₂O n'apporte pas 100 g de sulfate de cuivre : l'eau de cristallisation compte dans la masse molaire, donc dans la balance.

Quelles sont les deux concentrations du technicien ?

• cₘ : concentration en masse, en grammes par litre (g.L⁻¹).
• c : concentration molaire, en moles par litre (mol.L⁻¹).
• M : masse molaire du soluté, en grammes par mole (g.mol⁻¹).

La troisième relation est le pont entre les deux : elle passe par la masse molaire, et par elle seulement.

Masse volumique ou concentration en masse ?

La masse volumique de la solution, ρ = m/V, compte la masse de la solution entière ; la concentration en masse ne compte que la masse de soluté. Les confondre est LE piège du contrôle de fabrication.

Une solution à 50 g.L⁻¹ de sulfite a une masse volumique voisine de 1 030 g.L⁻¹ : les deux nombres décrivent le même bidon, mais l'un pèse le produit actif et l'autre pèse tout, eau comprise.

Que vaut une teneur de 1 ppm ?

En solution aqueuse diluée, une teneur de 1 ppm équivaut à 1 mg par litre de solution.

Le raccourci tient parce que 1 L d'eau pèse 1,00 kg : une partie par million, c'est 1 mg pour 10⁶ mg, donc 1 mg par kilogramme, donc 1 mg par litre. Sur une solution concentrée ou sur un solide, le raccourci tombe.

Comment une pureté change-t-elle une pesée ?

Une pureté de 97 % se lit : 97 g de produit actif dans 100 g de solide pesé. La masse à peser est donc toujours un peu plus grande que la masse de produit actif visée.

• m(pesée) : masse de solide technique à mettre sur la balance, en grammes (g).
• m(actif) : masse de produit actif visée, en grammes (g).
• P : pureté, en fraction (0,97 pour 97 %).

Densité et normalité, les deux notations de l'étiquette

La densité d'une solution est le rapport de sa masse volumique à celle de l'eau : c'est un nombre sans unité.

Sur une étiquette, N/50 signifie 1/50 d'équivalent par litre ; pour un diacide comme H₂SO₄, chaque mole apporte 2 équivalents H⁺, donc c = N divisé par 2.

La loi des gaz parfaits

• P : pression, en pascals (Pa).
• V : volume, en mètres cubes (m³).
• n : quantité de matière, en moles (mol).
• R = 8,31 J.mol⁻¹.K⁻¹ : constante des gaz parfaits.
• T : température ABSOLUE, en kelvins (K).

La loi s'écrit avec P en pascals, V en m³, T en kelvins (jamais en °C) et R = 8,31 unités SI. Le passage des températures : T(K) = θ(°C) + 273.

Le test de cohérence à température constante

Pour une quantité de gaz enfermée à température constante, le produit P × V reste constant : c'est le test de cohérence du TP 2.

Une bouteille de 50 L à 200 bar libère donc 10 000 L à 1 bar : le même produit, deux lectures.

Les pressions partielles

Dans un mélange de gaz, la pression totale est la somme des pressions partielles de chaque constituant.

Chaque gaz se comporte comme s'il occupait seul tout le volume. C'est ce qui permet, dans le local d'azote, de raisonner sur le seul dioxygène restant.

Relatif ou absolu ? La question qui sauve

P(absolue) = P(relative) + P(atmosphérique). Un capteur relatif affiche zéro à l'air libre : une cuve « à 0,00 bar » n'est donc pas vide, elle est pleine d'air à la pression atmosphérique.

La loi des gaz parfaits ne comprend que l'absolu. Devant une pression, on convertit avant de calculer, et on reconvertit pour comparer à l'affichage du capteur.

La masse volumique d'un gaz

Elle augmente quand la pression augmente et quand la température diminue : comprimer un gaz le rend plus lourd par litre, le chauffer le rend plus léger. C'est pourquoi un gaz chaud monte et pourquoi les fumées s'échappent par le haut.

Le volume molaire

À pression et température données, une mole de gaz parfait occupe le même volume quelle que soit sa nature : c'est le volume molaire, Vm = V/n.

Sous 1,0 bar et à 20 °C, il vaut environ 24 L.mol⁻¹ — un ordre de grandeur qui permet de vérifier un résultat de tête.

Comment se construit un schéma de Lewis ?

Les liaisons se jouent sur la dernière couche : les électrons de valence. Dans un schéma de Lewis, chaque trait entre deux atomes représente un doublet liant ; les doublets non liants restent sur leur atome.

Construire un schéma de Lewis : compter les électrons de valence, puis apparier. Exemples de l'ammoniac NH₃ et du dioxygène O₂ avec sa liaison double

Le contrôle est mécanique : autour de chaque atome, on compte les traits qui le touchent. L'hydrogène se contente d'un seul ; carbone, azote et oxygène s'entourent de quatre doublets au total, liants ou non.

Que conserve une équation ajustée ?

Une équation de réaction ajustée conserve les éléments et la charge électrique globale.

Les deux contrôles se font séparément, et le second est souvent oublié : dans Al₂(SO₄)₃(s) → 2 Al³⁺(aq) + 3 SO₄²⁻(aq), la charge totale vaut 2 × (+3) + 3 × (−2) = 0 à droite, comme à gauche.

À quoi servent les coefficients ?

Le bilan molaire s'appuie sur les coefficients stœchiométriques de l'équation : ils donnent les proportions, jamais les masses directement.

C'est la règle qui organise tout le chapitre : on convertit en moles, on applique les coefficients, on revient aux masses à la fin. Un rapport de masses lu directement sur l'équation est faux.

Le tableau d'avancement et le réactif limitant

Le tableau d'avancement suit toute la réaction avec une seule variable, x. Le réactif limitant est celui qui s'épuise le premier : c'est lui qui fixe xmax et arrête la réaction.

Tableau d'avancement de la synthèse de l'ammoniac : chaque case se construit avec le coefficient de l'équation, et le plus petit x annule une case en premier

La méthode ne change jamais : on annule chaque case, l'une après l'autre, et le plus petit x l'emporte. Attention au coefficient — pour 3 H₂, la case s'écrit 4,5 − 3x, pas 4,5 − x.

Comment se calcule l'enthalpie standard de réaction ?

• Δ(r)H° : enthalpie standard de réaction, en kilojoules par mole (kJ.mol⁻¹).
• Δ(f)H° : enthalpie standard de formation d'une espèce, lue dans la table.
• ν : coefficient stœchiométrique de l'espèce dans l'équation.

Elle se calcule à partir des enthalpies standard de formation tabulées, coefficients compris : produits moins réactifs, chaque terme multiplié par son coefficient.

Par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple dans son état standard est nulle : c'est le zéro de l'échelle. O₂(g), N₂(g) ou Fe(s) valent donc 0 dans le calcul.

Exothermique ou endothermique ?

Si Δ(r)H° est négative, la réaction est exothermique et le réacteur doit être refroidi ; si elle est positive, la réaction est endothermique et il faut fournir de l'énergie.

Diagrammes d'énergie : à gauche une réaction exothermique, produits plus bas que les réactifs ; à droite une réaction endothermique, produits plus haut

Le signe se lit toujours du point de vue du système chimique, jamais du thermomètre : Δ(r)H° < 0 veut dire que le système perd de l'énergie, et c'est justement pour cela que le thermomètre plongé dedans, lui, monte.

Ce que mesure le calorimètre

Au calorimètre, l'énergie reçue se lit par Q = C × Δθ, où C est la capacité thermique totale du poste (eau, vase, sonde comprises). On ne la devine pas : on la mesure en injectant une énergie connue.

• Q : énergie reçue par le poste, en joules (J).
• C : capacité thermique totale du calorimètre et de son contenu, en joules par kelvin (J.K⁻¹).
• Δθ : élévation de température mesurée. Un écart de température a la même valeur en kelvins et en degrés Celsius.

Ramener l'énergie à un gramme dissous, q = Q/m, donne une signature du produit, indépendante de la masse pesée : c'est elle qui compare deux lots.

Comment s'écrit le quotient de réaction ?

Pour une réaction a A + b B ⇌ c C + d D :

Au numérateur, les concentrations des produits ; au dénominateur, celles des réactifs ; chacune est élevée à la puissance de son coefficient. Les solides purs et le solvant n'apparaissent jamais dans le quotient : c'est pour cela que CaCO₃(s) est absent du sien.

Qu'est-ce que la constante d'équilibre ?

À l'équilibre, Qr atteint une valeur qui ne dépend que de la température : la constante d'équilibre K. Pour une dissolution, cette constante porte un nom particulier : le produit de solubilité, noté Ks.

Dans quel sens le système évolue-t-il ?

La comparaison décide du sens d'évolution : si Qr < K, le système évolue dans le sens direct ; si Qr > K, il évolue dans le sens inverse ; si Qr = K, il n'évolue plus.

Axe de comparaison de Qr et de K : Qr inférieur à K, sens direct ; Qr supérieur à K, sens inverse ; Qr égal à K, équilibre atteint

Sur une tuyauterie de rejet, la lecture est immédiate : Qr < Ks, le solide continue de se dissoudre et rien ne se dépose ; Qr > Ks, un dépôt se forme et ça entartre.

Les trois leviers du procédé

Trois leviers déplacent un équilibre.

• Augmenter la température le pousse dans le sens endothermique.
• Retirer un produit au fur et à mesure le pousse dans le sens qui le refabrique.
• Augmenter la pression le pousse vers le côté qui compte le moins de moles de gaz.

Le four à chaux utilise les deux premiers en même temps : il chauffe fort, et son tirage forcé évacue le CO₂ dès qu'il se forme. La décomposition, réversible en vase clos, devient quasi totale.