Loi de Van't Hoff
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- Опубліковано 1 сер 2024
- Cette vidéo s'adresse aux étudiants ayant déjà des notions de thermodynamique chimique, notamment concernant l'enthalpie standard de réaction (niveau bac + 2 pour la plupart des formations).
Je ne refais donc pas le cours de thermodynamique mais vous présente la loi de Van't Hoff ainsi que ses conséquences à travers quelques exemples.
Cette vidéo est complémentaire de la vidéo suivante :
• Influence de la tempér...
Organisation :
- Introduction
1) La loi de Van't Hoff (0:20)
2) Les conséquences (3:30)
3) Solubilité des solides (5:40)
- Exploitation des résultats expérimentaux (8:40)
- Remarques complémentaires (12:00)
4) Estérification de Fischer (13:30)
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Mes remerciements à Fabrice Blareau pour la musique ainsi qu'aux quelques collègues et amis pour leurs remarques constructives.
Voilà exactement ce qui manquait pour les étudiants en chimie dans le supérieur: du contenu scientifique bien expliqué en vidéo, sans excès de vulgarisation. Je vous le recommande!
Un énorme bravo, mise en forme vivante, contenu précis et illustrations de TP plus que bienvenues.
🙏🙏
Enfin une explication claire sur cette Loi, grand merci.
explication claire et concise merci!
Merci👍
Merci beaucoup pour cette aide énorme
Avec grand plaisir !!
je passe par la juste pour la prononciation de Van't Hoff, merci! : ') #Medecine
Avec plaisir ;) et bon courage !
Cela rappelle de drôle de souvenir :)
Merci beaucoup pour ces videos si interessantes , pouvez-vous faire une video sur les diagrammes potentiel-PH ? Merci
Hanaa Lahlal il y a des vidéos qui concernent la chimie des solutions (je ne sais plus si j’ai fait du E-pH, sans doute à l’occasion d’un titrage en retour ;)) sur ma chaîne secondaire (Raphaël Blareau)
Merci pour ces explications claires et précises.
(Il est rare de trouver ces qualités sur youtube!)
Je recommanderai votre chaine à mes étudiants.
Bravo pour le travail fourni aussi bien pour la présentation que pour le contenu!
M'autorisez-vous à diffuser votre contenu lors de mes cours?
Merci beaucoup pour votre message . Bien sûr, n'hésitez surtout pas à le transmettre à vos étudiants, c'est fait pour ça !
Pour répondre aux questions (12'28 et 13'30 pour le début de l'explication):
Pour se débarrasser du calcaire de la bouilloire, vu qu'il précipite à froid, il suffirait de maintenir la température suffisamment élevée pour empêcher sa précipitation (la réaction de précipitation étant exothermique pour contrer le refroidissement de l'eau ambiante). Enfin dans ce cas, on ne favorise pas spécialement la suppression du calcaire, on empêche juste sa formation. Du coup, il faudrait trouver un réactif qui permette de rentrer en compétition avec la formation de carbonate de calcium (hydroxyde de calcium ?). A moins d'utiliser une eau déminéralisée. Ce qui est pas forcément terrible.
Sur l'estérification, si on chauffe, c'est pour faciliter la rupture des liaisons. Il n'y a pas de raison pour qu'il y ait réaction, on a besoin d'un élément déclencheur donc en chauffant on va favoriser une réaction.
...
C'est moins pire que les premières réponses ?
Salut Marianne,
Attention, la particularité du calcaire est justement qu'il précipite à chaud (et pas à froid).
Et si on forme de l'hydroxyde de calcium cela ne va pas améliorer la situation !
Je te propose plutôt de t'aider des équilibres acido-basiques que je vous donne dans la vidéo. ;)
Pour l'estérification il y a l'idée principale quand tu dis que c'est pour rompre les liaisons, mais en pratique, du point de vue macroscopique qu'est-ce que cela change ? Quand tu dis "favoriser la réaction" il faut essayer de dire quel aspect de la réaction est favorisé (on a vu que ce n'était pas l'aspect thermodynamique). Bien sûr, cela sera détaillé dans le prochain épisode.
Ah, j'ai pas assez regardé la vidéo...
Donc en utilisant les réaction acido basique, il faudrait faire en sorte que tout le carbonate de calcium se décompose par enchaînement de réaction de manière à ce qu'on ai plus que du CO2 et de l'eau mais il te restera toujours du calcium.... Mettre des ions HO- en excès ? Vu que le CO2 va être sous forme gazeuse on aura pas une réaction renversable et en plus on équilibre la réaction finale
(Je retourne à mes cours de terminale....)
On va avoir besoin de créer de nouvelles liaisons, donc on va devoir éliminer des protons et avec l’électronégativité, le réarrangement se fera selon la réaction décrite dans la vidéo. Je suis en plein dans ces révisions là donc pas encore trop au point. J'espère que la vidéo sortira dans suffisamment longtemps pour que je puisse avoir le temps de maîtriser ces cours là (:
Sur la question du calcaire, thermodynamiquement, on devrait se placer en milieu acide à froid. Or quand on le fait, on chauffe il y'a aussi un caractère cinétique à prendre en compte?
Flo Meyer le calcaire se forme à chaud, c’est bien sa spécificité
Salut ! Merci pour ta super vidéo.
Je me pose une petite question : comment expliquer que la solubilité de la soude augmente avec la température alors que la dissolution est exothermique ?
J’espère que tu sauras m’éclairer !
Bonjour ,
Un grand Merci pour le travail accompli.
Sinon nous n'avons pas eu la réponse pour la calcaire ?
Moustafa A la dissolution du calcaire est exothermique donc plus favorable à froid ;)
Vraiment merci pour cette vidéo I like this
mais mieux vaut aller dans le sens endothermique!!!
Mansour Camara super merci 🙏
Je propose une réponse à la question...
Comment nettoyer la bouilloire (en utilisant nos connaissances de thermodynamique ... ?
Mettre au fond de la bouilloire un solvant dont la température de fusion est plus faible que celle de l'eau... De l'eau salée par exemple. Après l'avoir rempli de 200mL d'eau salée, on place la bouilloire pour la nuit dans un tiroir du congélateur. Le matin, l'eau salée aura finalement gelé... Après avoir nettoyé, j'imagine les traces de calcaire disparues.
Qu'en pensez-vous?
Tu as plus simple en jouant avec le pH et la température ;)
Vinaigre et chauffer ! ;)
Bonjour !
Merci pour les supers vidéos :)
J'ai du mal à comprendre l'explication sur la solubilité à froid du calcaire.
Si on chauffe, on devrait favoriser la formation de CO2, non (facteur entropique) ? On déplacerait donc tous les équilibres vers la formation des ions carbonates...
Pour l'estérification, je dirais facteur cinétique. Loi d'Arrhenius tout ça...
Antoine Renier oui pour l’esterification.
Pour le calcaire, c’est deltarH0 < 0 pour la solubilisation. Donc si tu appliques la loi de Van’t Hoff tu en déduits que la solubilité diminue quand la température augmente.
Pour (presque tous) les autres solides, on a deltarH0 > 0
J'ai bien compris ce lien. Ce que j'essaye de comprendre c'est l'explication via les équilibres acido-basiques qui découlent de la solubilisation du calcaire et donc la formation d'ions carbonates. Si les ions carbonates sont en équilibres avec les hydrogénocarbonates, qui sont eux-mêmes en équilibre avec CO2, et si CO2 dégaze quand on augmente la température, ne devrait-on pas déplacer les équilibres vers la formation de CO2 avec l'augmentation de la T, et donc également l'équilibre de solubilisation ?
J'essaye de trouver un argumentaire "avec les mains" sans passer par les calculs, je ne remets pas en question le résultat "Delta_r_H_0 > 0" pour le calcaire, j'essaye de comprendre en quoi les équilibres acido-basiques permettraient de prévoir ce résultat.
Ok je vois. Oui le problème que tu poses est légitime. En fait, il faudrait savoir s'il est plus favorable pour l'ion carbonate de précipiter ou bien de dégaze lorsqu'on le chauffe. Il se trouve que la réponse va dépendre du pH. En milieu neutre ou basique, on aura surtout la précipitation.
En milieu acide, lorsqu'on est dans le domaine de prédominance de H2CO3, plutôt le dégazage du CO2.
Makes sens ! J'aurais évidemment dû y penser. J'en ferai un exo de kholle tien... Merci beaucoup !
Cool ! Si jamais je veux bien l'exo, ça me servirait également :)
Bonjour merci de la vidéo cependant je comprend pas quelque chose, dans mon cours il est écrit : d'après la loi de Van't Hoff, une élévation de température appliquée à un système fermé en équilibre et maintenu à pression ou à volume constant entraîne un déplacement voire une rupture d'équilibre dans le sens de la réaction qui, à température et pression ou volume constants, est endothermique.
On en déduit que dans le cas de la réaction de dissolution de l'eau la réaction est exothermique dans le sens direct donc l'enthalpie de réaction est négative.
Est-ce que vous pourriez m'expliquer la déduction ? Comment on sait que la réaction est exothermique ? Merci ce serait super de m'expliquer
Bonjour, ce qui est expliqué dans votre cours est correct.
En revanche, je ne comprends pas bien votre second paragraphe ... pourquoi « on en déduit » et vouliez-vous vraiment parler de réaction de dissolution de l’eau ?...
Si vous vous intéressez à la réaction de dissolution d’un acide, on observe que la température augmente, donc on en déduit que la réaction est exothermique.
Était-ce là votre question ?
J’espère y avoir répondu.
A bientôt !
@@Blablareauaulabo excusez moi dans mon premier message il faut lire réaction de dissolution du CO2.... Est-ce que maintenant ça fait sens ou pas ? Pour moi toujours pas....
@@frenchstudent6408 la dissolution d'un gaz est exothermique. Plus il fait froid, plus la solubilité du gaz est élevée.
Donc tout va bien :)
@@Blablareauaulabo ok je comprends un peu plus ! Et comment déduire de ça que l'enthalpie de réaction est négative ?
French Student Avec la relation de Van’t Hoff (ou loi de Van’t Hoff comme tu veux).