thermodynamique chimique

thermodynamique ?

échanges d’énergies et permet de quantifier les échanges de chaleur enregistrer lors d’une réaction chimique

réaction

constitué de réactifs + des flèches + des produits

 φA A + φB B ⇌ φC C + φD D  où φ= coefficient stœchiométrique   

réaction totale

avec -→ il n’y a plus de réactifs, pas de cste d’équilibre

réaction d’équilibre

avec ⇌; on peut déterminer une cste d’équilibre

rq : ts les réactions de combustion ont une cste d’équilibre

état initial

mélange des constituants avant la réaction

état final

mélange des constituants après la réaction

réaction chimique

= transformation de la matière

au cours d’une réaction chimique, il y a conversation de la matière cad….

* conservation des atomes
* conservation de la charge
* conservation de la masse

tableau d’avancement

on définit ξ = x comme l’avancement de réaction.

système chimique def:

la partie de l’Univers où se produit la réaction étudiée

échange de matière dans un système ouvert ?

oui

échange d’énergie dans un sys ouvert ?

oui

échange de matière dans un sys fermé

non

échange d’énergie dans un sys fermé

oui

échange de matière dans un sys isolé

non

échange d’énergie dans un sys fermé

non

récap

signe d’un système qui reçoit

positif +

signe d’un système donne

négatif -

grandeurs extensifs

proportionnels à la tailles du système (masse, volume,n,…)

grandeurs intensifs

 indépendants de la taille du systèmes comme T°, pression, la masse volumique, la concentration …

remarque entre 2 grandeurs extensifs

donne une grandeur intensive

savoir M(C), M(O), et M(H) respectivement

12 g/mol; 16 g/mol et 1 g/mol

au cours d’une dilution formule

n(mère)= n(fille) => Cm × Vm = Cf × Vf

facteur de dilution

F = Vf/ Vm = Cm /Cf

fonction d’état

 fonction d’état toute grandeur dont la variation au cours d’une transformation ne dépend de l’état initial et de l’état final du système considéré. Cad qu’il ne dépend pas du chemin parcourue.

équation d’état

exemple loi des gaz parfaits PV = nRT attention aux unités

volume molaire

Vn = 24,5 L/mol

transformations à volume cste

isochore

transformations à T° cste

isotherme

transformation à P° cste

isobare

système adiabatique

pas d’échange d’énergie avec l’extérieur

états d’équilibre conditions :

* Pour chaque phase qui le constitue, les variables d’états n’évoluent pas du cours du temps
* Et si les grandeurs intensifs ont la même valeur en tt point du système
Etat d’équilibre = état final

énergie cinétique et énergie potentiel csq si le système est immobile

elles sont nulles.

énergie interne U

regroupe l’énergie thermique + l’énergie chimique + le travail mécanique des forces de pression

énergie thermique

est notée Q en J

transformation avec variation de T° ss chgt d’état

Q = C × ∆T où Q en J et T = variation de T° (en K)

C capacité calorifique du sys en J/K

Elle correspond à la quantité de chaleur nécessaire pour faire varier la T° du sys de 1°C.

grandeur extensive

capacités calorifiques en J/K/mol (1)

Q = n × C × ∆T

capacité calorifique en J/K/g (2)

Q= m × C × ∆T

dans les conditions (1) et (2)

C est une grandeur intensive

notation capacité calorifique à P° cste

cp

notation capacité calorifique à V cste

cv

si les phases sont condensés = solides ou liquide

cp = CV

si les phases sont gazeuses

cp - cv = nR

Transformation sans variation de T° avec un changement d’état

Q = m × L (kJ/g) ou n × L (kJ/mol) avec L la chaleur latente de changement d’état

L chaleur latente

correspond à la Q° de chaleur nécessaire pour passer d’un état à un autre.

1er principe de la thermodynamique

Le 1er principe de la thermodynamique affirme le caractère indestructible de l’énergie, cad qu’in va avoir conservation de l’énergie interne.

formule du 1er principe

Système isolé ∆U = Uef – Uei = 0

Système fermé : ∆U = W + Q avec W = -P∆V

à V° cste ; W=0 donc ∆U= Qv

à P° cste ; ∆U = W + Q

enthalpie H

H = U +PV

H est une fonction d’état

convention de signe sur H si le système dégage de l’énergie

∆ H < 0 : exothermique

convention de signe sur H si le système reçoit de l’énergie

∆ H > 0 : endothermique

si le système est à l’équilibre alors ∆ H est

= 0

loi de HESS

Si une réaction est une combinaison linéaire de n autres réaction alors son enthalpie de réaction sera égale  à la combinaison linéaire des enthalpies de n réactions impliqués.

réaction de formation d’un composé à partir de

O2; C ;N2; H2

variation d’enthalpie standards de formation notée

ΔH°f

réaction de combustion d’un composé à partir et donne ?

combustible + O2 -→ CO2 + H20

variation d’enthalpie standard de combustion notée

ΔH°c

calculer ΔH°r à partir ΔH°f

calculer ΔH°r à partir ΔH°c

enthalpie standard de changement d’état

* solide à liquide → réaction endothermique ΔH° fusion> 0
* liquide à gazeux → réaction endothermique ΔH°vapo>0
* solide à gazeux → réaction endothermique ΔH°sublimation>0

d’après la loi de Hess, ΔH°sublimation =

ΔH°fusion + ΔH°vapo

loi de Kirchoff

soit la fonction entropie

* notée S
* notion de désordre
* ΔS > 0 → augmentation du désordre

à t = cste, ΔS =

Q / T où Q en J et T en K

enthalpie absolue standards molaire

* S fonction d’état, grandeur extensive, absolue
* S° d’un composé dans un tableau
* unité : J/K/mol

variation d’entropie standards de réaction

signe de ΔS°r

ΔS°r

soit d’enthalpie libre

* notée G

relation de G en fonction de H et S

G = H -TS => ΔG = ΔH - TΔS

à quoi sert l’enthalpie libre ?

* Elle permet de dire si une réaction est spontanée ou non.
* De dire quel est l’effet de la T° sur cette spontanéité
* De déterminer la composition d’un mélange réactionnel à l’équilibre.

si ΔG > 0 alors

sans indirect favorisé

si Δ G < 0 alors

sens direct favorisé

déterminer ΔG°r

formule de ΔG° en fonction K

ΔG°r = ΔH°r - T ΔS°r = -RT ln(K)