• Thermodynamique

    Thermodynamique<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    I)              Description d’un système thermodynamique<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A)    Trois types de système<o:p></o:p>

    - Ouvert : échange énergie et matière avec le milieu extérieur.<o:p></o:p>

    - Fermé : échange seulement de l’énergie avec le milieu extérieur.<o:p></o:p>

    - Isolé : n’échange ni énergie, ni matière avec le milieu extérieur.<o:p></o:p>

    → Par convention, l’énergie reçue par le système est comptée positive et l’énergie cédée est comptée négative.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B)    Variable d’état<o:p></o:p>

    - Elle est mesurable et est caractéristique d’un état du système, il en existe deux types :<o:p></o:p>

    ü  variables extensives → proportionnelles à la quantité globale de matière du système (m, V…)<o:p></o:p>

    ü  variables intensives → indépendantes de la quantité globale de matière du système (P, T…)<o:p></o:p>

    - Equation d’état → relation reliant plusieurs variables d’état (ex : PV=nRT).<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    C)    Fonction d’état<o:p></o:p>

    - Grandeur extensive qui ne dépend QUE des variables d’état.<o:p></o:p>

    - Ne dépend que de l’état initial et final du système : ΔX = Xf - Xi.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    D)   Différents types de transformation<o:p></o:p>

    - Transformation isotherme → à T constant.<o:p></o:p>

    - Transformation isobare → à P constante.<o:p></o:p>

    - Transformation isochore → à V constant.<o:p></o:p>

    - Transformation adiabatique → aucun échange de chaleur avec le milieu extérieur.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    II)            Etat standard<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    - à chaque état de la matière, existe un état de référence.<o:p></o:p>

    - Pour un corps ou constituant, l’état standard correspond à l’état physique du constituant à pression et température donnée.<o:p></o:p>

                      → A 125°C, l’état standard de ref de l’eau est H2O(g) alors qu’à -5°C c’est H2O(s).<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    - Exceptions :<o:p></o:p>

    Type d’élément<o:p></o:p>

    Etat standard de ref à toute température (sous 1bar)<o:p></o:p>

    Tout élément (≠gaz rare) <o:p></o:p>

    Gaz parfait diatomique (H2, N2, F2...)<o:p></o:p>

    Carbone<o:p></o:p>

    Carbone graphite C(s)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    III)          Premier principe : l’énergie se conserve, elle ne peut être ni créée, ni détruite.<o:p></o:p>

    A)    Energie interne U (échange d’énergie sous forme de chaleur)<o:p></o:p>

    - Grandeur extensive (fonction d’état) exprimée en J ou en cal (1cal = 4.18J) : ΔU = W + Q.<o:p></o:p>

    - Transformation isochore : ΔU = Qv.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B)    Enthalpie H [J] (chaleur échangée au cours de la transformation)<o:p></o:p>

    - Fonction d’état plus adaptée car les réactions ont le plus souvent lieu à P constante : H = U + PV.<o:p></o:p>

    - Transformation isobare : ΔH = Qp.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    C)    Relation entre ΔU et ΔH<o:p></o:p>

    - ΔH = ΔU + ΔPV(g) ou ΔH = ΔU + RTΔngaz<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    D)   Echange de chaleur lors d’une variation de température pour un corps pur<o:p></o:p>

    - Les capacités calorifiques massiques [J/kg.K] (molaires [J/mol.K]) désignent les quantités de chaleur nécessaires à apporter à un kg (une mole) d’un corps pur à P ou V contant afin d’augmenter sa température de 1K = 1°C.<o:p></o:p>

    - Transformation isobare : Qp = m.cp. ΔT = n.Cp.ΔT<o:p></o:p>

    - Transformation isochore : Qv = m.cv. ΔT = n.Cv.ΔT<o:p></o:p>

    - Pour un gaz parfait → ΔH = n.Cp. ΔT, et ΔU = n.Cv. ΔT<o:p></o:p>

    - Pour les phases condensées (liquides ou solides), Cp= Cv ΔH = ΔU = n.Cp.ΔT<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    IV)          Thermochimie<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A)    Grandeur standard de réaction<o:p></o:p>

    Sous une pression de 1bar : ΔrH°(T) = ΔrU°(T) + RTΔrvgaz [J/mol]<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B)    Chaleur de réaction isotherme Qr<o:p></o:p>

    - C’est la quantité de chaleur reçue ou cédée par un système au cours d’un avancement de la réaction à une température T.<o:p></o:p>

    - A pression standard constante, on a Qr = Δr et la réaction peut être :<o:p></o:p>

    ü  endothermique si ΔrH° > 0 → absorption de chaleur.<o:p></o:p>

    ü  exothermique si ΔrH° < 0 → cède de la chaleur.<o:p></o:p>

    ü  athermique si ΔrH° = 0 → n’échange pas de chaleur.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    C)    Lois de Kirchoff<o:p></o:p>

    ΔrH°(T2) = ΔrH°(T1) + ΔrCp° (T2-T1)    //              ΔrU°(T2) = ΔrU°(T1) + ΔrCv° (T2-T1)<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    V)            Détermination des enthalpies standard de réaction ΔrH°<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A)    Cycle thermodynamique<o:p></o:p>

    - Loi de Hess : ΔrH° ne dépend que de l’état initial et de l’état final du système.<o:p></o:p>

    - Cycle thermodynamique :<o:p></o:p>

    Sans titre

     

     

     

     

     

     

     

     

    /!\ Lors de l’addition des différents termes, <o:p></o:p>

    le sens des flèches de chacune des étapes conditionne le signe de ΔrH° /!\

    <o:p></o:p>

    B)    Enthalpie standard de formation ΔfH°<o:p></o:p>

    - L’enthalpie standard de formation d’un corps simple pris dans son état de référence est nulle.<o:p></o:p>

    - ΔrH° = Σ(vi. ΔfHi°), vi <0 pour les réactifs et >0 pour les produits.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    C)    Energies de liaison [kJ/mol]<o:p></o:p>

    - L’énergie de liaison d’une molécule diatomique AB, notée DA-B, correspond à la réaction au cours de laquelle une mole de AB à l’état gazeux est dissociée, à 0k, en deux radicaux à l’état gazeux.<o:p></o:p>

    - DA-B = ΔrH°(T).<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    VI)          Changement d’état<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A)    Diagramme de phase<o:p></o:p>

    - Représentation en 2D où figurent les domaines de stabilité des trois états de l’espèce (solide, liquide, gaz).<o:p></o:p>

    - Point double/triple : endroit où les phases coexistent à l’équilibre.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B)    Enthalpie standard de changement d’état<o:p></o:p>

    2

     

     

     

     

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    <o:p> </o:p>

    Ex : ΔsubH° = ΔfusH° + Δvap
    <o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    VII)        Second principe : principe d’évolution permettant de déterminer la spontanéité d’une réaction<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    A)    Entropie S (relié à la notion d’ordre)<o:p></o:p>

    - Fonction d’état extensive.<o:p></o:p>

    ü  Réaction réversible : ΔSrev = SB-SA → système isolé : ΔS = 0 (équilibre) et ΔS > 0 (spontanée).<o:p></o:p>

    ü  Réaction irréversible et système isolé : l’entropie augmente.<o:p></o:p>

    - L’entropie de l’univers augmente continuellement.<o:p></o:p>

    <o:p> </o:p>

    B)    Variation de l’enthalpie libre G<o:p></o:p>

    - A, P et T constants : G = H - TS <o:p></o:p>

    - A, T et V constants : F = U - TS <o:p></o:p>

     

    <o:p> </o:p>


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