Chap. 3: Le 1er Principe de la thermodynamique Flashcards
Quel est l’objectif principal de la thermochimie ?
Étudier les échanges d’énergie lors des réactions chimiques.
Déterminer si une réaction est spontanée et dans quel sens elle évolue.
Faire un bilan énergétique pour comprendre les transformations de la matière.
Quels sont les trois types de systèmes en thermodynamique ?
Ouvert : échange de matière et d’énergie avec l’extérieur.
Fermé : échange d’énergie seulement.
Isolé : aucun échange ni de matière ni d’énergie.
Quelle est la convention des signes pour l’énergie ?
Énergie reçue par le système → positive (+).
Énergie cédée par le système → négative (–).
Quelles sont les quatre transformations thermodynamiques principales ?
Isotherme : température constante (T=cst).
Isobare : pression constante (P=cst).
Isochore : volume constant (V=cst).
Adiabatique : aucun échange de chaleur (Q=0).
Quelle est la définition d’un état d’équilibre thermodynamique ?
C’est un état où toutes les variables d’état (T, P, V, n) restent constantes, car il n’y a plus de flux d’énergie ou de matière.
Quelle est la différence entre fonction d’état et grandeur de transfert ?
Fonction d’état : dépend uniquement des états initial et final (ex : énergie interne U).
Grandeur de transfert : dépend du chemin suivi (ex : travail W et chaleur Q).
Quelle est l’expression du travail W d’un gaz ?
δW=−P_ext dV
(Le travail est négatif si le système effectue une expansion).
Quel est l’énoncé du 1er Principe de la Thermodynamique ?
L’énergie totale d’un système se conserve. Sa variation d’énergie interne est : ΔU=W+Q
ΔU : variation de l’énergie interne.
W : travail échangé.
Q : chaleur échangée.
Quelle est la conséquence du 1er Principe pour une transformation cyclique ?
Pour une transformation où l’état initial et final sont identiques : ΔU=0
(aucune variation d’énergie interne).
Quelle est la relation entre l’énergie interne U et l’enthalpie H ?
H=U+PV
À pression constante, l’enthalpie est égale à la chaleur échangée : ΔH=Q_p
ΔH=Q_p.
Quelle est la relation de Mayer entre C_p et C_v ?
Pour un gaz parfait, C_p−C_v=R
(R est la constante des gaz parfaits).
Quelles sont les caractéristiques d’une réaction exothermique et endothermique ?
Exothermique : chaleur dégagée (Q<0), ex : combustion.
Endothermique : chaleur absorbée (Q>0), ex : fusion de la glace.
Quelle est la Loi de Hess et à quoi sert-elle ?
La chaleur de réaction est une fonction d’état, donc : ΔH_total=∑ΔH_réactions_inter.
Elle permet de calculer des enthalpies de réaction inconnues à partir de réactions connues.
Quelle est la relation de Kirchhoff ?
Elle permet de déterminer ΔH à une température donnée : ΔH_T2=ΔH_T1+∫_T1^T2 C_p dT.
Qu’est-ce que l’enthalpie de dissociation d’une liaison ?
C’est l’énergie nécessaire pour briser une liaison chimique en phase gazeuse. Exemple : H2→2H
ΔH=D(H−H).
Comment mesure-t-on ΔH expérimentalement ?
Par calorimétrie :
À pression constante → mesure ΔH.
À volume constant (bombe calorimétrique) → mesure ΔU.
Quelle est la relation entre ΔH et ΔU pour une réaction gazeuse ?
ΔH=ΔU+RTΔn_gaz
(La différence dépend du changement du nombre de moles de gaz).
Quelle est la température de flamme ?
C’est la température maximale atteinte après une combustion, en supposant que toute l’énergie libérée sert à chauffer les produits.
Comment applique-t-on la Loi de Hess pour une réaction chimique ?
On écrit les réactions intermédiaires avec leurs ΔH.
On ajuste les coefficients stœchiométriques.
On additionne les ΔH des réactions intermédiaires.
Quelles sont les trois méthodes pour calculer une chaleur de réaction ?
Loi de Hess (somme des réactions intermédiaires).
Somme des enthalpies de formation : ΔH_réaction=∑ΔH_produits−∑ΔH_réactifs.
Utilisation des énergies de liaison : ΔH=∑D_liaisons_brises−∑D_liaisons_formées.
