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  Faculté des sciences LMD (ST- SM- SNVI) Support de cours Chimie 2 CHAPITRE IV – Thermochimie  Enseignant : Dr. Ramdane BENAZOUZ (Mise à jour : 28/2/2009)  A la mémoire du Dr Hocine Challal Université M’hamed Bougara- BOUMERDES - 2009 - stsm-usthb.blogspot.com https://www.facebook.com/forum.st.sm  Cours de thermodynamique chapitre 4 : thermochimie Dr. R.BENAZOUZ /2009 2 Chapitre 4  : THERMOCHIMIE 1-APPLICATION DU 1 ER  PRINCIPE AU SYSTEME CHIMIQUE Interprétation mathématique La réaction chimique est un système qui évolue d’un état initial à un état final avec absorption ou émission de la chaleur (les réactions qui n’échangent pas de chaleur sont athermiques). L’évolution se poursuit soit à volume constant soit à pression constante. Le plus souvent on considère les transformations chimiques comme des systèmes thermodynamiques qui évoluent à pression constante. L’expression analytique du 1 er  principe est la suivante : ∆ U = Q + W ∆ U = Q - P(V 2 -V 1 ) U 2 -U 1 = Q P  - P(V 2 -V 1 ) En rassemblant les termes qui correspondent à l’état initial et à l’état final on obtient (U 2 +PV 2 ) - (U 1 +PV 1 ) = Q p Où le terme U+PV indique à l’état du système qu’on représente par H, la fonction enthalpie, fonction d’état étant donné qu’elle est fonction de U,P et V relatifs à l’état du système. ∆ H = Q p , la variation de l’enthalpie. H 2  – H 1  = Q p Cette fonction sert à décrire les effets thermiques qui apparaissent dans les réactions chimiques qui se déroulent à pression constante. L’unité de l’enthalpie est celle de l’unité d’énergie symbolisée par « ue » 1 ue = 1cal D’autres unités telles que le joule et les multiples sont utilises de temps à autre (1J = 10 -3  KJ, 1cal = 4,18 J). Dans les cas de la consommation ou de la production des gaz, la transformation est suivie d’une variation importante de volume. En phase liquide ou solide et contrairement à la phase gaz, la variation du volume est négligeable. Réaction en phase liquide ou solide, ∆ V ≈  0 ∆ H = ∆ U +P ∆ V => ∆ H = ∆ U Réaction en phase gaz, ∆ V ≠  0 ∆ H = ∆ U + ∆ n (RT), les gaz pris comme parfaits. Quand ∆ H <  0, la réaction absorbe de la chaleur. Dans ce cas, elle est exothermique.  Cours de thermodynamique chapitre 4 : thermochimie Dr. R.BENAZOUZ /2009 3 Dans le cas contraire, ∆ H > 0, la réaction dégage cependant de la chaleur et donc elle est endothermique.  Exemple1 :  Le passage d’une mole de glace à l’état liquide à 0°c et à 1 atm s’effectue avec une absorption de chaleur égale à 1440 cal. Les volumes molaires de la glace et de l’eau liquide sont respectivement 0,0196 et 0,0180 litre. Solution :  La pression est constante et égale à 1 atm. La chaleur qui accompagne le  passage d’une mole d’eau à l’état de vapeur,Q  p = ∆  H ∆  H = ∆ U +P ∆ V  Le travail enregistré dans ce cas, P ∆ V = P(V  2  – V  1 ) = 1.(0,0180 – 0,0196)  = - 1,6.10 -3  l.atm   = - 0,039 cal Cette variation est négligeable et donc ∆  H ≈    ∆ U  Exemple2  L’oxydation du carbone en monoxyde de carbone à 298K et 1atm est de -26,416 cal. C + ½   O 2  = CO  Discuter les valeurs de ∆  H et ∆ U    Solution : Q  p  = ∆  H = - 26,416 cal P ∆ V= ∆ nRT = ½   .1, 987.298 = 296,063 cal ∆ U = ∆  H - ∆ nRT = -26,416 - 296,063 = -322,479 cal. I-   L’ EFFET THERMIQUE 1)   température constante - loi de Hess Les réactions chimiques se déroulent généralement à pression constante, la quantité de chaleur mise en jeu. Qp = ∆  H Au cours d’une réaction chimique la somme des variations de l’enthalpie des différents constituants représente la variation de l’enthalpie de cette réaction entre les 2 états initial et final. ∆ H = ∑ υ iHi, υ  est le coefficient stoechiométrique du constituant i Hi est l’enthalpie du constituant i υ i > 0 pour les produits υ i <  0 pour les réactifs réactions de formation  Cours de thermodynamique chapitre 4 : thermochimie Dr. R.BENAZOUZ /2009 4 υ i <  0 pour les produits υ i > 0 pour les réactifs réactions de combustion La relation explicite pour ces types de réactions ∆ H r  = ∑ υ iHi,(produits) - ∑ υ iHi,(réactifs) ∆ H r  = - ∑ υ iHi,(produits) + ∑ υ iHi,(réactifs) Pour une réaction de type a A + bB cC + dD υ i = a, b, c d …… l’etat standart (T=298 K) la variation de l’enthalpie des réactions à l’état standart prend en considération uniquement les enthalpies de formation des différents constituants à T298K 2)   cycle de Hess Le cycle de Hess se base sur la loi de Hess ∆ H = ∑ υ iHi Etant donné que l’enthalpie est une fonction d’état et qu’elle ne dépend pas du chemin suivi mais uniquement de l’état final et initial de la réaction, le cycle propose un chemin différent qui aboutit au même état final à partir du même état initial.  Exemple  H  2  + Cl 2  2HCl état moléculaire 2H + 2Cl 2HCl état atomique    H  2  + Cl 2   ∆ Hr  2HCl E d (  H  2 )   E d ( Cl 2 ) 2E  l (HCl)   2H + 2Cl L’énergie de dissociation E d est l’inverse de l’énergie de liaison E l E d (H 2 )   = - E l (H 2 )   ∆ H = E d (  H  2 )   +   E d ( Cl 2 ) + 2E  l (HCl)   ∆ H = - E l (  H  2 )   - E l ( Cl 2 ) + 2E  l (HCl)
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