Thermochimie : Premier principe de la thermodynamique

1. $U$ (Énergie interne) représente l'énergie totale microscopique du système.
2. $H$ (Enthalpie) est une fonction construite pour faciliter les calculs à pression constante.
3. La relation est $H = U + PV$.

💡 À retenir : $H$ est utilisée quand la pression est constante, car $\Delta H$ est alors égal à la chaleur échangée.

1. Regarde le signe de $\Delta_r H^\circ$.
2. Si $\Delta_r H^\circ < 0$, le système perd de l'énergie : c'est exothermique.
3. Si $\Delta_r H^\circ > 0$, le système absorbe de l'énergie : c'est endothermique.

💡 À retenir : Signe négatif = chaleur dégagée vers l'extérieur.

1. C'est un état de référence pour les calculs.
2. La pression doit être de $P^\circ = 1$ bar.
3. Le corps doit être pur dans son état physique stable à la température donnée.

💡 À retenir : Pour un gaz, c'est le gaz parfait à 1 bar.

1. Elle permet de calculer l'enthalpie d'une réaction qu'on ne peut pas mesurer directement.
2. On combine des réactions connues dont les enthalpies sont tabulées.
3. On additionne ou soustrait les équations pour obtenir l'équation cible.

💡 À retenir : La variation d'enthalpie ne dépend que de l'état initial et final.

1. Non, seulement si $\Delta(PV) = 0$.
2. Pour les solides et liquides, le volume change peu, donc $\Delta U \approx \Delta H$.
3. Pour les gaz, $\Delta H = \Delta U + \Delta(nRT)$.

💡 À retenir : La différence est notable quand il y a variation du nombre de moles de gaz.

1. On utilise la loi de Kirchhoff.
2. On calcule d'abord $\Delta_r C_p = \sum \nu_i C_{p,i}$.
3. On intègre $\Delta_r C_p$ entre les deux températures.

💡 À retenir : Si $C_p$ est constante, $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \Delta_r C_p (T_2 - T_1)$.

1. Oui, par convention, pour un corps simple dans son état standard de référence.
2. Exemple : $O_2(g)$, $N_2(g)$, $C(graphite)$.
3. Attention : $O_3(g)$ n'a pas une enthalpie nulle car ce n'est pas l'état le plus stable.

💡 À retenir : $\Delta_f H^\circ = 0$ pour les corps simples stables.

1. Non, ça dépend du sens de l'échange.
2. Si le système reçoit du travail (compression), $W > 0$.
3. Si le système fournit du travail (expansion), $W < 0$.

💡 À retenir : Convention : le système est le centre de l'échange.

1. C'est une grandeur dont la valeur ne dépend que de l'état actuel du système.
2. Elle ne dépend pas du chemin suivi pour arriver à cet état.
3. Exemples : $U, H, P, V, T$.

💡 À retenir : La variation d'une fonction d'état sur un cycle est nulle.

1. Non, $Q$ dépend du chemin suivi (transformation isobare, isochore, etc.).
2. On dit que $Q$ est une grandeur de transfert.
3. On note $dQ$ (différentielle non exacte).

💡 À retenir : Seule la somme $W+Q$ (pour $\Delta U$) est une fonction d'état.

1. La plupart des réactions chimiques au labo se font à pression atmosphérique constante.
2. Dans ces conditions, $\Delta H = Q_p$.
3. C'est beaucoup plus simple à mesurer expérimentalement.

💡 À retenir : $H$ est l'outil pratique pour les chimistes.

1. $\Delta_r H \approx \sum E_{liaisons, rompues} - \sum E_{liaisons, formées}$.
2. On compte toutes les liaisons brisées dans les réactifs.
3. On compte toutes les liaisons créées dans les produits.

💡 À retenir : C'est une approximation car les énergies de liaison sont des moyennes.