Chimie · Agronomie, vétérinaire & architecture — ENA Meknès (agriculture)

Thermodynamique chimique : Premier principe

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Le premier principe de la thermodynamique stipule la conservation de l'énergie : $\Delta U = W + Q$ . Pour un système fermé :

$\Delta U$ est la variation de l'énergie interne (J).
$W$ est le travail des forces de pression : $W = -P_{ext} \Delta V$ .
$Q$ est la chaleur échangée. À pression constante, $Q_p = \Delta H$ . L'enthalpie $H$ est définie par $H = U + PV$ . La loi de Hess permet de calculer l'enthalpie d'une réaction : $\Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j \Delta_f H^\circ_j (\text{réactifs})$ .

Méthodes à maîtriser

Calcul de $\Delta H$ : Toujours vérifier l'état physique des espèces (s, l, g).
Loi de Hess : Combiner des équations chimiques pour obtenir l'équation cible.
Calorimétrie : Utiliser $Q = m \cdot c \cdot \Delta T$ ou $Q = C \cdot \Delta T$ .

Exemples corrigés

Exemple : Calculer $\Delta_r H^\circ$ pour $C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$ . $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(CO_2) - [\Delta_f H^\circ(C) + \Delta_f H^\circ(O_2)]$ . Comme $\Delta_f H^\circ$ des corps simples est nulle, $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(CO_2)$ .

Erreurs fréquentes

Oublier le signe $(-)$ dans $W = -P_{ext} \Delta V$ .
Confondre capacité thermique massique ( $c$ ) et capacité thermique ( $C$ ).
Oublier de multiplier par les coefficients stoechiométriques dans la loi de Hess.

L'essentiel du cours

Le premier principe de la thermodynamique stipule la conservation de l'énergie : $\Delta U = W + Q$. Pour un système fermé :

$\Delta U$ est la variation de l'énergie interne (J).
$W$ est le travail des forces de pression : $W = -P_{ext} \Delta V$.
$Q$ est la chaleur échangée. À pression constante, $Q_p = \Delta H$. L'enthalpie $H$ est définie par $H = U + PV$. La loi de Hess permet de calculer l'enthalpie d'une réaction : $\Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j \Delta_f H^\circ_j (\text{réactifs})$.

Méthodes à maîtriser

Calcul de $\Delta H$ : Toujours vérifier l'état physique des espèces (s, l, g).
Loi de Hess : Combiner des équations chimiques pour obtenir l'équation cible.
Calorimétrie : Utiliser $Q = m \cdot c \cdot \Delta T$ ou $Q = C \cdot \Delta T$.

Exemples corrigés

Exemple : Calculer $\Delta_r H^\circ$ pour $C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$. $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(CO_2) - [\Delta_f H^\circ(C) + \Delta_f H^\circ(O_2)]$. Comme $\Delta_f H^\circ$ des corps simples est nulle, $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(CO_2)$.

Erreurs fréquentes

Oublier le signe $(-)$ dans $W = -P_{ext} \Delta V$.
Confondre capacité thermique massique ($c$) et capacité thermique ($C$).
Oublier de multiplier par les coefficients stoechiométriques dans la loi de Hess.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Thermodynamique chimique : Premier principe

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Le premier principe de la thermodynamique s'exprime par :

❓ Questions fréquentes

Est-ce que Delta U est toujours égal à Delta H ?

Non. $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ . Pour les solides et liquides, $\Delta(PV) \approx 0$ donc $\Delta H \approx \Delta U$ . Pour les gaz, si la température est constante, $\Delta(PV) = \Delta n_{gaz} RT$ .

💡 À retenir : $\Delta H = \Delta U + \Delta n_{gaz} RT$ est la relation clé pour les gaz.

Non. $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$. Pour les solides et liquides, $\Delta(PV) \approx 0$ donc $\Delta H \approx \Delta U$. Pour les gaz, si la température est constante, $\Delta(PV) = \Delta n_{gaz} RT$.

💡 À retenir : $\Delta H = \Delta U + \Delta n_{gaz} RT$ est la relation clé pour les gaz.

Kifach n7seb Deltar H ila 3ndna bzaf d-tfa3olat?

Kteb l-mo3adala l-matlouba.
Rteb l-mo3adalat l-li 3ndk bach t-tfa3olat l-li f-l-mouatadilat ykono f-l-mouatadilat.
Ila 3kesti mo3adala, ghalbi l-ichara dyal $\Delta H$ .
Jm3 ga3 $\Delta H$ dyal l-mo3adalat l-li 3dlty.

💡 À retenir : La loi de Hess est une addition algébrique des enthalpies.

Kteb l-mo3adala l-matlouba.
Rteb l-mo3adalat l-li 3ndk bach t-tfa3olat l-li f-l-mouatadilat ykono f-l-mouatadilat.
Ila 3kesti mo3adala, ghalbi l-ichara dyal $\Delta H$.
Jm3 ga3 $\Delta H$ dyal l-mo3adalat l-li 3dlty.

💡 À retenir : La loi de Hess est une addition algébrique des enthalpies.

C'est quoi la différence entre capacité thermique et chaleur massique ?

La capacité thermique ( $C$ ) est pour tout le système (J/K).
La capacité thermique massique ( $c$ ) est pour 1 gramme de substance (J/g.K).

💡 À retenir : $C = m \cdot c$ .

La capacité thermique ($C$) est pour tout le système (J/K).
La capacité thermique massique ($c$) est pour 1 gramme de substance (J/g.K).

💡 À retenir : $C = m \cdot c$.

Chno hiya l-7ala l-qiyasiya (état standard) ?

C'est l'état le plus stable d'un corps pur à la pression $P^\circ = 1$ bar. La température est généralement fixée à 298 K.

💡 À retenir : $\Delta_f H^\circ = 0$ pour les corps simples dans leur état standard.

C'est l'état le plus stable d'un corps pur à la pression $P^\circ = 1$ bar. La température est généralement fixée à 298 K.

💡 À retenir : $\Delta_f H^\circ = 0$ pour les corps simples dans leur état standard.

Comment savoir si une réaction est exothermique ?

Il suffit de regarder le signe de $\Delta_r H^\circ$ . Si $\Delta_r H^\circ < 0$ , la réaction est exothermique (dégage de la chaleur).

💡 À retenir : Signe négatif = perte d'énergie pour le système.

Il suffit de regarder le signe de $\Delta_r H^\circ$. Si $\Delta_r H^\circ < 0$, la réaction est exothermique (dégage de la chaleur).

💡 À retenir : Signe négatif = perte d'énergie pour le système.

Kifach n-khdem b-loi de Kirchhoff ?

Si la température change, $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$ .

💡 À retenir : $\Delta_r C_p = \sum \nu_i C_{p,i} (produits) - \sum \nu_j C_{p,j} (réactifs)$ .

Si la température change, $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$.

💡 À retenir : $\Delta_r C_p = \sum \nu_i C_{p,i} (produits) - \sum \nu_j C_{p,j} (réactifs)$.

Le travail est-il une fonction d'état ?

Non, le travail ( $W$ ) et la chaleur ( $Q$ ) dépendent du chemin suivi. Seule l'énergie interne ( $U$ ) et l'enthalpie ( $H$ ) sont des fonctions d'état.

💡 À retenir : $\Delta U$ ne dépend que de l'état initial et final.

Non, le travail ($W$) et la chaleur ($Q$) dépendent du chemin suivi. Seule l'énergie interne ($U$) et l'enthalpie ($H$) sont des fonctions d'état.

💡 À retenir : $\Delta U$ ne dépend que de l'état initial et final.

Pourquoi on utilise l'enthalpie au lieu de l'énergie interne en chimie ?

Parce que la plupart des réactions chimiques en laboratoire se font à pression atmosphérique constante, et dans ce cas, $Q_p = \Delta H$ .

💡 À retenir : L'enthalpie simplifie les calculs calorimétriques à pression constante.

Parce que la plupart des réactions chimiques en laboratoire se font à pression atmosphérique constante, et dans ce cas, $Q_p = \Delta H$.

💡 À retenir : L'enthalpie simplifie les calculs calorimétriques à pression constante.

Est-ce que Deltaf H^circ peut être négative ?

Oui, tout à fait. Une valeur négative signifie que la formation du composé est exothermique par rapport à ses éléments constitutifs.

💡 À retenir : Plus $\Delta_f H^\circ$ est négative, plus le composé est stable.

Oui, tout à fait. Une valeur négative signifie que la formation du composé est exothermique par rapport à ses éléments constitutifs.

💡 À retenir : Plus $\Delta_f H^\circ$ est négative, plus le composé est stable.

Comment calculer la chaleur d'une réaction avec les énergies de liaison ?

$\Delta_r H^\circ \approx \sum E_{liaisons\_rompues} - \sum E_{liaisons\_formées}$ .

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

$\Delta_r H^\circ \approx \sum E_{liaisons_rompues} - \sum E_{liaisons_formées}$.

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

Quelle est l'unité de Deltar H ?

L'unité officielle est le Joule par mole ( $J \cdot mol^{-1}$ ), mais on utilise souvent le kiloJoule par mole ( $kJ \cdot mol^{-1}$ ).

💡 À retenir : Attention aux conversions d'unités dans les calculs !

L'unité officielle est le Joule par mole ($J \cdot mol^{-1}$), mais on utilise souvent le kiloJoule par mole ($kJ \cdot mol^{-1}$).

💡 À retenir : Attention aux conversions d'unités dans les calculs !

Est-ce que le volume change toujours lors d'une réaction ?

Non, seulement si des gaz sont impliqués et que le nombre de moles de gaz change ( $\Delta n_{gaz} \neq 0$ ).

💡 À retenir : Pour les réactions en phase condensée, $\Delta V \approx 0$ .

Non, seulement si des gaz sont impliqués et que le nombre de moles de gaz change ($\Delta n_{gaz} \neq 0$).

💡 À retenir : Pour les réactions en phase condensée, $\Delta V \approx 0$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère la combustion de l'éthanol $C_2H_5OH(l)$ : $C_2H_5OH(l) + 3O_2(g) \rightarrow 2CO_2(g) + 3H_2O(l)$ . Calculer l'enthalpie standard de réaction $\Delta_r H^\circ$ à 298 K. Données : $\Delta_f H^\circ(C_2H_5OH, l) = -277,7 \, kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(CO_2, g) = -393,5 \, kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(H_2O, l) = -285,8 \, kJ/mol$ .

Exercice 1

On considère la combustion de l'éthanol $C_2H_5OH(l)$ : $C_2H_5OH(l) + 3O_2(g) \rightarrow 2CO_2(g) + 3H_2O(l)$. Calculer l'enthalpie standard de réaction $\Delta_r H^\circ$ à 298 K. Données : $\Delta_f H^\circ(C_2H_5OH, l) = -277,7 , kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(CO_2, g) = -393,5 , kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(H_2O, l) = -285,8 , kJ/mol$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Un calorimètre contient 200 g d'eau à 20°C. On y ajoute un échantillon métallique de 50 g porté à 100°C. La température finale est de 22°C. Calculer la capacité thermique $C_{cal}$ du calorimètre. Données : $c_{eau} = 4,18 \, J/g \cdot K$ ; $c_{metal} = 0,45 \, J/g \cdot K$ .

Exercice 2

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Exercice 3

Soit la réaction : $A(s) \rightarrow B(s) + C(g)$ avec $\Delta_r H^\circ = 50 \, kJ/mol$ . Calculer $\Delta_r U^\circ$ à 298 K.

Exercice 3

Soit la réaction : $A(s) \rightarrow B(s) + C(g)$ avec $\Delta_r H^\circ = 50 , kJ/mol$. Calculer $\Delta_r U^\circ$ à 298 K.

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