Chimie · Médecine, pharmacie & dentaire — 1ère année Pharmacie

Thermochimie

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

La thermochimie étudie les échanges d'énergie lors des transformations chimiques.

Premier principe : $\Delta U = Q + W$ . À pression constante, $Q_p = \Delta H$ .
Enthalpie de réaction : $\Delta_r H = \sum \nu_p \Delta_f H^\circ (\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta_f H^\circ (\text{réactifs})$ .
Loi de Hess : $\Delta_r H$ est indépendante du chemin suivi.
Loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$ .

Méthodes à maîtriser

Calculer $\Delta_r H^\circ$ : Utiliser les enthalpies de formation ou les énergies de liaison.
Utiliser la loi de Hess : Combiner des équations chimiques pour obtenir l'équation cible.
Bilan énergétique : Identifier si la réaction est exothermique ( $\Delta_r H < 0$ ) ou endothermique ( $\Delta_r H > 0$ ).

Exemples corrigés

Calcul simple : Pour $A \rightarrow B$ , $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(B) - \Delta_f H^\circ(A)$ .
Loi de Hess : Si $A \rightarrow C$ est la somme de $A \rightarrow B$ et $B \rightarrow C$ , alors $\Delta_r H_1 = \Delta_r H_2 + \Delta_r H_3$ .

Erreurs fréquentes

Oublier les coefficients stoechiométriques ( $\nu$ ) dans le calcul.
Confondre $\Delta_f H^\circ$ (formation) et $\Delta_{liaison} H$ (rupture).
Oublier le signe négatif pour les réactifs dans la formule de Hess.

L'essentiel du cours

La thermochimie étudie les échanges d'énergie lors des transformations chimiques.

Premier principe : $\Delta U = Q + W$. À pression constante, $Q_p = \Delta H$.
Enthalpie de réaction : $\Delta_r H = \sum \nu_p \Delta_f H^\circ (\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta_f H^\circ (\text{réactifs})$.
Loi de Hess : $\Delta_r H$ est indépendante du chemin suivi.
Loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$.

Méthodes à maîtriser

Calculer $\Delta_r H^\circ$ : Utiliser les enthalpies de formation ou les énergies de liaison.
Utiliser la loi de Hess : Combiner des équations chimiques pour obtenir l'équation cible.
Bilan énergétique : Identifier si la réaction est exothermique ($\Delta_r H < 0$) ou endothermique ($\Delta_r H > 0$).

Exemples corrigés

Calcul simple : Pour $A \rightarrow B$, $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(B) - \Delta_f H^\circ(A)$.
Loi de Hess : Si $A \rightarrow C$ est la somme de $A \rightarrow B$ et $B \rightarrow C$, alors $\Delta_r H_1 = \Delta_r H_2 + \Delta_r H_3$.

Erreurs fréquentes

Oublier les coefficients stoechiométriques ($\nu$) dans le calcul.
Confondre $\Delta_f H^\circ$ (formation) et $\Delta_{liaison} H$ (rupture).
Oublier le signe négatif pour les réactifs dans la formule de Hess.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Thermochimie

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Si $\Delta_r H < 0$ , la réaction est dite :

Si $\Delta_r H < 0$, la réaction est dite :

❓ Questions fréquentes

Pourquoi Deltaf H^circ de O2 gazeux est zéro ?

Parce que c'est un corps simple dans son état standard le plus stable à 298 K.

💡 À retenir : Tous les corps simples stables ont une enthalpie de formation nulle.

Est-ce que la thermochimie est importante pour la pharmacie ?

Oui, pour comprendre la stabilité des médicaments et l'énergie libérée lors du métabolisme.

💡 À retenir : La thermodynamique est la base de la bioénergétique.

C'est quoi la différence entre Delta U et Delta H ?

$\Delta U$ est la variation de l'énergie interne (travail + chaleur).
$\Delta H$ est la variation de l'enthalpie, utilisée spécifiquement à pression constante.
La relation est $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ .

💡 À retenir : En chimie, on travaille presque toujours à pression constante, donc on utilise $\Delta H$ .

$\Delta U$ est la variation de l'énergie interne (travail + chaleur).
$\Delta H$ est la variation de l'enthalpie, utilisée spécifiquement à pression constante.
La relation est $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$.

💡 À retenir : En chimie, on travaille presque toujours à pression constante, donc on utilise $\Delta H$.

Kifach n7seb Deltar H ila 3touni les énergies de liaison ?

Tu fais la somme des énergies de rupture des liaisons des réactifs (valeurs positives).
Tu fais la somme des énergies de formation des liaisons des produits (valeurs négatives).
$\Delta_r H = \sum E_{rupture} - \sum E_{formation}$ .

💡 À retenir : Rupture = positif, Formation = négatif.

Tu fais la somme des énergies de rupture des liaisons des réactifs (valeurs positives).
Tu fais la somme des énergies de formation des liaisons des produits (valeurs négatives).
$\Delta_r H = \sum E_{rupture} - \sum E_{formation}$.

💡 À retenir : Rupture = positif, Formation = négatif.

Chno hiya l'etat standard ?

C'est l'état de référence d'un corps pur à la pression de 1 bar (10^5 Pa) et à une température donnée (souvent 298 K).

💡 À retenir : $\Delta_f H^\circ$ d'un corps simple dans son état standard est toujours nul.

C'est l'état de référence d'un corps pur à la pression de 1 bar (10^5 Pa) et à une température donnée (souvent 298 K).

💡 À retenir : $\Delta_f H^\circ$ d'un corps simple dans son état standard est toujours nul.

Est-ce que Deltar H dépend de la température ?

Oui, selon la loi de Kirchhoff. Si la capacité thermique $C_p$ change, $\Delta_r H$ varie avec la température.

💡 À retenir : Si $\Delta C_p \approx 0$ , alors $\Delta_r H$ est considérée constante.

Oui, selon la loi de Kirchhoff. Si la capacité thermique $C_p$ change, $\Delta_r H$ varie avec la température.

💡 À retenir : Si $\Delta C_p \approx 0$, alors $\Delta_r H$ est considérée constante.

Wach l'enthalpie hiya bidha l'energie interne ?

Non, ce sont deux grandeurs différentes. L'enthalpie inclut le travail de pression-volume.

💡 À retenir : $\Delta H = \Delta U + P\Delta V$ (pour une pression constante).

Non, ce sont deux grandeurs différentes. L'enthalpie inclut le travail de pression-volume.

💡 À retenir : $\Delta H = \Delta U + P\Delta V$ (pour une pression constante).

Comment savoir si une réaction est spontanée avec Deltar H ?

Attention, $\Delta_r H$ ne suffit pas. Il faut aussi l'entropie ( $\Delta S$ ) pour calculer l'enthalpie libre ( $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ ).

💡 À retenir : $\Delta_r H < 0$ favorise la spontanéité, mais n'est pas une condition suffisante.

Attention, $\Delta_r H$ ne suffit pas. Il faut aussi l'entropie ($\Delta S$) pour calculer l'enthalpie libre ($\Delta G = \Delta H - T\Delta S$).

💡 À retenir : $\Delta_r H < 0$ favorise la spontanéité, mais n'est pas une condition suffisante.

Pourquoi on multiplie par les coefficients stoechiométriques ?

Parce que $\Delta_f H^\circ$ est donnée pour une mole. Si tu as $2$ moles dans l'équation, tu dois multiplier par $2$ .

💡 À retenir : Ne jamais oublier les coefficients de l'équation équilibrée.

Parce que $\Delta_f H^\circ$ est donnée pour une mole. Si tu as $2$ moles dans l'équation, tu dois multiplier par $2$.

💡 À retenir : Ne jamais oublier les coefficients de l'équation équilibrée.

Chno hiya l'unité dyal Deltar H ?

L'unité standard est le Joule par mole ( $J \cdot mol^{-1}$ ), souvent exprimée en $kJ \cdot mol^{-1}$ .

💡 À retenir : Vérifie toujours les unités avant de calculer.

L'unité standard est le Joule par mole ($J \cdot mol^{-1}$), souvent exprimée en $kJ \cdot mol^{-1}$.

💡 À retenir : Vérifie toujours les unités avant de calculer.

Est-ce que la loi de Hess marche pour n'importe quelle réaction ?

Oui, car l'enthalpie est une fonction d'état. Le chemin suivi n'importe pas, seul l'état initial et final comptent.

💡 À retenir : Tu peux additionner ou soustraire les équations comme des équations mathématiques.

Comment calculer Deltar H à partir des enthalpies de combustion ?

$\Delta_r H = \sum \Delta_{comb} H^\circ (\text{réactifs}) - \sum \Delta_{comb} H^\circ (\text{produits})$ .

💡 À retenir : Attention, l'ordre est inversé par rapport à la formation.

$\Delta_r H = \sum \Delta_{comb} H^\circ (\text{réactifs}) - \sum \Delta_{comb} H^\circ (\text{produits})$.

💡 À retenir : Attention, l'ordre est inversé par rapport à la formation.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Calculer l'enthalpie standard de la réaction : $CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(l)$ Données : $\Delta_f H^\circ(CH_4) = -74,8 kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(CO_2) = -393,5 kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(H_2O) = -285,8 kJ/mol$ .

Exercice 1

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Soit la réaction : $N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)$ . Calculer $\Delta_r H^\circ$ sachant les énergies de liaison : $E(N \equiv N) = 945 kJ/mol$ , $E(H-H) = 436 kJ/mol$ , $E(N-H) = 391 kJ/mol$ .

Exercice 2

Soit la réaction : $N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)$. Calculer $\Delta_r H^\circ$ sachant les énergies de liaison : $E(N \equiv N) = 945 kJ/mol$, $E(H-H) = 436 kJ/mol$, $E(N-H) = 391 kJ/mol$.

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Exercice 3

En utilisant la loi de Hess, calculer $\Delta_r H^\circ$ de $C(s) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow CO(g)$ à partir de :

$C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$ ( $\Delta_r H_1 = -393,5 kJ/mol$ )
$CO(g) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$ ( $\Delta_r H_2 = -283,0 kJ/mol$ )

Exercice 3

En utilisant la loi de Hess, calculer $\Delta_r H^\circ$ de $C(s) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow CO(g)$ à partir de :

$C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$ ($\Delta_r H_1 = -393,5 kJ/mol$)
$CO(g) + \frac{1}{2}O_2(g) \rightarrow CO_2(g)$ ($\Delta_r H_2 = -283,0 kJ/mol$)

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