Chimie · Prépa concours post-bac — CPGE (dossier & entretien)

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 est le principe de conservation de l'énergie : $\Delta U = W + Q$ .

Énergie interne ( $U$ ) : Fonction d'état extensive.
Enthalpie ( $H$ ) : Définie par $H = U + PV$ . Pour une transformation isobare, $\Delta H = Q_p$ .
Capacités thermiques : $C_v = (\frac{\partial U}{\partial T})_V$ et $C_p = (\frac{\partial H}{\partial T})_P$ .
Loi de Kirchhoff : $\Delta_r H^\circ(T_2) = \Delta_r H^\circ(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p^\circ dT$ .

Méthodes à maîtriser

Calcul de $\Delta H$ : Utiliser la loi de Hess en combinant les équations chimiques.
Calcul de $Q$ : Identifier si la transformation est isobare ( $Q = \Delta H$ ) ou isochore ( $Q = \Delta U$ ).
Convention de signe : $W$ et $Q$ sont positifs s'ils sont reçus par le système.

Exemples corrigés

Exemple : Calculer $\Delta_r H^\circ$ à 298K pour $A \to B$ sachant $\Delta_f H^\circ(A)$ et $\Delta_f H^\circ(B)$ . Réponse : $\Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ(produits) - \sum \nu_j \Delta_f H^\circ(reactifs) = \Delta_f H^\circ(B) - \Delta_f H^\circ(A)$ .

Erreurs fréquentes

Oublier les coefficients stoechiométriques dans le calcul de $\Delta_r H^\circ$ .
Confondre $\Delta U$ et $\Delta H$ (utiliser $\Delta H$ seulement à pression constante).
Oublier de convertir les températures en Kelvin.

L'essentiel du cours

Le premier principe de la thermodynamique est le principe de conservation de l'énergie : $\Delta U = W + Q$.

Énergie interne ($U$) : Fonction d'état extensive.
Enthalpie ($H$) : Définie par $H = U + PV$. Pour une transformation isobare, $\Delta H = Q_p$.
Capacités thermiques : $C_v = (\frac{\partial U}{\partial T})_V$ et $C_p = (\frac{\partial H}{\partial T})_P$.
Loi de Kirchhoff : $\Delta_r H^\circ(T_2) = \Delta_r H^\circ(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p^\circ dT$.

Méthodes à maîtriser

Calcul de $\Delta H$ : Utiliser la loi de Hess en combinant les équations chimiques.
Calcul de $Q$ : Identifier si la transformation est isobare ($Q = \Delta H$) ou isochore ($Q = \Delta U$).
Convention de signe : $W$ et $Q$ sont positifs s'ils sont reçus par le système.

Exemples corrigés

Exemple : Calculer $\Delta_r H^\circ$ à 298K pour $A \to B$ sachant $\Delta_f H^\circ(A)$ et $\Delta_f H^\circ(B)$. Réponse : $\Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ(produits) - \sum \nu_j \Delta_f H^\circ(reactifs) = \Delta_f H^\circ(B) - \Delta_f H^\circ(A)$.

Erreurs fréquentes

Oublier les coefficients stoechiométriques dans le calcul de $\Delta_r H^\circ$.
Confondre $\Delta U$ et $\Delta H$ (utiliser $\Delta H$ seulement à pression constante).
Oublier de convertir les températures en Kelvin.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

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🎯 Thermodynamique chimique : Premier principe

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Quelle est l'unité de l'enthalpie molaire ?

❓ Questions fréquentes

Est-ce que Delta U = 0 pour un cycle ?

Oui, car $U$ est une fonction d'état. Si le système revient à son état initial, la variation totale est nulle.

💡 À retenir : $\oint dU = 0$ .

Oui, car $U$ est une fonction d'état. Si le système revient à son état initial, la variation totale est nulle.

💡 À retenir : $\oint dU = 0$.

Est-ce que la chaleur dépend de la masse ?

Oui, la chaleur échangée est proportionnelle à la quantité de matière ou à la masse : $Q = m \cdot c \cdot \Delta T$ ou $Q = n \cdot C \cdot \Delta T$ .

💡 À retenir : $Q$ est une grandeur extensive.

Oui, la chaleur échangée est proportionnelle à la quantité de matière ou à la masse : $Q = m \cdot c \cdot \Delta T$ ou $Q = n \cdot C \cdot \Delta T$.

💡 À retenir : $Q$ est une grandeur extensive.

C'est quoi la différence entre une fonction d'état et une autre ?

Une fonction d'état ne dépend que de l'état initial et de l'état final du système, peu importe le chemin suivi (ex: $U, H, P, V, T$ ). Une fonction qui n'est pas d'état dépend du chemin suivi (ex: $W, Q$ ).

💡 À retenir : Les fonctions d'état sont des variables macroscopiques qui caractérisent l'équilibre.

Une fonction d'état ne dépend que de l'état initial et de l'état final du système, peu importe le chemin suivi (ex: $U, H, P, V, T$). Une fonction qui n'est pas d'état dépend du chemin suivi (ex: $W, Q$).

💡 À retenir : Les fonctions d'état sont des variables macroscopiques qui caractérisent l'équilibre.

Kifach n3ref wach t-tafa3ol exothermique wla endothermique ?

Regarde le signe de $\Delta_r H$ .
Si $\Delta_r H < 0$ , le système libère de la chaleur : c'est exothermique.
Si $\Delta_r H > 0$ , le système absorbe de la chaleur : c'est endothermique.

💡 À retenir : $\Delta_r H < 0 \implies$ libération de chaleur.

Regarde le signe de $\Delta_r H$.
Si $\Delta_r H < 0$, le système libère de la chaleur : c'est exothermique.
Si $\Delta_r H > 0$, le système absorbe de la chaleur : c'est endothermique.

💡 À retenir : $\Delta_r H < 0 \implies$ libération de chaleur.

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

Non, seulement si la transformation est isobare (pression constante) et qu'il n'y a que des travaux de forces de pression.

💡 À retenir : $\Delta H = Q_p$ uniquement à pression constante.

Non, seulement si la transformation est isobare (pression constante) et qu'il n'y a que des travaux de forces de pression.

💡 À retenir : $\Delta H = Q_p$ uniquement à pression constante.

Chno hiya l-3ala9a bin Cp et Cv ?

Pour un gaz parfait, on utilise la relation de Mayer : $C_p - C_v = nR$ .

💡 À retenir : $R \approx 8,314 \, J.mol^{-1}.K^{-1}$ .

Pour un gaz parfait, on utilise la relation de Mayer : $C_p - C_v = nR$.

💡 À retenir : $R \approx 8,314 , J.mol^{-1}.K^{-1}$.

Kifach n7seb Delta H ila tghayrat d-daraja d-l-7arara ?

On utilise la loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$ . Si $\Delta_r C_p$ est constante, alors $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \Delta_r C_p (T_2 - T_1)$ .

💡 À retenir : La loi de Kirchhoff permet de corriger l'enthalpie avec la température.

On utilise la loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$. Si $\Delta_r C_p$ est constante, alors $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \Delta_r C_p (T_2 - T_1)$.

💡 À retenir : La loi de Kirchhoff permet de corriger l'enthalpie avec la température.

Est-ce que l'enthalpie de formation d'un corps simple est nulle ?

Oui, par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple dans son état physique stable à 298K est nulle (ex: $O_{2(g)}, C_{(graphite)}$ ).

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

Oui, par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple dans son état physique stable à 298K est nulle (ex: $O_{2(g)}, C_{(graphite)}$).

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

Est-ce que U et H ont les mêmes unités ?

Oui, ce sont des énergies, donc elles s'expriment en Joules ( $J$ ) ou en Joules par mole ( $J.mol^{-1}$ ) pour les grandeurs molaires.

💡 À retenir : L'unité SI est le Joule.

Oui, ce sont des énergies, donc elles s'expriment en Joules ($J$) ou en Joules par mole ($J.mol^{-1}$) pour les grandeurs molaires.

💡 À retenir : L'unité SI est le Joule.

Wach l-7ajm kay-tbadal f t-tafa3olat d-l-ma7alil ?

Dans les réactions en solution aqueuse, les variations de volume sont négligeables, donc on considère souvent $\Delta H \approx \Delta U$ .

💡 À retenir : En phase condensée, $\Delta V \approx 0$ .

Dans les réactions en solution aqueuse, les variations de volume sont négligeables, donc on considère souvent $\Delta H \approx \Delta U$.

💡 À retenir : En phase condensée, $\Delta V \approx 0$.

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

Parce que la plupart des réactions chimiques au laboratoire se font à pression atmosphérique constante. L'enthalpie est donc plus pratique pour mesurer les échanges thermiques.

💡 À retenir : $H$ est adaptée aux conditions isobares.

Parce que la plupart des réactions chimiques au laboratoire se font à pression atmosphérique constante. L'enthalpie est donc plus pratique pour mesurer les échanges thermiques.

💡 À retenir : $H$ est adaptée aux conditions isobares.

Comment calculer le travail W ?

Pour une transformation isobare, $W = -P_{ext} \Delta V$ . Si le volume diminue, le travail est reçu par le système ( $W > 0$ ).

💡 À retenir : $W = -\int P_{ext} dV$ .

Pour une transformation isobare, $W = -P_{ext} \Delta V$. Si le volume diminue, le travail est reçu par le système ($W > 0$).

💡 À retenir : $W = -\int P_{ext} dV$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Calculer l'enthalpie standard de la réaction $CH_4(g) + 2O_2(g) \to CO_2(g) + 2H_2O(l)$ à 298K. 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

Calculer l'enthalpie standard de la réaction $CH_4(g) + 2O_2(g) \to CO_2(g) + 2H_2O(l)$ à 298K. Données : $\Delta_f H^\circ(CH_4) = -74,8 , kJ/mol$, $\Delta_f H^\circ(CO_2) = -393,5 , kJ/mol$, $\Delta_f H^\circ(H_2O) = -285,8 , kJ/mol$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Un système reçoit 500 J de chaleur et subit un travail de 200 J. Calculer $\Delta U$ .

Exercice 2

Un système reçoit 500 J de chaleur et subit un travail de 200 J. Calculer $\Delta U$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

Calculer la chaleur nécessaire pour chauffer 100g d'eau de 20°C à 80°C. ( $c_{eau} = 4,18 \, J.g^{-1}.K^{-1}$ ).

Exercice 3

Calculer la chaleur nécessaire pour chauffer 100g d'eau de 20°C à 80°C. ($c_{eau} = 4,18 , J.g^{-1}.K^{-1}$).

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

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