Thermodynamique chimique : Enthalpie et Enthalpie libre

Oui, absolument. Selon la loi de Kirchhoff, si les capacités thermiques ($C_p$) des réactifs et des produits sont différentes, $\Delta_r H$ varie avec la température. Pour des intervalles de température faibles, on considère souvent $\Delta_r C_p \approx 0$, donc $\Delta_r H$ est constant.

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

Bach t3ref wach la réaction spontanée, khassk t-calculer $\Delta_r G$ (l'enthalpie libre) f la température li 3ndk :

1. Ila kan $\Delta_r G < 0$ : La réaction est spontanée.
2. Ila kan $\Delta_r G > 0$ : La réaction n'est pas spontanée (elle est spontanée dans le sens inverse).
3. Ila kan $\Delta_r G = 0$ : Le système est à l'équilibre.

💡 À retenir : $\Delta_r G = \Delta_r H - T \Delta_r S$.

1. $\Delta U$ (variation de l'énergie interne) représente la chaleur échangée à volume constant.
2. $\Delta H$ (variation de l'enthalpie) représente la chaleur échangée à pression constante. Pour les gaz parfaits, on a la relation : $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV) = \Delta U + \Delta n_{gaz} RT$.

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

Khassk t-rdd l-bal m3a les unités :

1. $\Delta H$ kat-kon b (J/mol) ou (kJ/mol).
2. $T$ khassha t-kon b (Kelvin).
3. $\Delta S$ kat-kon b (J/mol.K). Ila kenti khdam b kJ, khassk t-7wl kolchi l'J aw l'kJ bach y-t-kado l'units.

💡 À retenir : Toujours convertir $\Delta H$ en Joules si $\Delta S$ est en J/mol.K.

Oui, par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple pur dans son état de référence (l'état le plus stable à 298 K et 1 bar) est égale à zéro. Par exemple, $\Delta_f H^\circ(O_{2, gaz}) = 0$.

💡 À retenir : Corps simple dans son état stable = 0.

$\Delta_r S$ mesure la variation du désordre moléculaire. Si $\Delta_r S > 0$, le désordre augmente (ex: passage du solide au gaz). Si $\Delta_r S < 0$, le désordre diminue.

💡 À retenir : Plus il y a de moles de gaz dans les produits par rapport aux réactifs, plus $\Delta_r S$ est susceptible d'être positif.

Oui, pour les gaz, $\Delta_r G$ dépend de la pression partielle. La relation est $\Delta_r G = \Delta_r G^\circ + RT \ln Q$, où $Q$ est le quotient de réaction.

💡 À retenir : À l'équilibre, $Q = K$ et $\Delta_r G = 0$.

Non, l'énergie interne ($U$) c'est l'énergie totale, alors que l'enthalpie ($H$) c'est l'énergie interne plus le travail de pression ($PV$). C'est une fonction d'état très utile pour les réactions en milieu ouvert (pression atmosphérique).

💡 À retenir : $H = U + PV$.

Parce que $\Delta_r H$ ne prend pas en compte le désordre (entropie). Une réaction peut être endothermique ($\Delta_r H > 0$) mais spontanée si elle crée beaucoup de désordre ($\Delta_r S > 0$ et $T$ est grande). $\Delta_r G$ combine les deux.

💡 À retenir : $\Delta_r G$ est le seul critère complet à $P, T$ constantes.

On utilise les entropies molaires standard ($S^\circ$) des produits et des réactifs : $\Delta_r S^\circ = \sum \nu_i S^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j S^\circ_j (\text{réactifs})$.

💡 À retenir : $\Delta_r S$ est une fonction d'état, donc on utilise les valeurs tabulées.

Non, $\Delta_r G$ nous dit si la réaction est possible (thermodynamique), mais pas si elle est rapide (cinétique). Une réaction peut être thermodynamiquement favorisée mais cinétiquement très lente.

💡 À retenir : $\Delta_r G$ = faisabilité ; Cinétique = vitesse.

C'est la forme la plus stable de l'élément à 298 K et 1 bar.

• Carbone : Graphite (pas diamant).
• Oxygène : $O_2$ (gaz).
• Hydrogène : $H_2$ (gaz).

💡 À retenir : C'est la forme qu'on trouve naturellement dans les conditions ambiantes.