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Page 1.
Quelques définitions
Sélectionner
les deux affirmations exactes :
1-
Bouteille en plastique fermée : exemple de système thermodynamique isolé
2- Une
variable extensive est proportionnelle à la taille du système
3- Les variables
d’état ont des valeurs qui dépendent du chemin suivi pour atteindre l’état
considéré
4- La
chaleur Q est une variable d’état
5- Les
variables d’état sont indépendantes les unes des autres (Pas d’équation d’état
entre elles)
6- [A].
Fonction d’état : ne dépend que de l’état système considéré. Entre 2
états, ne dépend pas du chemin suivi
7- Les
transformations ne peuvent pas être définies en prenant une variable d’état
constante
Les
affirmations 2 et 6 sont exactes.
Affirmation
1
Non.
Bouteille
en plastique fermée : Système thermodynamique
fermé.
Un
système thermodynamique fermé peut échanger :
- un
travail avec le milieu extérieur (la paroi est déformable),
- de la
chaleur avec le milieu extérieur.
Un système fermé ne peut pas d’échange de matière avec le milieu
extérieur.
Exemple
de système isolé (aucun échange avec le milieu
extérieur) :
Bouteille
thermos fermée idéale ; pas d’échange de matière, pas d’échange d’énergie
sous forme de chaleur, d’électricité, de travail (parois indéformables) etc.
Affirmation
2
Oui.
Une variable extensive (dépend de l’extension du système) est proportionnelle à la taille du système.
Exemples : nombre de moles, masse, volume, quantité de chaleur Q
Les
variables extensives peuvent s’additionner.
Exemple :
Volume total = volume1 + volume2.
Une variable intensive ne dépend pas de l’extension
du système, de la quantité de matière.
Exemples :
Température
T.
Unité :
degré kelvin. O°k= -273,15 °C
Pression
P. (Force par
unité de surface).
Unité :
pascal (1 N/M2) ou le bar 1 bar = 100 000 Pa
(Ancienne
unité : 1 atmosphère = 1,01325.105 Pa)
Masse
volumique (p ouµ), masse par unité de volume,
Concentration
c, concentration
massique, concentration molaire)
Fraction
molaire x,
proportion d’un composant dans un mélange.
xi
= ni / ntotal
Affirmation
3
Non.
Une variable d’état caractérise un état du système.
Elle ne dépend pas du chemin suivi pour atteindre l’état
Principales
grandeurs d’état :
- Température T (mesure de l’agitation électronique à un instant
donné)
- Pression P
- Volume V, m3
- Energie interne U, J/kg
- Enthalpie H, J/kg
- Entropie S, J/k (joule par kelvin)
Affirmation
4
Non.
La chaleur Q :
- transfert désordonné d’énergie thermique entre 2 systèmes à températures
différentes,
- n’est pas
une variable d’état (dépend du chemin choisi),
-
unité : (comme celle des autres énergies) = joule.
Autre
grandeur thermodynamique qui n’est pas une variable d’état : le travail W, énergie mécanique d’une force qui se déplace. Unité : joule.
Affirmations
5
Non.
Les différentes variables d’état ne sont pas indépendantes entre elles.
Des
« fonctions d’état » ou « équations
d’état » font ressortir les liens entre les variables d’état.
Exemple :
équation des gaz parfaits.
(Gaz
parfaits : les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les
interactions).
Affirmation
6
Oui.
[A]. Fonction d’état :
- ne dépend que de l’état système considéré,
- si la
fonction est établie entre 2 états, ne dépend pas
du chemin suivi.
La Loi
d’Avogadro est une équation d’état :
Des volumes égaux de gaz parfaits différents, aux mêmes conditions
de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules.
Le nombre
de moles :
- est
proportionnel au volume considéré, proportionnel à la pression,
-
inversement proportionnel à la température.
Note :
Gaz
parfaits : les
molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions.
Exemples :
O2, N2 de l’atmosphère.
R :
constante des gaz parfaits = NA. KB = 8,3144621 J⋅K-1⋅mol-1
NA :
nombre d’Avogadro = 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.
KB :
Constante de Boltzmann
Affirmation
7
Si.
Très
souvent les transformations sont définies avec une variable d’état constante.
Transformation isotherme : à
température constante
Isobare : à pression constante,
Isochore :
à volume constant,
Isoenthalpique : à enthalpie constante,
Isoentropique : à entropie constante.
Adiabatique : pas d’échange de chaleur avec le milieu extérieur.
Page 2.
Principes de la
thermodynamique
Sélectionner
les deux affirmations exactes :
1- [A]. 1
et 2 en équilibre thermique, 2 et 3 en équilibre thermique = Les trois systèmes
sont en équilibre thermique entre eux
2- [B]. Q2=Q1. L’énergie se conserve mais peut prendre des formes différentes
3-
L’évolution d’une réaction dans un système isolé n’est jamais prédictible,
jamais irréversible, et ne dépend pas de considérations thermodynamiques
4- La thermodynamique s’intéresse aux processus de réactions chimiques, à la
vitesse de réaction, aux fonctions et durées d’évolutions
5- [C]. L’énergie
d’un système fermé baisse : l’énergie du système isolé qui le contient
baisse aussi
Les
affirmations 1 et 2 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Principes
Affirmation
1
Oui.
Principe
0 de la thermodynamique : Equilibre thermique.
Deux systèmes en équilibre thermique avec un troisième sont aussi
en équilibre thermique entre eux.
Affirmation
2
Oui
Principe
1 : L’énergie
se conserve.
L’énergie peut prendre des formes différentes : agitation thermique
moléculaire, travail mécanique, etc.
Pour un système isolé :
Somme des
différentes formes d’énergies en Q2 = somme des formes d’énergies en Q1.
Affirmation
3
Si.
Deuxième principe : principe d’évolution & d’entropie.
L’énergie
passe irréversiblement de formes concentrées
et potentielles, à des formes diffuses, désordonnées, et cinétiques.
Le
deuxième principe introduit la notion d’entropie.
L’entropie S est la mesure du désordre : Dans un
système isolé, l’entropie (le désordre) augmente
de manière irréversible.
En
thermodynamique classique, l’unité de l’entropie, quantité de chaleur échangée
par un système, à température T constante, est le joule
par kelvin.
Affirmation
5
Non.
Principe 1 : L’énergie se conserve.
Une perte en énergie du système interne va entraîner une augmentation d’énergie
dans son milieu extérieur pour rester conforme, globalement, au deuxième
principe de la thermodynamique.
Q interne baisse => Q environnement augmente
(L’énergie
diffusée augmente l’énergie environnementale)
Q total =
Q interne + Q environnement => augmente ou reste constante
- Reste
constante si le système global est en équilibre ou ‘idéalement’ proche de
l’équilibre,
- Q ne
peut pas diminuer : principe de la conservation de l’énergie d’un système
isolé.
Note :
Système
fermé = permissible à l’énergie.
Principes
de la thermodynamique
Quatre principes régissent la thermodynamique.
Le premier et le deuxième principe sont les plus
importants.
- Principe 0 : équilibre thermique
- Premier principe : principe de conservation
de l’énergie.
L’énergie d’un système isolé est constante ; Les formes de l’énergie peuvent varier (l’énergie
se transforme)
- Deuxième principe : principe d’évolution de l’énergie & entropie.
L’énergie passe irréversiblement de formes : Concentrées et
potentielles, à
des formes, diffuses, désordonnées, et cinétiques.
Le
deuxième principe introduit la notion « d’entropie ».
L’entropie
est la mesure du désordre d’un
système.
Le
deuxième principe permet de prévoir le sens d’une
réaction chimique et l’équilibre
chimique d’une réaction.
- Troisième principe : un système qui descend vers son état quantique fondamental
voit sa température s’approcher du zéro absolu
(O°
Kelvin= - 273,15° C)
Page 3.
Entropie. Système isolé
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- [A]. Un
système isolé atteint un état d'équilibre lorsque son entropie S devient minimale
2-
Transformation irréversible : L’entropie globale (entropie interne du
système fermé + entropie milieu extérieur) augmente
3- Dans
un système isolé l’entropie peut décroître
4- Un corps pur parfait, à la température absolue 0 Kelvin, est parfaitement
ordonné. Son entropie S est nulle
5- Les définitions de l’entropie S en thermodynamique classique,
S=Q/T, et en thermodynamique statistique ([C]. Formule de Boltzmann), sont
contradictoires
6- L’entropie n’est pas une variable d’état
Les affirmations 2 et 4 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Entropie
Affirmation 1
Non.
[A] :
Un système atteint
un état d'équilibre lorsque son entropie S devient maximale.
L’entropie S d’un système isolé ne peut :
- qu’augmenter vers une valeur maximale, ou
- rester constante, autour de la valeur S maximale, lorsque un
équilibre est atteint (On dit alors que la transformation est réversible).
On peut noter :
L’entropie reflète la capacité d’un système à évoluer.
Plus l’entropie est faible, plus le système peut évoluer.
Plus le système évolue, moins il est capable d’évoluer.
Affirmation
2
Oui.
[A] : Transformation irréversible : il y a création
globale d’entropie.
*D Sglobal = *D Ssyst + *D Sext >0
[B] : Transformation réversible : la création d’entropie
est nulle.
Dans le cas d’une évolution idéale réversible, on assume qu’il n’y
a pas eu d’émission de chaleur, pas de pertes liées aux frottements.
Quantité de chaleur dissipée Q = 0 donc la variation d’entropie S =
0
Affirmation
3
Non.
Système isolé :
- pas
d’échange avec le milieu extérieur,
-
l’énergie y est constante mais peut prendre des formes différentes,
- Système isolé : l’entropie ne peut pas décroître.
Elle ne peut qu’augmenter ou rester constante si l’état final est atteint.
Note :
Un système non isolé peut avoir une variation d’entropie négative s’il produit une
variation d’entropie positive sur son environnement.
Affirmation 4
Oui.
S = 0 à 0° K
Principe
de Nernst : L’entropie d’un cristal parfait à 0 kelvin est nulle.
Affirmation
5
Non.
Plusieurs interprétations de l’entropie sont possibles.
Les définitions de Clausius (S=Q/T) et de Boltzmann résultent de
considération du système à des points de vues microscopique ou macroscopique du
système mais ne sont pas contradictoires.
Thermodynamique classique
S = entropie = Q/T
Q : quantité de chaleur échangée par un système, considéré dans son
ensemble (au niveau macroscopique), à la température T.
Unité : J/K, Joule par Kelvin
Thermodynamique statistique
L’entropie est la mesure du désordre d’un système au
niveau microscopique.
Plus l’entropie est grande :
- moins ses éléments sont ordonnés, liés entre eux,
- moins les éléments désordonnés peuvent fournir de travail
(Ils gaspillent plus d’énergie pour fournir le travail).
S = kB.log(Ω)
kB est la constante de Boltzmann,
Ω est le nombre d’états
microscopiques dans le système considéré.
Ω définit la complexité du système.
Plus le système se
désorganise au niveau microscopique, plus le nombre d’états Ω est important (gigantesque !),
plus l’entropie est grande.
Le nombre Ω ne peut pas être défini pour la plupart des
systèmes : l’entropie S ne peut pas ce calculer.
La thermodynamique statique s’applique à
l’imagerie médicale par exemple.
Autres définitions de l’entropie
Informatique : entropie de Shannon,
Mathématique : entropie topologique, entropie métrique.
Affirmation 6
Si.
L’entropie est une variable d’état thermodynamique calculable dans
l’absolue.
(Les autres ne peuvent être définie que par leurs variations)
Unité de mesure : j/k, joule par kelvin, en thermodynamique
classique.
Page 4
Enthalpie
Sélectionner
les deux affirmations exactes :
1- Pression
et volume sont des grandeurs intensives
2- La
variation d’enthalpie au cours d’une réaction ne peut pas être mesurée
3- La
variation d’enthalpie lors d’une réaction ne dépend pas des conditions
extérieures
4- Lors
d’une réaction, une diminution de l’énergie du système = réaction exothermique
5- Variation
d’enthalpie à pression constante = chaleur échangée => premier principe de
la thermodynamique
6- Il
faut apporter de la chaleur pour qu’une réaction exothermique (diminution de
l’enthalpie) se fasse
Les affirmations
4 et 5 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Enthalpie
Affirmation
1
Non
pV dépend du volume occupé par le
système, c’est une grandeur extensive.
pV
représente le travail que le système doit fournir contre la pression extérieure
pour garder son volume.
Affirmation
2
Si.
La variation d’enthalpie (zone entourée en rouge de la figure) correspond aux
variations de chaleur Q fournie, ou reçue,
lors d’une réaction.
Mesurer
la quantité de chaleur échangée lors de la réaction revient à mesurer
l’enthalpie.
Affirmation
3
Si.
*DH
dépend des conditions extérieures, des variations de l’énergie environnementale ;
variations de pression ou de température, par exemples.
Affirmation
4
Oui.
Exothermique : La réaction fournie de la chaleur.
Endothermique : La réaction reçoit de la chaleur.
Athermique
: pas d’échange de chaleur
Isochore :
à volume constant.
Isobare :
à pression constante.
Isotherme : à température constante.
Affirmation
5
Oui.
*DH = Qp
Variation d’enthalpie = chaleur échangée (à pression constante)
Premier principe de la thermodynamique : L’énergie se
conserve.
Affirmation
6
Non.
Il faut
apporter de la chaleur pour qu’une réaction endothermique, qui consomme de
l’énergie (variation d’enthalpie positive) se fasse.
Note :
Ceci
démontre une des utilités de la thermodynamique : pouvoir connaître, calculer l’enthalpie d’une réaction,
permet de savoir s’il faut chauffer ou non pour qu’une réaction
chimique se fasse.
A se
rappeler
Enthalpie, du grec « chaleur interne » : chaleur (énergie)
interne + travail de maintient de volume. H = U + pV.
U :
énergie interne emmagasinée par le système.
pV : travail pour maintenir le volume occupé par le système.
À pv constant, variation d’enthalpie =
chaleur échangée.
L’enthalpie
= énergie = dimension d’une énergie.
Unité : joule
Note :
La connaissance de l’enthalpie (liée à la chaleur), permet,
par exemples, de choisir le gaz le mieux approprié pour chauffer un mélange,
chauffer ou refroidir pour augmenter le rendement d’une réaction chimique, etc.
Page 5.
Enthalpie libre G
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- Pour une réaction [réactifs ->produits], la variation
d'enthalpie libre est positive
2- Enthalpie libre G : partie de
l’enthalpie utilisable pour produire une transformation chimique ou électrique
3- L’enthalpie libre G= H – TS n’est pas liée au deuxième principe de
la thermodynamique (évolution et entropie)
4- L’enthalpie libre G n’est ni une fonction d’état ni une
variable extensive
5- Système riche en énergie utilisable = enthalpie libre G de
départ élevée
Les affirmations
2 et 5 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Enthalpie libre G
Affirmation 1
Non.
Réaction Réactifs -> Produits : variation d'enthalpie libre G diminue
(*DG < 0).
Le signe de l’enthalpie libre permet de prévoir le sens d’une
réaction.
(Voir pages suivantes)
Affirmation 2
Oui.
Enthalpie libre G : partie de l’enthalpie utilisable pour
produire une réaction chimique, électrique, ou un travail.
G : l’enthalpie libre G :
- introduite par Willard Gibbs,
- aussi appelé « énergie de Gibbs ».
Affirmation 3
Si.
L’enthalpie libre G= H – TS est liée au 2ème principe de la
thermodynamique par sa variable S, entropie.
2ème principe de la thermodynamique : évolution et
entropie.
Affirmation 4
Si.
La figure montre que l’enthalpie libre est liée à un état du
système.
C’est aussi une grandeur extensible, par sa composante H liée au
volume.
Enthalpie H = U + pV
Enthalpie libre
L’enthalpie
libre G, est aussi appelée « énergie libre de Gibbs »
G : Willard Gibbs.
G = H – TS
H :
enthalpie
T : température
en degrés absolus dans l’échelle Kelvin
S : entropie
L’enthalpie libre peut être
interprétée comme la partie de l’enthalpie utilisable pour produire une transformation chimique ou électrique
(À température et à pression constante).
Variation
d’enthalpie libre
Le système évolue vers son état de plus faible énergie.
Le signe
de variation de l’enthalpie libre détermine le sens de la réaction chimique.
Réactions « réactifs vers produits » :
*D GT,p(sys) = *D H sys – T *D Ssys < 0
Réactions « produits vers réactifs » :
*D G T,p(sys) = *D H sys – T *D Ssys > 0
Réaction à l’équilibre :
*D G T,p(sys) = 0 = La réaction s’arrête.
Page 6.
Enthalpies.
Formation & réaction
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- Les
enthalpies standard de formation des réactifs et produits ne permettent pas de calculer
l’enthalpie standard d’une réaction
2- Les enthalpies standard de formation et de réaction sont pour T=273,15k (0°C) et P=1 atm
3- [B] : Tous les composés chimiques ont la même enthalpie standard de
formation
4- [A]. L’enthalpie standard de réaction permet de dire si la réaction est
exothermique, endothermique, ou adiabatique
L’affirmation 4 est exacte.
Affirmation
1
Si.
Le calcul de l’enthalpie standard d’une réaction est possible :
*D rH° = Somme des enthalpie de formation des produits – Somme des enthalpies
de formation des réactifs.
Notes :
- Les coefficients stoechiométriques entrent dans la formule.
- f = enthalpie de formation,
- r = enthalpie de la réaction,
- ° = conditions standard.
Les enthalpies standard de formation des corps composés :
- sont définies dans des tables,
- peuvent être mesurées expérimentalement.
Affirmation 3
Non.
[B]. L’enthalpie standard de formation, chaleur échangée lors de la réaction,
dépend du composé chimique obtenu.
L’enthalpie
standard de formation :
- notée *D Hf°,
- variation
d’enthalpie lors de la formation du composé à partir des corps simples purs,
- dans les conditions de l’état standard
(p°= 1 bar = 105 Pa. T° = 298k (25°C),
- les corps simples purs doivent être dans un état stable (gaz ou liquide ou
solide) à l’état standard,
- des
tables donnent des valeurs de l’enthalpie standard de formation pour les composés chimiques
principaux,
- les valeurs
peuvent aussi être mesurées expérimentalement en réalisant la réaction de
composition dans un calorimètre et en mesurant la chaleur échangée.
Affirmation
4
Oui.
[A].
*D H = Qp
Variation d’enthalpie = chaleur échangée à pression constante.
Voir page précédente « Enthalpie »
La variation d’enthalpie standard de réaction permet de dire si la
réaction est :
- exothermique, *D rH < 0, il y a
perte de chaleur lors de la formation du composé chimique,
- endothermique, *D rH > 0, la
réaction doit recevoir de la chaleur pour se faire,
- adiabatique, *D rH = 0, pas d’échange de
chaleur lors de la réaction.
Page
7.
Enthalpies de formation.
Mesures
Sélectionner
l’affirmation exacte :
1- L’enthalpie de formation des corps composés ne peut pas être
déterminée expérimentalement
2- Pas de relation entre la chaleur échangée et la variation de
température
3- L'enthalpie de formation des corps simples (H2, O2, N2, etc),
est par définition nulle
4- Pouvoir calorifique = capacité calorifique
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 1
Si.
Les enthalpies de formation peuvent être mesurées en réalisant la
réaction dans un calorimètre.
Déterminer la variation d’enthalpie revient à mesurer la variation
de température, puis à déterminer la chaleur échangée lors de la réaction de
constitution du composé chimique.
Notes :
- Calorimètre : système isolé destiné à mesurer les échanges de chaleur.
La mesure des variations de température permet de déterminer
l’échange de chaleur et la variation d’enthalpie.
- Q = m.c. (T2 – T1)
- *D H
= Qp
Variation d’enthalpie = chaleur échangée à pression constante.
Voir page précédente « Enthalpie »
Affirmation 2
Si.
Relation entre chaleur échangée et la variation de
température :
Q = m.c. (T2 – T1)
Q :
quantité de chaleur en joules
m : masse en kg
c : capacité calorifique
T : température en kelvin
Note :
- La capacité calorifique (ou capacité thermique) qualité d’un corps à
absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de
température.
- on définit des capacités thermiques massiques cm, (j/kg/k),
volumiques cv (j/m2/k), cm molaires (j/m/k).
Affirmation 3
Oui.
L'enthalpie de formation des corps simples (H2, O2, N2, etc), est
par définition nulle : le corps simple pur n’a pas besoin d’une réaction de
formation pour se former, pour se former à partir de lui-même.
Affirmation 4
Non.
Pouvoir calorifique :
(ou chaleur de combustion)
- notation : *D cH°,
- unités : kilojoule par kilogramme, kilojoule par mole, par
litre
- enthalpie de réaction lors d’une combustion
Exemple : d’un hydrocarbure avec le dioxygène.
Essence : 35 475 kj/L
Capacité calorifique :
(ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la
chaleur
par échange thermique lors d’une variation de température.
Q = m.c. (T2 – T1)
Unité :
joule par kelvin.
Page
8.
Table & calcul
Sélectionner
l’affirmation exacte :
1- [A]. Enthalpie molaire standard de réaction
2- [B]. Enthalpie de formation du graphite (carbone corps simple pur
le plus stable aux conditions standard) : 1,92 kj/mole
3- [B]. La formation du diamant à partir du graphite nécessite de
la chaleur (1,92 kj/mole)
4- [C]. + 103,88
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 1
Non. [A]. Enthalpie molaire standard de formation des composés
chimiques de la première colonne.
(Le « f » de *D fH0 signifie « formation »)
Notes :
La table présentée est une table simplifiée.
Des tables d’enthalpies plus complètes se trouvent sur
Internet.
L’enthalpie de formation d’un composé peut toujours se déterminer
expérimentalement (Voir calorimètre page précédente).
Affirmation 2
Non.
[B]. Enthalpie de formation du graphite : 0 kj/mole.
Le graphite, carbone pur simple stable aux conditions standards (1pa,
25°C) n’a pas à se « former » en lui-même (C -> C).
Affirmation 3
[B].
Oui. La formation du diamant à partir du graphite nécessite de la
chaleur.
Enthalpie de formation : 1,92 kj/mole.
Le
diamant n’est pas le carbone le plus stable aux conditions standard.
C(s) graphite -> C(s) diamant *D H0 =
1,9 kj/mole
Le carbone est allotropique : il a plusieurs formes solides.
Affirmation 4
Non.
[C]. *D fH0 du propane = - 103,88 (- = réaction
exothermique).
Loi de Hess = Somme des enthalpies de formation des produits – somme des
enthalpies de formation des réactifs
Attention :
Respecter les signes dans les sommes et ne pas oublier les coefficients
stoechiométriques.
Page 9.
Enthalpie de réaction. T
quelconque
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- Connaître l’enthalpie standard de réaction et les capacités
calorifiques ne permet pas de calculer l’enthalpie de réaction à T quelconque
2- L’enthalpie de la réaction de l’eau à 600°k est identique à
celle à 298°k
3- À pression constante : Enthalpie de réaction = chaleur
échangée
4- [A]. Il faut chauffer pour que la réaction se fasse
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 1
Si.
Voir [A] loi de Kirchhoff.
Enthalpie de réaction à température T =
Enthalpie standard de réaction + enthalpie de T° à T
(A condition qu’il n’y ai pas de changement d’état entre les 2
températures)
Enthalpie de T° à T =
Coeff. Stoechiométrique x capacité calorique x DT
Capacité calorifique :
(ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la
chaleur
par échange thermique lors d’une variation de température.
Q = m.c. (T2 – T1)
Unité :
joule par kelvin.
Affirmation 2
Non.
L’enthalpie
de réaction dépend :
- de la température de la réaction,
- de la phase (gaz, liquide, solide) où sont les composants.
L’enthalpie de la réaction de l’eau à 600°k = -245,1 kj.mol-1
L’enthalpie de la réaction de l’eau à 298°k = -241,6 kj.mol-1
Affirmation3
Oui.
À pression constante : *D H = Qp
Enthalpie de réaction = chaleur échangée
Affirmation 4
Non.
[A]. Perte de chaleur, la réaction est exothermique.
Page 10.
Changement d’états
La figure présente l’évolution de l’entropie pour un corps pur
allotropique (Ici, l’eau pure).
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- Pas de lien entre l’entropie, la chaleur, la température
2- Changement d’état : la chaleur est entièrement utilisée
pour modifier les liaisons moléculaires (pas de variation de température)
3- Les capacités caloriques de la glace, de l’eau, de la vapeur
d’eau, ont les mêmes valeurs
4- [A]. Variation d’entropie entre Tf et T2 : L’intégrale de dT/T
est Log décimal de T2/Tf
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Si.
T. Température : variable d’état. Mesure de l’agitation
électronique.
Unité : ° kelvin.
Q.
Chaleur :
transfert d’énergie entre 2 systèmes à températures différentes. Se mesure en
joules.
En dehors des changements d’états : l’énergie reçue fait
croître l’agitation électronique et donc la température.
S. Entropie : mesure du désordre.
Unité : J/K, joule par Kelvin.
Relations T/Q/S :
Q = m.c. (T2 – T1)
c :
capacité calorique (ou capacité thermique) qualité d’un corps à
absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de
température.
En thermodynamique traditionnelle : S = Q/T
Affirmation 2
Oui.
Changement d’état : la chaleur (l’apport d’énergie) est
entièrement utilisée pour modifier les liaisons moléculaires (pas de variation
de température)
Chaleur latente : quantité de chaleur pour réaliser le
changement d’état.
La figure représente la variation d’entropie/température pour un
corps simple pur possédant une seule variété allotropique (une seule forme
cristalline ou moléculaire).
Noter les différences de valeurs pour les chaleurs latentes de
fusion et d’ébullition (Exemple pour l’eau pure).
Affirmation 3
Non.
Capacité calorifique :
(ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la
chaleur
par échange thermique lors d’une variation de température.
Q = m.c. (T2 – T1)
Unité :
joule par kelvin.
Les capacités caloriques de la glace, de l’eau et de la vapeur
d’eau n’ont pas les mêmes valeurs : les variations d’énergies échangées dépendent
des interactions
moléculaires glace, eau, vapeur d’eau.
Affirmation 4
Non.
[A].
L’intégrale de dT/T est ln, logarithme népérien, de T2/T1.
Allotropique
Corps simple pur possédant une seule une seule forme
cristalline ou moléculaire.
Le carbone est allotropique : il a plusieurs formes solides.
C(solide) graphite.
C(solide) diamant.
Page 11.
Variation de l’enthalpie
libre
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- [A]. Diminution de l’enthalpie libre = réaction endothermique
2- [B]. A l’équilibre, ou en fin de réaction, l’enthalpie libre a
atteint sa valeur minimale et sa variation devient nulle
3- [C]. G devient supérieure à l’enthalpie libre
d’équilibre : impossible. À T & P constants, une réaction chimique à
l’équilibre ne peut pas sortir de l’équilibre
4- L’enthalpie libre G de départ est toute l’enthalpie libre
disponible pour une réaction ou pour faire un travail
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Non.
[A]. Diminution de l’enthalpie libre = perte d’énergie =
réaction spontanée exothermique.
Affirmation 3
Si.
[C]. Pour que l’enthalpie libre augmente et que la réaction de son
équilibre, il faut faire un apport d’énergie extérieure.
Dans cette partie de courbe, *D rG > 0, =
réaction endothermique (nécessite un apport d’énergie)
Affirmation 4
Non.
*D G (G de départ – G final) est l’énergie libre disponible.
Le
signe de DG permet de prévoir le sens d’une réaction.
Page 12.
Voir chimie
modifiée/Documentation/2-Thermodynamique
Enthalpie G &
équilibre chimique
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- La position d’équilibre d’une réaction équilibrée ne dépend pas
des concentrations
2- Le calcul de la constante d’équilibre ne peut se faire qu’à
partir de l’entropie libre de réaction à l’équilibre
3- [A]. L’enthalpie libre est fonction de la température, de la
pression, de l’avancement de la réaction
4- [B]. Puisque la variation d’enthalpie libre à l’équilibre est
nulle, l’enthalpie standard de réaction est R.T.Ln k (signe positif)
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 2
Non.
Le calcul de la constante d’équilibre peut aussi se faire à partir
des concentrations à l’équilibre.
Voir Loi d’action des masses
Affirmation 3
Oui.
[A]. L’enthalpie libre est fonction de la température, de la
pression, de l’avancement de la réaction.
L’avancement de réaction « ksi » étant la différence de
quantités d’une substance (n temps t – n initiale) / coefficient
stœchiométrique.
On obtient le même avancement quel que soit l’élément de la réaction
considéré.
Le taux d’avancement (degré d’avancement) = avancement à l’instant
t / avancement maximal.
Affirmation 4
Non.
[B].
Enthalpie standard de réaction est - R.T.Ln k (signe
négatif)
Pour comprendre : faire *D rGT,p = 0
dans la formule [A].
Page 13.
Calcul de l’enthalpie
libre
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- [A]. La réaction est exothermique
2- Pour prévoir le sens de la réaction : il faut calculer
l’enthalpie libre G de réaction
3- [B]. Variation d’enthalpie libre G positive = la réaction est
spontanée
4- Ne possédant pas les concentrations, on ne peut pas définir la
constante d’équilibre k
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Non.
[A]. Augmentation de l’enthalpie : La réaction reçoit de la
chaleur = réaction endothermique.
La variation d’enthalpie (chaleur échangée) et la variation
d’entropie (variation du désordre) ne permettent pas de prévoir le sens d’une
réaction.
Affirmation 3
Non.
[B]. Variation d’enthalpie libre G positive = la réaction n’est
pas spontanée.
Affirmation 4
Si.
[C].
En utilisant la relation de Van’t Hoff ; relation entre
la variation de la constante d’équilibre à l’énergie de la réaction (en
fonction de la température)
A partir de l’enthalpie libre de réaction, [- *D G° = RT LnK],
calculer le Ln K,
puis k=elnK
Gaz
parfaits :
les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions.
Exemples :
O2, N2 de l’atmosphère.
R : constante des gaz parfaits = NA. KB = 8,3144621 J⋅K-1⋅mol-1
NA :
nombre d’Avogadro = 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.
KB :
Constante de Boltzmann
Page 14.
Synthèse. Energies. Transformations
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- [A]. Variation d’enthalpie à p constante = travail échangé avec
l’extérieur
2- Dans un système fermé (inclus dans système isolé), la variation
d’entropie est toujours positive
3- [B]. Calculer la variation d’enthalpie libre G permet de
prévoir le sens d’une réaction
4- Entropie : Chaleur dissipée lors d’une réaction
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Non.
[A]. Augmentation de l’enthalpie : La réaction reçoit de la
chaleur = réaction endothermique.
La variation d’enthalpie (chaleur échangée) et la variation
d’entropie (variation du désordre) ne permettent pas de prévoir le sens d’une
réaction.
Affirmation 3
Non.
[B]. Variation d’enthalpie libre G positive = la réaction n’est
pas spontanée.
Affirmation 4
Si.
[C].
En utilisant la relation de Van’t Hoff ; relation entre la
variation de la constante d’équilibre à l’énergie de la réaction (en fonction
de la température)
A partir de l’enthalpie libre de réaction, [-*DG° = RT LnK],
calculer le Ln K,
puis k=elnK
Gaz
parfaits :
les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions.
Exemples :
O2, N2 de l’atmosphère.
R : constante des gaz parfaits = NA. KB = 8,3144621 J⋅K-1⋅mol-1
NA :
nombre d’Avogadro = 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.
KB :
Constante de Boltzmann
Les QCM interactifs sont accessibles à partir de la page d’accueil
du coaching virtuel à accès gratuit dilingco.com
Page 1.
Quelques définitions
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- Bouteille en plastique fermée : exemple de système thermodynamique isolé
2- Une variable extensive est proportionnelle à la taille du système
3- Les variables d’état ont des valeurs qui dépendent du chemin suivi pour atteindre l’état considéré
4- La chaleur Q est une variable d’état
5- Les variables d’état sont indépendantes les unes des autres (Pas d’équation d’état entre elles)
6- [A]. Fonction d’état : ne dépend que de l’état système considéré. Entre 2 états, ne dépend pas du chemin suivi
7- Les transformations ne peuvent pas être définies en prenant une variable d’état constante
Les affirmations 2 et 6 sont exactes.
Affirmation 1
Non.
Bouteille en plastique fermée : Système thermodynamique fermé.
Un système thermodynamique fermé peut échanger :
- un travail avec le milieu extérieur (la paroi est déformable),
- de la chaleur avec le milieu extérieur.
Un système fermé ne peut pas d’échange de matière avec le milieu extérieur.
Exemple de système isolé (aucun échange avec le milieu extérieur) :
Bouteille thermos fermée idéale ; pas d’échange de matière, pas d’échange d’énergie sous forme de chaleur, d’électricité, de travail (parois indéformables) etc.
Affirmation 2
Oui.
Une variable extensive (dépend de l’extension du système) est proportionnelle à la taille du système.
Exemples : nombre de moles, masse, volume, quantité de chaleur Q
Les variables extensives peuvent s’additionner.
Exemple : Volume total = volume1 + volume2.
Une variable intensive ne dépend pas de l’extension du système, de la quantité de matière.
Exemples :
Température T.
Unité : degré kelvin. O°k= -273,15 °C
Pression P. (Force par unité de surface).
Unité : pascal (1 N/M2) ou le bar 1 bar = 100 000 Pa
(Ancienne unité : 1 atmosphère = 1,01325.105 Pa)
Masse volumique (p ouµ), masse par unité de volume,
Concentration c, concentration massique, concentration molaire)
Fraction molaire x, proportion d’un composant dans un mélange.
xi = ni / ntotal
Affirmation 3
Non.
Une variable d’état caractérise un état du système.
Elle ne dépend pas du chemin suivi pour atteindre l’état
Principales grandeurs d’état :
- Température T (mesure de l’agitation électronique à un instant donné)
- Pression P
- Volume V, m3
- Energie interne U, J/kg
- Enthalpie H, J/kg
- Entropie S, J/k (joule par kelvin)
Affirmation 4
Non.
La chaleur Q :
- transfert désordonné d’énergie thermique entre 2 systèmes à températures différentes,
- n’est pas une variable d’état (dépend du chemin choisi),
- unité : (comme celle des autres énergies) = joule.
Autre grandeur thermodynamique qui n’est pas une variable d’état : le travail W, énergie mécanique d’une force qui se déplace. Unité : joule.
Affirmations 5
Non.
Les différentes variables d’état ne sont pas indépendantes entre elles.
Des « fonctions d’état » ou « équations d’état » font ressortir les liens entre les variables d’état.
Exemple : équation des gaz parfaits.
(Gaz parfaits : les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions).
Affirmation 6
Oui.
[A]. Fonction d’état :
- ne dépend que de l’état système considéré,
- si la fonction est établie entre 2 états, ne dépend pas du chemin suivi.
La Loi d’Avogadro est une équation d’état :
Des volumes égaux de gaz parfaits différents, aux mêmes conditions de température et de pression, contiennent le même nombre de molécules.
Le nombre de moles :
- est proportionnel au volume considéré, proportionnel à la pression,
- inversement proportionnel à la température.
Note :
Gaz parfaits : les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions.
Exemples : O2, N2 de l’atmosphère.
R : constante des gaz parfaits = NA. KB = 8,3144621 J⋅K-1⋅mol-1
NA : nombre d’Avogadro = 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.
KB : Constante de Boltzmann
Affirmation 7
Si.
Très
souvent les transformations sont définies avec une variable d’état constante.
Transformation isotherme : à
température constante
Isobare : à pression constante,
Isochore : à volume constant,
Isoenthalpique : à enthalpie constante,
Isoentropique : à entropie constante.
Adiabatique : pas d’échange de chaleur avec le milieu extérieur.
Page 2.
Principes de la thermodynamique
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- [A]. 1
et 2 en équilibre thermique, 2 et 3 en équilibre thermique = Les trois systèmes
sont en équilibre thermique entre eux
2- [B]. Q2=Q1. L’énergie se conserve mais peut prendre des formes différentes
3-
L’évolution d’une réaction dans un système isolé n’est jamais prédictible,
jamais irréversible, et ne dépend pas de considérations thermodynamiques
4- La thermodynamique s’intéresse aux processus de réactions chimiques, à la
vitesse de réaction, aux fonctions et durées d’évolutions
5- [C]. L’énergie d’un système fermé baisse : l’énergie du système isolé qui le contient baisse aussi
Les affirmations 1 et 2 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Principes
Affirmation 1
Oui.
Principe 0 de la thermodynamique : Equilibre thermique.
Deux systèmes en équilibre thermique avec un troisième sont aussi en équilibre thermique entre eux.
Affirmation 2
Oui
Principe
1 : L’énergie
se conserve.
L’énergie peut prendre des formes différentes : agitation thermique
moléculaire, travail mécanique, etc.
Pour un système isolé :
Somme des différentes formes d’énergies en Q2 = somme des formes d’énergies en Q1.
Affirmation 3
Si.
Deuxième principe : principe d’évolution & d’entropie.
L’énergie passe irréversiblement de formes concentrées et potentielles, à des formes diffuses, désordonnées, et cinétiques.
Le
deuxième principe introduit la notion d’entropie.
L’entropie S est la mesure du désordre : Dans un
système isolé, l’entropie (le désordre) augmente
de manière irréversible.
En thermodynamique classique, l’unité de l’entropie, quantité de chaleur échangée par un système, à température T constante, est le joule par kelvin.
Affirmation 5
Non.
Principe 1 : L’énergie se conserve.
Une perte en énergie du système interne va entraîner une augmentation d’énergie
dans son milieu extérieur pour rester conforme, globalement, au deuxième
principe de la thermodynamique.
Q interne baisse => Q environnement augmente
(L’énergie diffusée augmente l’énergie environnementale)
Q total = Q interne + Q environnement => augmente ou reste constante
- Reste constante si le système global est en équilibre ou ‘idéalement’ proche de l’équilibre,
- Q ne peut pas diminuer : principe de la conservation de l’énergie d’un système isolé.
Note :
Système fermé = permissible à l’énergie.
Principes de la thermodynamique
Quatre principes régissent la thermodynamique.
Le premier et le deuxième principe sont les plus importants.
- Principe 0 : équilibre thermique
- Premier principe : principe de conservation de l’énergie.
L’énergie d’un système isolé est constante ; Les formes de l’énergie peuvent varier (l’énergie se transforme)
- Deuxième principe : principe d’évolution de l’énergie & entropie.
L’énergie passe irréversiblement de formes : Concentrées et potentielles, à des formes, diffuses, désordonnées, et cinétiques.
Le deuxième principe introduit la notion « d’entropie ».
L’entropie est la mesure du désordre d’un système.
Le deuxième principe permet de prévoir le sens d’une réaction chimique et l’équilibre chimique d’une réaction.
- Troisième principe : un système qui descend vers son état quantique fondamental voit sa température s’approcher du zéro absolu
(O° Kelvin= - 273,15° C)
Page 3.
Entropie. Système isolé
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- [A]. Un système isolé atteint un état d'équilibre lorsque son entropie S devient minimale
2- Transformation irréversible : L’entropie globale (entropie interne du système fermé + entropie milieu extérieur) augmente
3- Dans un système isolé l’entropie peut décroître
4- Un corps pur parfait, à la température absolue 0 Kelvin, est parfaitement ordonné. Son entropie S est nulle
5- Les définitions de l’entropie S en thermodynamique classique, S=Q/T, et en thermodynamique statistique ([C]. Formule de Boltzmann), sont contradictoires
6- L’entropie n’est pas une variable d’état
Les affirmations 2 et 4 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Entropie
Affirmation 1
Non.
[A] : Un système atteint un état d'équilibre lorsque son entropie S devient maximale.
L’entropie S d’un système isolé ne peut :
- qu’augmenter vers une valeur maximale, ou
- rester constante, autour de la valeur S maximale, lorsque un équilibre est atteint (On dit alors que la transformation est réversible).
On peut noter :
L’entropie reflète la capacité d’un système à évoluer.
Plus l’entropie est faible, plus le système peut évoluer.
Plus le système évolue, moins il est capable d’évoluer.
Affirmation 2
Oui.
[A] : Transformation irréversible : il y a création globale d’entropie.
*D Sglobal = *D Ssyst + *D Sext >0
[B] : Transformation réversible : la création d’entropie est nulle.
Dans le cas d’une évolution idéale réversible, on assume qu’il n’y a pas eu d’émission de chaleur, pas de pertes liées aux frottements.
Quantité de chaleur dissipée Q = 0 donc la variation d’entropie S = 0
Affirmation 3
Non.
Système isolé :
- pas d’échange avec le milieu extérieur,
- l’énergie y est constante mais peut prendre des formes différentes,
- Système isolé : l’entropie ne peut pas décroître. Elle ne peut qu’augmenter ou rester constante si l’état final est atteint.
Note :
Un système non isolé peut avoir une variation d’entropie négative s’il produit une variation d’entropie positive sur son environnement.
Affirmation 4
Oui.
S = 0 à 0° K
Principe
de Nernst : L’entropie d’un cristal parfait à 0 kelvin est nulle.
Affirmation 5
Non.
Plusieurs interprétations de l’entropie sont possibles.
Les définitions de Clausius (S=Q/T) et de Boltzmann résultent de considération du système à des points de vues microscopique ou macroscopique du système mais ne sont pas contradictoires.
Thermodynamique classique
S = entropie = Q/T
Q : quantité de chaleur échangée par un système, considéré dans son ensemble (au niveau macroscopique), à la température T.
Unité : J/K, Joule par Kelvin
Thermodynamique statistique
L’entropie est la mesure du désordre d’un système au niveau microscopique.
Plus l’entropie est grande :
- moins ses éléments sont ordonnés, liés entre eux,
- moins les éléments désordonnés peuvent fournir de travail
(Ils gaspillent plus d’énergie pour fournir le travail).
S = kB.log(Ω)
kB est la constante de Boltzmann,
Ω est le nombre d’états
microscopiques dans le système considéré.
Ω définit la complexité du système.
Plus le système se désorganise au niveau microscopique, plus le nombre d’états Ω est important (gigantesque !), plus l’entropie est grande.
Le nombre Ω ne peut pas être défini pour la plupart des systèmes : l’entropie S ne peut pas ce calculer.
La thermodynamique statique s’applique à l’imagerie médicale par exemple.
Autres définitions de l’entropie
Informatique : entropie de Shannon,
Mathématique : entropie topologique, entropie métrique.
Affirmation 6
Si.
L’entropie est une variable d’état thermodynamique calculable dans l’absolue.
(Les autres ne peuvent être définie que par leurs variations)
Unité de mesure : j/k, joule par kelvin, en thermodynamique classique.
Page 4
Enthalpie
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- Pression et volume sont des grandeurs intensives
2- La variation d’enthalpie au cours d’une réaction ne peut pas être mesurée
3- La variation d’enthalpie lors d’une réaction ne dépend pas des conditions extérieures
4- Lors d’une réaction, une diminution de l’énergie du système = réaction exothermique
5- Variation d’enthalpie à pression constante = chaleur échangée => premier principe de la thermodynamique
6- Il faut apporter de la chaleur pour qu’une réaction exothermique (diminution de l’enthalpie) se fasse
Les affirmations 4 et 5 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Enthalpie
Affirmation 1
Non
pV dépend du volume occupé par le
système, c’est une grandeur extensive.
pV représente le travail que le système doit fournir contre la pression extérieure pour garder son volume.
Affirmation 2
Si.
La variation d’enthalpie (zone entourée en rouge de la figure) correspond aux variations de chaleur Q fournie, ou reçue, lors d’une réaction.
Mesurer la quantité de chaleur échangée lors de la réaction revient à mesurer l’enthalpie.
Affirmation 3
Si.
*DH dépend des conditions extérieures, des variations de l’énergie environnementale ; variations de pression ou de température, par exemples.
Affirmation 4
Oui.
Exothermique : La réaction fournie de la chaleur.
Endothermique : La réaction reçoit de la chaleur.
Athermique : pas d’échange de chaleur
Isochore : à volume constant.
Isobare : à pression constante.
Isotherme : à température constante.
Affirmation 5
Oui.
*DH = Qp
Variation d’enthalpie = chaleur échangée (à pression constante)
Premier principe de la thermodynamique : L’énergie se conserve.
Affirmation 6
Non.
Il faut apporter de la chaleur pour qu’une réaction endothermique, qui consomme de l’énergie (variation d’enthalpie positive) se fasse.
Note :
Ceci démontre une des utilités de la thermodynamique : pouvoir connaître, calculer l’enthalpie d’une réaction, permet de savoir s’il faut chauffer ou non pour qu’une réaction chimique se fasse.
A se rappeler
Enthalpie, du grec « chaleur interne » : chaleur (énergie) interne + travail de maintient de volume. H = U + pV.
U :
énergie interne emmagasinée par le système.
pV : travail pour maintenir le volume occupé par le système.
À pv constant, variation d’enthalpie = chaleur échangée.
L’enthalpie = énergie = dimension d’une énergie.
Unité : joule
Note :
La connaissance de l’enthalpie (liée à la chaleur), permet, par exemples, de choisir le gaz le mieux approprié pour chauffer un mélange, chauffer ou refroidir pour augmenter le rendement d’une réaction chimique, etc.
Page 5.
Enthalpie libre G
Sélectionner les deux affirmations exactes :
1- Pour une réaction [réactifs ->produits], la variation d'enthalpie libre est positive
2- Enthalpie libre G : partie de l’enthalpie utilisable pour produire une transformation chimique ou électrique
3- L’enthalpie libre G= H – TS n’est pas liée au deuxième principe de la thermodynamique (évolution et entropie)
4- L’enthalpie libre G n’est ni une fonction d’état ni une variable extensive
5- Système riche en énergie utilisable = enthalpie libre G de départ élevée
Les affirmations 2 et 5 sont exactes.
Voir Physique, thermodynamique, Enthalpie libre G
Affirmation 1
Non.
Réaction Réactifs -> Produits : variation d'enthalpie libre G diminue (*DG < 0).
Le signe de l’enthalpie libre permet de prévoir le sens d’une réaction.
(Voir pages suivantes)
Affirmation 2
Oui.
Enthalpie libre G : partie de l’enthalpie utilisable pour produire une réaction chimique, électrique, ou un travail.
G : l’enthalpie libre G :
- introduite par Willard Gibbs,
- aussi appelé « énergie de Gibbs ».
Affirmation 3
Si.
L’enthalpie libre G= H – TS est liée au 2ème principe de la thermodynamique par sa variable S, entropie.
2ème principe de la thermodynamique : évolution et entropie.
Affirmation 4
Si.
La figure montre que l’enthalpie libre est liée à un état du système.
C’est aussi une grandeur extensible, par sa composante H liée au volume.
Enthalpie H = U + pV
Enthalpie libre
L’enthalpie libre G, est aussi appelée « énergie libre de Gibbs »
G : Willard Gibbs.
G = H – TS
H : enthalpie
T : température en degrés absolus dans l’échelle Kelvin
S : entropie
L’enthalpie libre peut être interprétée comme la partie de l’enthalpie utilisable pour produire une transformation chimique ou électrique
(À température et à pression constante).
Variation d’enthalpie libre
Le système évolue vers son état de plus faible énergie.
Le signe de variation de l’enthalpie libre détermine le sens de la réaction chimique.
Réactions « réactifs vers produits » :
*D GT,p(sys) = *D H sys – T *D Ssys < 0
Réactions « produits vers réactifs » :
*D G T,p(sys) = *D H sys – T *D Ssys > 0
Réaction à l’équilibre :
*D G T,p(sys) = 0 = La réaction s’arrête.
Page 6.
Enthalpies. Formation & réaction
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- Les
enthalpies standard de formation des réactifs et produits ne permettent pas de calculer
l’enthalpie standard d’une réaction
2- Les enthalpies standard de formation et de réaction sont pour T=273,15k (0°C) et P=1 atm
3- [B] : Tous les composés chimiques ont la même enthalpie standard de
formation
4- [A]. L’enthalpie standard de réaction permet de dire si la réaction est
exothermique, endothermique, ou adiabatique
L’affirmation 4 est exacte.
Affirmation
1
Si.
Le calcul de l’enthalpie standard d’une réaction est possible :
*D rH° = Somme des enthalpie de formation des produits – Somme des enthalpies
de formation des réactifs.
Notes :
- Les coefficients stoechiométriques entrent dans la formule.
- f = enthalpie de formation,
- r = enthalpie de la réaction,
- ° = conditions standard.
Les enthalpies standard de formation des corps composés :
- sont définies dans des tables,
- peuvent être mesurées expérimentalement.
Affirmation 3
Non.
[B]. L’enthalpie standard de formation, chaleur échangée lors de la réaction,
dépend du composé chimique obtenu.
L’enthalpie
standard de formation :
- notée *D Hf°,
- variation
d’enthalpie lors de la formation du composé à partir des corps simples purs,
- dans les conditions de l’état standard
(p°= 1 bar = 105 Pa. T° = 298k (25°C),
- les corps simples purs doivent être dans un état stable (gaz ou liquide ou
solide) à l’état standard,
- des
tables donnent des valeurs de l’enthalpie standard de formation pour les composés chimiques
principaux,
- les valeurs
peuvent aussi être mesurées expérimentalement en réalisant la réaction de
composition dans un calorimètre et en mesurant la chaleur échangée.
Affirmation
4
Oui.
[A].
*D H = Qp
Variation d’enthalpie = chaleur échangée à pression constante.
Voir page précédente « Enthalpie »
La variation d’enthalpie standard de réaction permet de dire si la
réaction est :
- exothermique, *D rH < 0, il y a
perte de chaleur lors de la formation du composé chimique,
- endothermique, *D rH > 0, la
réaction doit recevoir de la chaleur pour se faire,
- adiabatique, *D rH = 0, pas d’échange de chaleur lors de la réaction.
Page 7.
Enthalpies de formation.
Mesures
Sélectionner
l’affirmation exacte :
1- L’enthalpie de formation des corps composés ne peut pas être déterminée expérimentalement
2- Pas de relation entre la chaleur échangée et la variation de température
3- L'enthalpie de formation des corps simples (H2, O2, N2, etc), est par définition nulle
4- Pouvoir calorifique = capacité calorifique
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 1
Si.
Les enthalpies de formation peuvent être mesurées en réalisant la réaction dans un calorimètre.
Déterminer la variation d’enthalpie revient à mesurer la variation de température, puis à déterminer la chaleur échangée lors de la réaction de constitution du composé chimique.
Notes :
- Calorimètre : système isolé destiné à mesurer les échanges de chaleur.
La mesure des variations de température permet de déterminer l’échange de chaleur et la variation d’enthalpie.
- Q = m.c. (T2 – T1)
- *D H
= Qp
Variation d’enthalpie = chaleur échangée à pression constante.
Voir page précédente « Enthalpie »
Affirmation 2
Si.
Relation entre chaleur échangée et la variation de température :
Q = m.c. (T2 – T1)
Q :
quantité de chaleur en joules
m : masse en kg
c : capacité calorifique
T : température en kelvin
Note :
- La capacité calorifique (ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de température.
- on définit des capacités thermiques massiques cm, (j/kg/k), volumiques cv (j/m2/k), cm molaires (j/m/k).
Affirmation 3
Oui.
L'enthalpie de formation des corps simples (H2, O2, N2, etc), est par définition nulle : le corps simple pur n’a pas besoin d’une réaction de formation pour se former, pour se former à partir de lui-même.
Affirmation 4
Non.
Pouvoir calorifique :
(ou chaleur de combustion)
- notation : *D cH°,
- unités : kilojoule par kilogramme, kilojoule par mole, par litre
- enthalpie de réaction lors d’une combustion
Exemple : d’un hydrocarbure avec le dioxygène.
Essence : 35 475 kj/L
Capacité calorifique :
(ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de température.
Q = m.c. (T2 – T1)
Unité :
joule par kelvin.
Page 8.
Table & calcul
Sélectionner
l’affirmation exacte :
1- [A]. Enthalpie molaire standard de réaction
2- [B]. Enthalpie de formation du graphite (carbone corps simple pur le plus stable aux conditions standard) : 1,92 kj/mole
3- [B]. La formation du diamant à partir du graphite nécessite de la chaleur (1,92 kj/mole)
4- [C]. + 103,88
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 1
Non. [A]. Enthalpie molaire standard de formation des composés chimiques de la première colonne.
(Le « f » de *D fH0 signifie « formation »)
Notes :
La table présentée est une table simplifiée.
Des tables d’enthalpies plus complètes se trouvent sur Internet.
L’enthalpie de formation d’un composé peut toujours se déterminer expérimentalement (Voir calorimètre page précédente).
Affirmation 2
Non.
[B]. Enthalpie de formation du graphite : 0 kj/mole.
Le graphite, carbone pur simple stable aux conditions standards (1pa,
25°C) n’a pas à se « former » en lui-même (C -> C).
Affirmation 3
[B].
Oui. La formation du diamant à partir du graphite nécessite de la
chaleur.
Enthalpie de formation : 1,92 kj/mole.
Le
diamant n’est pas le carbone le plus stable aux conditions standard.
C(s) graphite -> C(s) diamant *D H0 = 1,9 kj/mole
Le carbone est allotropique : il a plusieurs formes solides.
Affirmation 4
Non.
[C]. *D fH0 du propane = - 103,88 (- = réaction
exothermique).
Loi de Hess = Somme des enthalpies de formation des produits – somme des
enthalpies de formation des réactifs
Attention :
Respecter les signes dans les sommes et ne pas oublier les coefficients stoechiométriques.
Page 9.
Enthalpie de réaction. T quelconque
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- Connaître l’enthalpie standard de réaction et les capacités calorifiques ne permet pas de calculer l’enthalpie de réaction à T quelconque
2- L’enthalpie de la réaction de l’eau à 600°k est identique à celle à 298°k
3- À pression constante : Enthalpie de réaction = chaleur échangée
4- [A]. Il faut chauffer pour que la réaction se fasse
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 1
Si.
Voir [A] loi de Kirchhoff.
Enthalpie de réaction à température T =
Enthalpie standard de réaction + enthalpie de T° à T
(A condition qu’il n’y ai pas de changement d’état entre les 2 températures)
Enthalpie de T° à T =
Coeff. Stoechiométrique x capacité calorique x DT
Capacité calorifique :
(ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de température.
Q = m.c. (T2 – T1)
Unité :
joule par kelvin.
Affirmation 2
Non.
L’enthalpie
de réaction dépend :
- de la température de la réaction,
- de la phase (gaz, liquide, solide) où sont les composants.
L’enthalpie de la réaction de l’eau à 600°k = -245,1 kj.mol-1
L’enthalpie de la réaction de l’eau à 298°k = -241,6 kj.mol-1
Affirmation3
Oui.
À pression constante : *D H = Qp
Enthalpie de réaction = chaleur échangée
Affirmation 4
Non.
[A]. Perte de chaleur, la réaction est exothermique.
Page 10.
Changement d’états
La figure présente l’évolution de l’entropie pour un corps pur allotropique (Ici, l’eau pure).
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- Pas de lien entre l’entropie, la chaleur, la température
2- Changement d’état : la chaleur est entièrement utilisée pour modifier les liaisons moléculaires (pas de variation de température)
3- Les capacités caloriques de la glace, de l’eau, de la vapeur d’eau, ont les mêmes valeurs
4- [A]. Variation d’entropie entre Tf et T2 : L’intégrale de dT/T est Log décimal de T2/Tf
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Si.
T. Température : variable d’état. Mesure de l’agitation électronique.
Unité : ° kelvin.
Q.
Chaleur :
transfert d’énergie entre 2 systèmes à températures différentes. Se mesure en
joules.
En dehors des changements d’états : l’énergie reçue fait croître l’agitation électronique et donc la température.
S. Entropie : mesure du désordre.
Unité : J/K, joule par Kelvin.
Relations T/Q/S :
Q = m.c. (T2 – T1)
c :
capacité calorique (ou capacité thermique) qualité d’un corps à
absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de
température.
En thermodynamique traditionnelle : S = Q/T
Affirmation 2
Oui.
Changement d’état : la chaleur (l’apport d’énergie) est entièrement utilisée pour modifier les liaisons moléculaires (pas de variation de température)
Chaleur latente : quantité de chaleur pour réaliser le changement d’état.
La figure représente la variation d’entropie/température pour un corps simple pur possédant une seule variété allotropique (une seule forme cristalline ou moléculaire).
Noter les différences de valeurs pour les chaleurs latentes de fusion et d’ébullition (Exemple pour l’eau pure).
Affirmation 3
Non.
Capacité calorifique :
(ou capacité thermique) qualité d’un corps à absorber/restituer de la chaleur par échange thermique lors d’une variation de température.
Q = m.c. (T2 – T1)
Unité :
joule par kelvin.
Les capacités caloriques de la glace, de l’eau et de la vapeur d’eau n’ont pas les mêmes valeurs : les variations d’énergies échangées dépendent des interactions moléculaires glace, eau, vapeur d’eau.
Affirmation 4
Non.
[A].
L’intégrale de dT/T est ln, logarithme népérien, de T2/T1.
Allotropique
Corps simple pur possédant une seule une seule forme cristalline ou moléculaire.
Le carbone est allotropique : il a plusieurs formes solides.
C(solide) graphite.
C(solide) diamant.
Page 11.
Variation de l’enthalpie libre
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- [A]. Diminution de l’enthalpie libre = réaction endothermique
2- [B]. A l’équilibre, ou en fin de réaction, l’enthalpie libre a atteint sa valeur minimale et sa variation devient nulle
3- [C]. G devient supérieure à l’enthalpie libre d’équilibre : impossible. À T & P constants, une réaction chimique à l’équilibre ne peut pas sortir de l’équilibre
4- L’enthalpie libre G de départ est toute l’enthalpie libre disponible pour une réaction ou pour faire un travail
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Non.
[A]. Diminution de l’enthalpie libre = perte d’énergie = réaction spontanée exothermique.
Affirmation 3
Si.
[C]. Pour que l’enthalpie libre augmente et que la réaction de son équilibre, il faut faire un apport d’énergie extérieure.
Dans cette partie de courbe, *D rG > 0, = réaction endothermique (nécessite un apport d’énergie)
Affirmation 4
Non.
*D G (G de départ – G final) est l’énergie libre disponible.
Le
signe de DG permet de prévoir le sens d’une réaction.
Page 12.
Voir chimie modifiée/Documentation/2-Thermodynamique
Enthalpie G & équilibre chimique
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- La position d’équilibre d’une réaction équilibrée ne dépend pas des concentrations
2- Le calcul de la constante d’équilibre ne peut se faire qu’à partir de l’entropie libre de réaction à l’équilibre
3- [A]. L’enthalpie libre est fonction de la température, de la pression, de l’avancement de la réaction
4- [B]. Puisque la variation d’enthalpie libre à l’équilibre est nulle, l’enthalpie standard de réaction est R.T.Ln k (signe positif)
L’affirmation 3 est exacte.
Affirmation 2
Non.
Le calcul de la constante d’équilibre peut aussi se faire à partir des concentrations à l’équilibre.
Voir Loi d’action des masses
Affirmation 3
Oui.
[A]. L’enthalpie libre est fonction de la température, de la pression, de l’avancement de la réaction.
L’avancement de réaction « ksi » étant la différence de quantités d’une substance (n temps t – n initiale) / coefficient stœchiométrique.
On obtient le même avancement quel que soit l’élément de la réaction considéré.
Le taux d’avancement (degré d’avancement) = avancement à l’instant t / avancement maximal.
Affirmation 4
Non.
[B].
Enthalpie standard de réaction est - R.T.Ln k (signe négatif)
Pour comprendre : faire *D rGT,p = 0 dans la formule [A].
Page 13.
Calcul de l’enthalpie libre
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- [A]. La réaction est exothermique
2- Pour prévoir le sens de la réaction : il faut calculer l’enthalpie libre G de réaction
3- [B]. Variation d’enthalpie libre G positive = la réaction est spontanée
4- Ne possédant pas les concentrations, on ne peut pas définir la constante d’équilibre k
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Non.
[A]. Augmentation de l’enthalpie : La réaction reçoit de la chaleur = réaction endothermique.
La variation d’enthalpie (chaleur échangée) et la variation d’entropie (variation du désordre) ne permettent pas de prévoir le sens d’une réaction.
Affirmation 3
Non.
[B]. Variation d’enthalpie libre G positive = la réaction n’est pas spontanée.
Affirmation 4
Si.
[C].
En utilisant la relation de Van’t Hoff ; relation entre la variation de la constante d’équilibre à l’énergie de la réaction (en fonction de la température)
A partir de l’enthalpie libre de réaction, [- *D G° = RT LnK],
calculer le Ln K,
puis k=elnK
Gaz parfaits : les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions.
Exemples : O2, N2 de l’atmosphère.
R : constante des gaz parfaits = NA. KB = 8,3144621 J⋅K-1⋅mol-1
NA : nombre d’Avogadro = 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.
KB : Constante de Boltzmann
Page 14.
Synthèse. Energies. Transformations
Sélectionner l’affirmation exacte :
1- [A]. Variation d’enthalpie à p constante = travail échangé avec l’extérieur
2- Dans un système fermé (inclus dans système isolé), la variation d’entropie est toujours positive
3- [B]. Calculer la variation d’enthalpie libre G permet de prévoir le sens d’une réaction
4- Entropie : Chaleur dissipée lors d’une réaction
L’affirmation 2 est exacte.
Affirmation 1
Non.
[A]. Augmentation de l’enthalpie : La réaction reçoit de la chaleur = réaction endothermique.
La variation d’enthalpie (chaleur échangée) et la variation d’entropie (variation du désordre) ne permettent pas de prévoir le sens d’une réaction.
Affirmation 3
Non.
[B]. Variation d’enthalpie libre G positive = la réaction n’est pas spontanée.
Affirmation 4
Si.
[C].
En utilisant la relation de Van’t Hoff ; relation entre la variation de la constante d’équilibre à l’énergie de la réaction (en fonction de la température)
A partir de l’enthalpie libre de réaction, [-*DG° = RT LnK],
calculer le Ln K,
puis k=elnK
Gaz parfaits : les molécules sont suffisamment éloignées pour en négliger les interactions.
Exemples : O2, N2 de l’atmosphère.
R : constante des gaz parfaits = NA. KB = 8,3144621 J⋅K-1⋅mol-1
NA : nombre d’Avogadro = 6,022 141 29(27)×1023 mol−1.
KB : Constante de Boltzmann