Chapitre 1: Notions de base de la Thermochimie

 

Chapitre I : Notions de base de la thermochimie

 Définition de la thermochimie:

1- Concepts de base et introduction:

La thermochimie est une branche de la thermodynamique qui étudie les échanges de chaleur (énergie thermique) associés aux réactions chimiques et aux changements d'état physique. Les principaux objectifs de la thermochimie sont de comprendre comment l'énergie est transférée lors des processus chimiques et de prédire les quantités d'énergie impliquées.

2- Importance de la thermochimie en chimie et en ingénierie:

La thermochimie est cruciale pour :

  • La conception de réacteurs chimiques : Optimisation des conditions de réaction pour maximiser le rendement et l'efficacité énergétique.
  • La prévision des réactions : Évaluation de la spontanéité et de la faisabilité des réactions chimiques.
  • La sécurité : Gestion des risques liés aux réactions exothermiques (dégagement de chaleur) ou endothermiques (absorption de chaleur).
  • Les processus industriels : Amélioration des procédés de fabrication et réduction des coûts énergétiques.

 Systèmes et environnements:

1- Systèmes ouverts, fermés et isolés:

  • Système ouvert : Échange de matière et d'énergie avec l'environnement. Exemple : un récipient ouvert.
  • Système fermé : Échange d'énergie mais pas de matière avec l'environnement. Exemple : une bouteille fermée.
  • Système isolé : Aucun échange de matière ni d'énergie avec l'environnement. Exemple : un thermos idéal.

2- Environnement et interactions avec le système:

  • Environnement : Tout ce qui entoure le système étudié.
  • Interactions : Les échanges de chaleur, de travail et de matière entre le système et son environnement déterminent le comportement énergétique du système.

 Travail, chaleur et énergie interne:

1- Définition du travail (W) et de la chaleur (Q):

  • Travail (W) : Énergie transférée par des forces agissant sur une distance. En thermochimie, le travail le plus couramment considéré est le travail de pression-volume, W=PΔVW = -P\Delta V.
  • Chaleur (Q) : Énergie transférée en raison d'une différence de température entre le système et son environnement. Elle est positive si le système absorbe de la chaleur et négative s'il en libère.

2- Énergie interne (U) et ses variations:

  • Énergie interne (U) : Somme de toutes les énergies microscopiques (cinétique et potentielle) des particules constituant le système.
  • Variation de l'énergie interne (
    \Delta U
    )
    : Donnée par la première loi de la thermodynamique, ΔU=QW\Delta U = Q - W

 Fonctions d'état:

1- Propriétés des fonctions d'état:

  • Définition : Une fonction d'état dépend uniquement de l'état actuel du système et non du chemin suivi pour atteindre cet état.
  • Exemples : Énergie interne (U), enthalpie (H), entropie (S), énergie libre de Gibbs (G).

2- Comparaison avec les variables de chemin:

  • Variables de chemin : Dépendent du chemin suivi par le système pour aller d'un état initial à un état final. Exemples : travail (W) et chaleur (Q).
  • Fonctions d'état vs variables de chemin : Les fonctions d'état fournissent des informations sur les propriétés intrinseques du système, tandis que les variables de chemin décrivent les processus de transfert d'énergie.

 Enthalpie (H):

1- Définition et relation avec l'énergie interne:

  • Enthalpie (H) : Fonction d'état définie par H=U+PVH = U + PV, où P est la pression et V le volume du système.
  • Relation avec l'énergie interne : L'enthalpie est utile pour les processus à pression constante, car la variation d'enthalpie (ΔH\Delta H) correspond à la chaleur échangée à pression constante, ΔH=Qp\Delta H = Q_p

2- Enthalpie de réaction et enthalpie standard de formation:

  • Enthalpie de réaction (ΔHreˊaction\Delta H_{réaction}) : Chaleur absorbée ou libérée lors d'une réaction chimique à pression constante.
  • Enthalpie standard de formation (ΔHf0\Delta H_f^0) : Variation d'enthalpie associée à la formation d'un composé à partir de ses éléments dans leur état standard, mesurée à 1 atm et 298 K.

Capacités calorifiques:

1- Capacité calorifique à volume constant (C_v):

  • Définition : Quantité de chaleur nécessaire pour augmenter la température d'un système de 1 degré Celsius à volume constant.
  • Formule : Cv=(UT)VC_v = \left( \frac{\partial U}{\partial T} \right)_V

2- Capacité calorifique à pression constante (C_p):

  • Définition : Quantité de chaleur nécessaire pour augmenter la température d'un système de 1 degré Celsius à pression constante.
  • Formule : Cp=(HT)PC_p = \left( \frac{\partial H}{\partial T} \right)_P
  • Relation entre CpC_p et CvC_v : Pour un gaz idéal, Cp=Cv+nR, où n est le nombre de moles et R la constante des gaz parfaits.