Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie








télécharger 168.4 Kb.
titreChapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie
page1/3
date de publication28.03.2017
taille168.4 Kb.
typeDocumentos
p.21-bal.com > droit > Documentos
  1   2   3

Ch.III : Thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie O. Selaïmia-Ferdjani

Chapitre III  THERMOCHIMIE : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie

1- Chaleur de réaction:

1.1- Notion de Chaleur réaction :

Soit un système thermodynamique fermé, siège d’une réaction chimique :

aA + bB cC + dD

Etat initial: U1, a moles de A et b moles de B.

Etat final: U2, c moles de C et d moles de D.

La réaction est supposée totale.

La chaleur de cette réaction à la température T est l’énergie calorifique échangée avec le milieu extérieur lorsque les réactifs A et B ont réagit dans les proportions stœchiométriques pour former les produits C et D.

  • Chaleur de réaction à volume constant : Qv = U

  • Chaleur de réaction à pression constant (enthalpie) : QP = H


Réaction chimique. Exemple :


a) Coefficients stœchiométriques (a, b, c, d …) dans une réaction chimique : nombres précédant les réactants k dans l’écriture de la réaction-bilan.

b) Nombres stœchiométriques k = coefficients stœchiométriques algébrisés :

- pour les réactifs (consommés dans le sens 1 de la réaction-bilan) : k négatifs.

- pour les produits (formés dans le sens 1 de la réaction-bilan) : k positifs.

C2H6 = 2 ; O2 = 7 ; CO2 = 4 ; H2O = 6
1.2- Remarque : Nécessité de bien définir l’état initial et l’état final :

  • Température

  • Quantités de matière (nombre de moles)

  • État physique (solide, liquide, gaz)

  • Pression, volume


1.3- Etat standard d’un corps pur :

symbole : signe° en exposant - l’état physique le plus stable

- P = 1 atm

- T = constante

- Les quantités de réactifs et de produits sont les quantités stœchiométriques
Dans le cas des gaz : Etat standard à T pression partielle (et non totale) = 1 atm
Exemples d’état standard :

Carbone C(solide) graphite

Oxygène O2 (gaz)

Hydrogène H2 (gaz)

Azote N2 (gaz)

Chlore Cl2 (gaz)
1.4- Enthalpie standard de réaction.

• Enthalpie standard de réaction : tous les constituants du système sont dans leur état standard;

• L’enthalpie standard rHo correspond à une variation de 1 mole;

Exemple: r298 représente la variation d’enthalpie d’une réaction à T=298 K et sous P=1atm (105Pa), et les produits et les réactifs étant dans leur état standard à 298 K.
1.5- Chaleur latente de changement d’état :

La chaleur latente de changement d’état d’un corps pur sous pression P et à une température T est la chaleur nécessaire à 1 mole de matière pour changer d'état à température constante :

H = n L ou H = m L

Où, L est la chaleur molaire associée à un changement d'état, cette chaleur est soit libérée ou absorbée. On distingue chaleurs latentes de fusion Lf (solide → liquide), de solidification Lsol (liquide → solide), de vaporisation Lv(liquide → gaz), de liquéfaction Ll (gaz → liquide), de sublimation Lsub (solide → gaz).

La température reste constante durant ce changement d’état, mais le système échange de l’énergie calorifique et du travail avec le milieu extérieur.
Exemple : Si l’on veut calculer l’énergie calorifique nécessaire pour transformer une mole d’eau liquide, à la température de 298 K sous une pression d’une atmosphère, en une mole d’eau gazeuse, à la température de 400 K, sous la même pression, on devra considérer successivement :

a) La quantité d’énergie absorbée (T1 = 298 K → T2 = 373 K) :


b) l’enthalpie de vaporisation à 373 K, sous une atmosphère : rH2 = n Lv
c) La quantité d‘énergie absorbée (T3 =373 K → T4 = 400K) :



QP = rH = rH1 + rH2 + rH3

rH = + n Lv + avec n = 1
1.6- Calcul des chaleurs de réaction à différentes températures (Loi de Kirchhoff):

A partir de la valeur d’une chaleur de réaction , mesurée à une température donnée, il est intéressant de pouvoir calculer la variation de l’énergie interne ou d’enthalpie qui accompagnerait cette réaction si elle était effectuée à une autre température quelconque. 


On cherche à calculer rH0T2 de la même réaction à la température T2 (T2 ≠T1), les autres paramètres (pression, états physiques) restant constants.

Construction d’un cycle :



rchemin1 = rH°chemin2



posons CP = ∑ Cp(produits )—∑ Cp(réactifs)


rHT2° = rH°T1 + CP dT
1ère relation de Kirchhoff


et CV = ∑ CV(produits )—∑ CV(réactifs)


rHT2° = rH°T1 + CV dT
2ème relation de Kirchhoff

Remarque: Lorsque la variation d’enthalpie d’une réaction est rH , la variation d’enthalpie de la réaction inverse est - rH , dans les mêmes conditions de température et de pression (ceci ne préjuge pas que la réaction inverse soit possible).
Exemple 1 : La réaction de synthèse de l’acide chlorhydrique HCl effectuée à 400 K à volume constant ; On a mesuré alors U400 K et l’on veut connaître U298 K.
T1 = 400 K H2 + Cl2 U400 K 2 HCl T1




U1 U2
T2 = 298 K H2 +Cl2 2 HCl T2 U298 K

D’après le premier principe : U400 K = U1+ U298 K + U2

U298 K = U400 K - U1 - U2

  U1 = CV (H2) (T2 – T1) + CV (Cl2) (T2 –T1) U1 < 0

 U2 = 2 CV (HCl) (T1 – T2) U2 > 0

Dans ce cas particulier, la valeur de U298 K est :

U298 K = U400 K + (T2 –T1) (2 CV (HCl) - Cv (H2) - CV (Cl2))
Exemple 2: Hydrogénation de l’éthylène en éthane à température T1 effectuée à pression constante.

P = 1 atm P = 1 atm

T = 298 K C2H4 g + H2gr298 K C2H6 g T = 298 K






r1r2

P = 1 atm P = 1 atm

T1 C2H4 + H2 grT1 C2H6 g T1




L’enthalpie étant une fonction d’état, on peut écrire:

298 K = H°1 + H°T1 + H°2

1 = ∫298 K→ T1 (CP(C2H4) + CP(H2)) dT

H2 = ∫T1→298 K (CP(C2H6) dT
T1 = H°298 K -∫298 K→ T1 (CP(C2H4) + CP(H2) - Cp(C2H6)) dT
2- Application des notions de chaleur de réaction

2.1- Détermination indirecte des chaleurs de réaction :

Il n’est pas toujours possible de mesurer directement la variation de l’enthalpie qui accompagne une réaction. C’est le cas, par exemple, lorsque d’autres réactions suivent inévitablement la réaction étudiée.
Exemple1 : Soit à déterminer la variation d’enthalpie rH1 de la réaction d’oxydation du carbone en oxyde de carbone :

Cgraphite + 1/2 O2 (g) CO (g) r1 = ?

Cette réaction est suivie d’oxydation de l’oxyde de carbone :

CO (g) + 1/2 O2 (g) CO2 (g) r2 = - 67, 6 kcal /mole

Le bilan de ces deux réactions est::

Cgraphite + O2 (g) CO2 (g) r 3 = - 94 kcal/mole

C + O2 r 3 CO2



r1 r2
CO + 1/2 O2

L’enthalpie étant une fonction d’état:

r 3 = r1 + r2

r1 = r 3 - r2 = -94 + 67,6 = - 26,4 kcal/mole
Exemple2 : On cherche à calculer l’enthalpie standard de la réaction :


à partir des réactions de combustion de CH4(g), H2(g) et C(graphite)



rH298 comb.H(C(gr) ) 2 comb.H(H2(g) ) comb.H(CH4(g) )

r298 = [393 + 2 (286)  (890)] = 75 kJ.mol1
2.3- Enthalpie de formation :

2.3.1- Définition :

L’enthalpie de formation d’un composé est égale à la variation d’enthalpie accompagnant la réaction de formation, à pression constante, d’une mole de ce composé à partir de ses éléments.

Exemple : soit la réaction de formation de l’alcool éthylique à partir de ses éléments :

2C + 3H2 + 1/2O2 CH3—CH2OH fH

Par contre, la réaction: CH2=CH2 + H2O CH3—CH2OH

N’est pas une réaction de formation de l’alcool.
2.3.2- Enthalpie standard de formation : fT (kJ.mol1)

• L’enthalpie standard de formation fT d’un composé A est la variation d’enthalpie de la réaction de formation dans les conditions standards : à P = 1atm, de ce composé à partir de ses éléments corps simples pris dans leurs états les plus stables, la température étant généralement 298 K.



Exemples :






fT d’un élément corps simple :

• L’enthalpie standard de formation : fT d’un élément corps simple dans son état standard de référence est nulle à toute température.



• L’enthalpie standard de formation d’un composé permet de comparer la stabilité de ce composé par rapport à ses éléments corps simples, et également à celle d’autres molécules.

Exemple :

La molécule la plus stable est celle qui a l’enthalpie de formation standard la plus faible.

L’éthane C2H6 est plus stable que C2H4 et C2H2
  1   2   3

similaire:

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconPremier principe thermodynamique

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconTd t3 : Premier principe de la thermodynamique

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconÈme principe de la thermodynamique

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconTransformations d’un système, 1er principe de la thermodynamique

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconTd tch : thermochimie but du chapitre Etudier les échanges d’énergie...

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconObjet, méthode, et images confuses de l’âme
«l’essentiel de l’essence») de tel corps ayant en soi un principe de mouvement et de repos (ni inerte (pierre), ni artificiel (hache)....

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconSoldat du contingent chapitre Premier

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconChapitre premier divinité du saint-esprit

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconChapitre III : Conservation des aliments
...

Chapitre III thermochimie : Application du premier principe de la thermodynamique à la chimie iconTp-cours de chimie n°6 (TS) : Suivi pH-métrique d’une réaction acido-basique-...
«acquisition» cliquer sur «paramètres». On peut aussi utiliser l’icône correspondant à paramètres (voir document projeté au tableau...








Tous droits réservés. Copyright © 2016
contacts
p.21-bal.com