Chapitre V : Equilibres et cinétique

Question 1

système chimique

Answer 1

échantillon de matière soumis à l’observation, mais plus généralement «la partie de l’univers au sein de laquelle s’effectue la transformation étudiée »

Question 2

ce qui n’est pas le système lui-même, constitue

Answer 2

le milieu extérieur ou l’environnement

Question 3

système isolé

Answer 3

ne peut échanger ni matière ni énergie avec l’extérieur (ex : réacteur clos, à volume constant et isolé thermiquement, tel qu’un vase Dewar).

Question 4

système fermé

Answer 4

peut échanger de l’énergie avec l’extérieur mais pas de matière (ex: cylindre + piston, circuit de fluide d’un réfrigérateur).

Question 5

système ouvert

Answer 5

peut échanger de l’énergie et de la matière avec l’extérieur (ex: feu de bois, réacteur ouvert à l’air et non isolé thermiquement)

Question 6

système adiabatique

Answer 6

n’échange pas de chaleur avec le milieu extérieur.

Question 7

La convention de signes pour décrire

Answer 7

les échanges s’opérant entre le système et le milieu est dite « égoïste » : ce que reçoit le système est compté positivement, ce que le système donne est compté négativement.

Question 8

système à l’équilibre peut passer d’un état initial à un état final au moyen d’une transformation. Celle-ci peut être de type:

Answer 8

isotherme (T température constante), isobare (P pression constante), isochore (V volume constant) ou encore quelconque

Question 9

Toute transformation permettant de revenir de l’état final à l’état initial par les mêmes étapes intermédiaires est dite

Answer 9

réversible

Question 10

l’évolution du système est suffisamment lente pour que l’on puisse considérer le système comme étant

Answer 10

en équilibre à chaque étape de la transformation, on parle alors de transformation quasi-statique, réversible. Dans un autre cas, si l’évolution du système est brutale, les états intermédiaires et les variables d’état associées ne sont pas définis, on parlera alors de transformation irréversible

Question 11

En thermodynamique le premier principe comporte 2 énoncés :

Answer 11

1° Enoncé : la conservation de l’énergie. Ainsi, l’énergie se conserve, c’est à dire qu’elle ne peut être ni créée ni détruite, et il existe une équivalence entre les différentes formes d’énergie. Cela a pour conséquence qu’un système isolé aura une énergie constante.

2° Enoncé : on définit l’énergie interne « U », qui est une fonction d’état, comme la somme de la quantité de chaleur « Q » et du travail « W » qu’un système peut échanger avec l’extérieur. On aura donc ΔU = U(final) - U(initial) = W + Q.

Question 12

Lorsque l’on applique de premier principe aux transformations à pression constante, le travail échangé s’écrit

Answer 12

W = P. ΔV. Donc ΔU devient : ΔU = Qp + P. ΔV. Il est possible de mesurer la chaleur Qp. On appelle alors Qp l’enthalpie et on la note «H». Qp = H = U + P.V. Appliquée aux gaz parfaits, on obtient ΔH = ΔU + Δ(PV) = ΔU + ΔU n.RT (n étant le nombre de mole, la quantité de matière donc, R la constante des gaz parfaits, T la température).

Question 13

lorsque ‘H > 0 alors la réaction est

Answer 13

endothermique c’est-à-dire qu’elle absorbe de la chaleur du milieu extérieur

Question 14

Si ‘H < 0 alors la réaction est

Answer 14

exothermique c’est à dire qu’elle produit de la chaleur dans le milieu extérieur.

Question 15

loi de Hess définit que

Answer 15

pour toute réaction on peut calculer l’enthalpie de réaction à partir des enthalpies de formation des réactifs et des produits

Question 16

Il est également possible de calculer l’enthalpie de réaction en

Answer 16

passant par des réactions de combustion. Il faut alors connaître les enthalpies standards de combustion des réactifs et produits lors de la réaction avec le dioxygène (valeurs que l’on trouve également dans les handbook).

Question 17

Lors d’une réaction de combustion, le carbone d’un composé se transforme en …, l’hydrogène en ….

Answer 17

Lors d’une réaction de combustion, le carbone d’un composé se transforme en CO2(g), l’hydrogène en H2O(l).

Question 18

Les réactifs et les produits formés sont dans leur état standard, donc il est important de bien notifier l’état de la matière. Par exemple :

Answer 18

CH4(g)+ 2O2 (g) → CO2(g)+ 2H2O(l) ‘Hcomb = 890,4 kJ.mol−1

Question 19

La loi de Hess expose également que l’enthalpie H, qui est une fonction d’état, ne dépend que de

Answer 19

l’état final : E(Final) et de l’état intial : E(Initial) et pas du tout du chemin suivi.

Question 20

Tout comme pour les enthalpies standards de formation et combustion, on trouve dans les tables de référence les valeurs d’entropies standards des produits et réactifs. On calcule alors l’entropie standard d’une réaction ainsi :

Answer 20

deltaS0R=ensemble de viSi0(produits)-ensemble vjs0j(réactifs)

Question 21

Une dernière notion essentielle notamment pour définir l’évolution d’un système est appelée enthalpie libre, notée G. C’est une fonction d’état défini qui dépend de l’enthalpie et de l’entropie.

On note G = H - T.S ou ΔGsys = ΔHsys - T. ΔSsys. Et on peut calculer l’enthalpie libre standard ainsi :

Answer 21

delta GOT=ensemble delta (produits)-ensemble delta GOT(réactifs)

Question 22

lorsque ΔG < 0

Answer 22

la réaction peut se produire spontanément.

Question 23

Si ΔG > 0

Answer 23

la réaction ne peut pas se produire spontanément.

Question 24

si ΔG = 0

Answer 24

le système est dans un état d’équilibre, il n’a pas tendance à évoluer