Thermochimie

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Qu’est-ce que la thermochimie ? C’est une partie de la chimie qui étudie les phénomènes thermiques qui accompagnent les réactions chimiques. Certaines réactions peuvent dégager de la chaleur, elles sont exothermiques et d’autres en absorbent, elles sont endothermiques. Marcellin Berthelot est considéré comme le fondateur de la thermochimie. Il créa la bombe calorimétrique et participa au perfectionnement du calorimètre. La bombe calorimétrique, qui est une très grande invent
Thermochimie

Qu’est-ce que la thermochimie ? C’est une partie de la chimie qui étudie les phénomènes thermiques qui accompagnent les réactions chimiques. Certaines réactions peuvent dégager de la chaleur, elles sont exothermiques et d’autres en absorbent, elles sont endothermiques. Marcellin Berthelot est considéré comme le fondateur de la thermochimie. Il créa la bombe calorimétrique et participa au perfectionnement du calorimètre. La bombe calorimétrique, qui est une très grande invention, permet de mesurer le pouvoir calorifique d’un combustible; la capacité d’un combustible à produire de l’énergie. Mise au point en 1881, elle est encore en usage aujourd’hui. Au cours du , la thermochimie s’est beaucoup développée. L’application du second principe de la thermodynamique aux systèmes chimiques a permis de prévoir le sens des réactions, le positionnement des équilibres chimiques et donc de définir le rendement et la composition du système après réaction.

Définitions

Chaleur de réaction

Au cours d’une réaction chimique, le système échange de l’énergie avec le milieu extérieur sous forme de chaleur. Cette énergie échangée sous forme de chaleur Q dépend des conditions expérimentales dans lesquelles se produit la réaction :
volume constant (transformation isochore), la thermodynamique montre que Q est égale à la variation d'énergie interne du système: Qv = ΔU (cas de la bombe calorimétrique).
pression constante, la chaleur est égale à la variation d’enthalpie: Qp = ΔH (cas très fréquent des réactions effectuées à l’air libre).

Enthalpie libre

L'enthalpie libre, G est la fonction d'état indispensable pour l'étude des équilibres chimiques. Elle permet en effet de définir si une réaction chimique effectuée à T et p constante, est thermodynamiquement possible et dans quel sens elle aura lieu.

Opérateur de Lewis

On appelle opérateur de Lewis, noté \Delta_~, la dérivée d'une grandeur X, par rapport à l'état d'avancement de la réaction, \xi ~, à température T et pression p constantes: \Delta_X_ = \left(\frac\partial X\partial \xi\right)_~

Enthalpie de réaction

On appelle enthalpie de réaction à T et p constantes, la grandeur \Delta_ H_ = \left(\frac\partial H\partial \xi\right)_ = \sum_ \nu_i . h_~ . La variation d'enthalpie du système réactionnel, pour un état d'avancement donné, correspond à la chaleur mise en jeu et est égale à: \Delta H = \int_^\xi\Delta_ H_. d\xi = Q_~ :Dans le cas d'un système idéal, \Delta_ H_~ est indépendant de \xi~. :On en déduit: \Delta H = \Delta_ H_. \xi = Q_~ :On pourrait considérer que l'enthalpie de réaction \Delta_ H_~ est le "pouvoir calorifique" de la réaction, mis en jeu partiellement ou totalement selon que la réaction est partielle ou totale. Si la réaction est effectuée de telle manière que chaque constituant se trouve sous la pression standard, p0, on obtient l'enthalpie standard de réaction, \Delta_ H^_~ . L'état standard est défini:
- pour un gaz : gaz parfait sous la pression de 1 bar,
- pour un liquide ou solide : 1 bar,
- soluté : concentration valant une concentration de référence C^= 1 mol.L^. \Delta_ H^_~ n'est fonction que de T et peut être obtenu à partir des tables thermodynamiques établies à la température de référence de 298 K. On a d'après la loi de Kirchoff: \Delta_ H^_ = \Delta_ H^_ + \int_^ \sum_ \nu_. C_. dT ~ :\sum_ \nu_i . C_ = \Delta_r C_p~ :C_~, est la capacité calorifique molaire à pression constante du constituant i~. Elle est fonction de T mais on peut la considérer comme constante si l'intervalle de T n'est pas trop grand. Dans ce cas on obtient la relation approchée : : \Delta_ H^_ = \Delta_ H^_ + \Delta_r C_. (T - 298) ~ Attention : Cette relation n'est valable que s'il n'y a pas de changement d'état ou de phase dans l'intervalle de température considéré. Dans le cas contraire, il est nécessaire d'effectuer un cycle grâce à la loi de Hess pour les prendre en considération. Le calcul de \Delta_ H^_~ s'effectue à l'aide de l'enthalpie standard de formation, \Delta H^_~ dont les valeurs sont tabulées pour la plupart des composés.

Grandeurs standards de réaction

Ce sont des grandeurs associées à l'écriture de l'équation-bilan. Elles concernent essentiellement l'enthalpie, l'entropie et l'enthalpie libre. En conditions standards, les grandeurs de réactions obéissent à la loi de Hess qui stipule que : \Delta_r X^0 = \sum_i \nu_i \Delta X^0_~ où X_i~ est une grandeur extensive, \Delta X^0_~ est une grandeur standard de formation. :par convention, ::\nu_i ~< 0 pour les réactifs et \nu_i > 0~ pour les produits (cette convention est imposée par la définition même de l'avancement de réaction \xi = \frac\Delta n_i\nu_i).

Entropie standard de réaction: \Delta_r S^0_~

Le troisième principe de la thermodynamique stipule que l'entropie d'un corps pur est nulle à 0 K. Donc on peut calculer l'entropie molaire d'un corps pur de façon absolue (voir Calculs de l'entropie d'un corps pur. Il n'est donc pas nécessaire de définir une entropie standard de formation. On a dressé des tables d'entropies molaires standards à 298 K pour la plupart des corps purs, qui permettent de calculer les entropies standards de réaction: \Delta_r S^0_ = \sum_i \nu_i . S^0_~ :Il est alors possible de calculer \Delta_r S^0_~, grâce à la relation de Kirchoff appliquée à l'entropie. Remarque :Le signe de l'entropie de réaction est souvent prévisible, puisque l'entropie peut-être considérée comme une mesure de l'ordre (ou du désordre). Plus le désordre est important, plus l'entropie est grande, d'où le classement S(solide) < S(liquide) \ll S(gaz).

Enthalpie libre standard de réaction: \Delta_r G^0_~

Elle peut être calculée grâce à la loi de Hess, à partir des enthalpies libres standards de formation, \Delta G^0_~ dont les valeurs numériques sont tabulées à 298 K. \Delta_r G^0_ = \sum_i \nu_i \Delta G^0_~ . Il est aussi possible de calculer l'enthalpie libre de réaction standard par la relation issue directement de la définition de la fonction enthalpie libre G = H - TS : \Delta_r G^0_ = \Delta_r H^0_ - T \Delta_r S^0_~ Le calcul de l'enthalpie libre standard de réaction revêt une importance capitale pour l'étude des équilibres chimiques puisque la connaissance de cette grandeur permet d'avoir accès à la constante d'équilibre. :\Delta_r G^0_ = -RT \ln K_~ D'où :K_ = exp \left(\frac -\Delta_r G^0_\right)~

Voir

loi d'action de masses Équilibre chimique
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Sujets connexes
Avancement de réaction   Bombe calorimétrique   Calculs de l'entropie d'un corps pur   Calorimètre   Chaleur   Changement d'état   Enthalpie   Enthalpie libre   Enthalpie standard de formation   Entropie   Fonction d'état   Gaz parfait   Loi de Hess   Marcellin Berthelot  
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