Chimie · Médecine, pharmacie & dentaire — 1ère année Médecine dentaire

Thermodynamique chimique (1er et 2ème principes)

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Premier principe : $\Delta U = Q + W$ . Pour un système fermé, $\Delta U = Q_v$ . À pression constante, $\Delta H = Q_p$ .
Enthalpie de réaction : $\Delta_r H = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j \Delta_f H^\circ_j (\text{réactifs})$ .
Loi de Hess : L'enthalpie de réaction est indépendante du chemin suivi.
Second principe : $\Delta S_{univ} = \Delta S_{sys} + \Delta S_{ext} \ge 0$ . Pour une transformation spontanée, $\Delta S_{univ} > 0$ .
Énergie libre de Gibbs : $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ . Spontanéité si $\Delta G < 0$ à $T, P$ constants.

Méthodes à maîtriser

Calculer $\Delta H$ à partir des enthalpies de formation standard.
Utiliser la loi de Kirchhoff pour calculer $\Delta H$ à une température $T$ différente de $298K$ .
Déterminer le signe de $\Delta S$ par l'observation du désordre (gaz > liquide > solide).
Appliquer le critère de Gibbs pour prédire l'évolution d'une réaction.

Exemples corrigés

Calcul $\Delta_r H$ : Pour $A \rightarrow B$ , $\Delta_r H = \Delta_f H(B) - \Delta_f H(A)$ . Si $\Delta_r H < 0$ , la réaction est exothermique.
Calcul $\Delta S$ : $\Delta S = \sum \nu_i S^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j S^\circ_j (\text{réactifs})$ .

Erreurs fréquentes

Oublier les coefficients stœchiométriques ( $\nu_i$ ) dans les calculs d'enthalpie.
Confondre $\Delta H$ et $\Delta U$ (rappel : $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ ).
Oublier de convertir la température en Kelvin ( $T(K) = T(^\circ C) + 273,15$ ).
Croire que $\Delta S < 0$ rend la réaction impossible (c'est $\Delta G$ qui compte).

L'essentiel du cours

Premier principe : $\Delta U = Q + W$. Pour un système fermé, $\Delta U = Q_v$. À pression constante, $\Delta H = Q_p$.
Enthalpie de réaction : $\Delta_r H = \sum \nu_i \Delta_f H^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j \Delta_f H^\circ_j (\text{réactifs})$.
Loi de Hess : L'enthalpie de réaction est indépendante du chemin suivi.
Second principe : $\Delta S_{univ} = \Delta S_{sys} + \Delta S_{ext} \ge 0$. Pour une transformation spontanée, $\Delta S_{univ} > 0$.
Énergie libre de Gibbs : $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. Spontanéité si $\Delta G < 0$ à $T, P$ constants.

Méthodes à maîtriser

Calculer $\Delta H$ à partir des enthalpies de formation standard.
Utiliser la loi de Kirchhoff pour calculer $\Delta H$ à une température $T$ différente de $298K$.
Déterminer le signe de $\Delta S$ par l'observation du désordre (gaz > liquide > solide).
Appliquer le critère de Gibbs pour prédire l'évolution d'une réaction.

Exemples corrigés

Calcul $\Delta_r H$ : Pour $A \rightarrow B$, $\Delta_r H = \Delta_f H(B) - \Delta_f H(A)$. Si $\Delta_r H < 0$, la réaction est exothermique.
Calcul $\Delta S$ : $\Delta S = \sum \nu_i S^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j S^\circ_j (\text{réactifs})$.

Erreurs fréquentes

Oublier les coefficients stœchiométriques ($\nu_i$) dans les calculs d'enthalpie.
Confondre $\Delta H$ et $\Delta U$ (rappel : $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$).
Oublier de convertir la température en Kelvin ($T(K) = T(^\circ C) + 273,15$).
Croire que $\Delta S < 0$ rend la réaction impossible (c'est $\Delta G$ qui compte).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

Tu as appris les sciences en arabe ? Touche un mot pour voir sa traduction et une explication en darija.

La question que tu n'oses pas poser en classe ? Pose-la à UstadZéro jugement, même en darija, même à minuit. Il t'explique pas à pas et corrige ta démarche. Gratuit.Commencer gratuitement

Défi flash : 4 questions

Sans compte

🎯 Thermodynamique chimique (1er et 2ème principes)

1/4

Pour un système fermé, la variation d'énergie interne $\Delta U$ est égale à :

❓ Questions fréquentes

Qu'est-ce qu'une fonction d'état ?

Une fonction d'état est une grandeur physique dont la valeur ne dépend que de l'état actuel du système (défini par $P, V, T$ ) et non du chemin suivi pour y parvenir. Par exemple, $U, H, S$ et $G$ sont des fonctions d'état.

💡 À retenir : La variation d'une fonction d'état entre deux points ne dépend que des états initial et final.

Une fonction d'état est une grandeur physique dont la valeur ne dépend que de l'état actuel du système (défini par $P, V, T$) et non du chemin suivi pour y parvenir. Par exemple, $U, H, S$ et $G$ sont des fonctions d'état.

💡 À retenir : La variation d'une fonction d'état entre deux points ne dépend que des états initial et final.

Kifach n3ref wach tfa3ol spontané wla la ?

Bach t3ref wach tfa3ol spontané, khassk t7seb $\Delta G$ (l'energie libre de Gibbs) f d'darajat l'7rara li 3ndk:

Ila kan $\Delta G < 0$ , tfa3ol spontané.
Ila kan $\Delta G > 0$ , tfa3ol ghayr spontané.
Ila kan $\Delta G = 0$ , tfa3ol f 7alat tawazon.

💡 À retenir : $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ .

Bach t3ref wach tfa3ol spontané, khassk t7seb $\Delta G$ (l'energie libre de Gibbs) f d'darajat l'7rara li 3ndk:

Ila kan $\Delta G < 0$, tfa3ol spontané.
Ila kan $\Delta G > 0$, tfa3ol ghayr spontané.
Ila kan $\Delta G = 0$, tfa3ol f 7alat tawazon.

💡 À retenir : $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$.

Quelle est la différence entre Delta H et Delta U ?

$\Delta U$ est la variation de l'énergie interne (chaleur à volume constant).
$\Delta H$ est la variation de l'enthalpie (chaleur à pression constante).
La relation est $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ . Pour les gaz parfaits, $\Delta H = \Delta U + \Delta n_{gaz}RT$ .

💡 À retenir : Dans les réactions en phase condensée (solide/liquide), $\Delta H \approx \Delta U$ .

$\Delta U$ est la variation de l'énergie interne (chaleur à volume constant).
$\Delta H$ est la variation de l'enthalpie (chaleur à pression constante).
La relation est $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$. Pour les gaz parfaits, $\Delta H = \Delta U + \Delta n_{gaz}RT$.

💡 À retenir : Dans les réactions en phase condensée (solide/liquide), $\Delta H \approx \Delta U$.

Chno hiya l'far9 bin système isolé w système fermé ?

Système isolé : Ma kaybadal la matière la l'energie m3a l'milieu extérieur.
Système fermé : Kaybadal l'energie (chaleur/travail) walakin ma kaybadalch l'matière.

💡 À retenir : Pour un système isolé, $\Delta U = 0$ .

Système isolé : Ma kaybadal la matière la l'energie m3a l'milieu extérieur.
Système fermé : Kaybadal l'energie (chaleur/travail) walakin ma kaybadalch l'matière.

💡 À retenir : Pour un système isolé, $\Delta U = 0$.

Comment calculer Delta H à une température T différente de 298K ?

On utilise la loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T) = \Delta_r H(298K) + \int_{298}^{T} \Delta_r C_p dT$ . Si $\Delta_r C_p$ est constante, alors $\Delta_r H(T) = \Delta_r H(298K) + \Delta_r C_p (T - 298)$ .

💡 À retenir : $\Delta_r C_p = \sum \nu_i C_{p,i} (\text{produits}) - \sum \nu_j C_{p,j} (\text{réactifs})$ .

On utilise la loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T) = \Delta_r H(298K) + \int_{298}^{T} \Delta_r C_p dT$. Si $\Delta_r C_p$ est constante, alors $\Delta_r H(T) = \Delta_r H(298K) + \Delta_r C_p (T - 298)$.

💡 À retenir : $\Delta_r C_p = \sum \nu_i C_{p,i} (\text{produits}) - \sum \nu_j C_{p,j} (\text{réactifs})$.

Kifach n7seb l'entropie d'une réaction ?

Katchouf l'equation chimique mtwazna.
Katchouf l'valeur dyal l'entropie molaire standard ( $S^\circ$ ) dyal kol mourakab.
Katchouf $\Delta_r S^\circ = \sum \nu_i S^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j S^\circ_j (\text{réactifs})$ .

💡 À retenir : L'unité est $J \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}$ .

Katchouf l'equation chimique mtwazna.
Katchouf l'valeur dyal l'entropie molaire standard ($S^\circ$) dyal kol mourakab.
Katchouf $\Delta_r S^\circ = \sum \nu_i S^\circ_i (\text{produits}) - \sum \nu_j S^\circ_j (\text{réactifs})$.

💡 À retenir : L'unité est $J \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}$.

Pourquoi Delta S est-il positif lors d'une évaporation ?

L'évaporation correspond au passage de l'état liquide (ordonné) à l'état gazeux (désordonné). Comme le désordre augmente, l'entropie du système augmente, donc $\Delta S > 0$ .

💡 À retenir : Gaz > Liquide > Solide en termes d'entropie.

L'évaporation correspond au passage de l'état liquide (ordonné) à l'état gazeux (désordonné). Comme le désordre augmente, l'entropie du système augmente, donc $\Delta S > 0$.

💡 À retenir : Gaz > Liquide > Solide en termes d'entropie.

Le premier principe est-il toujours vérifié ?

Oui, le premier principe de la thermodynamique (principe de conservation de l'énergie) est une loi universelle. L'énergie totale d'un système isolé reste constante.

💡 À retenir : L'énergie ne se crée pas, elle se transforme.

Est-ce que Delta G dépend de la température ?

Oui, car $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$ . Même si $\Delta H$ et $\Delta S$ sont supposés constants, la valeur de $\Delta G$ varie linéairement avec $T$ .

💡 À retenir : Une réaction peut devenir spontanée à haute température si $\Delta H > 0$ et $\Delta S > 0$ .

Oui, car $\Delta G = \Delta H - T\Delta S$. Même si $\Delta H$ et $\Delta S$ sont supposés constants, la valeur de $\Delta G$ varie linéairement avec $T$.

💡 À retenir : Une réaction peut devenir spontanée à haute température si $\Delta H > 0$ et $\Delta S > 0$.

Comment interpréter Deltar H < 0 ?

Cela signifie que la réaction est exothermique : le système libère de la chaleur vers le milieu extérieur. La température du milieu extérieur augmente.

💡 À retenir : $\Delta_r H < 0 \implies$ dégagement de chaleur.

Cela signifie que la réaction est exothermique : le système libère de la chaleur vers le milieu extérieur. La température du milieu extérieur augmente.

💡 À retenir : $\Delta_r H < 0 \implies$ dégagement de chaleur.

Est-ce que le travail est une fonction d'état ?

Non, le travail ( $W$ ) et la chaleur ( $Q$ ) ne sont pas des fonctions d'état. Ils dépendent du chemin suivi pour passer de l'état initial à l'état final.

💡 À retenir : Seules les variables comme $P, V, T, U, H, S, G$ sont des fonctions d'état.

Non, le travail ($W$) et la chaleur ($Q$) ne sont pas des fonctions d'état. Ils dépendent du chemin suivi pour passer de l'état initial à l'état final.

💡 À retenir : Seules les variables comme $P, V, T, U, H, S, G$ sont des fonctions d'état.

Quelle est l'unité de l'enthalpie libre ?

L'unité de l'enthalpie libre ( $G$ ) est le Joule ( $J$ ) ou le Joule par mole ( $J \cdot mol^{-1}$ ) pour une réaction chimique.

💡 À retenir : Toujours vérifier la cohérence des unités (kJ vs J).

L'unité de l'enthalpie libre ($G$) est le Joule ($J$) ou le Joule par mole ($J \cdot mol^{-1}$) pour une réaction chimique.

💡 À retenir : Toujours vérifier la cohérence des unités (kJ vs J).

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Calculer l'enthalpie standard de la réaction de combustion du méthane : $CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(l)$ à $298K$ . Données : $\Delta_f H^\circ(CH_4, g) = -74,8 \, kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(CO_2, g) = -393,5 \, kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(H_2O, l) = -285,8 \, kJ/mol$ .

Exercice 1

Calculer l'enthalpie standard de la réaction de combustion du méthane : $CH_4(g) + 2O_2(g) \rightarrow CO_2(g) + 2H_2O(l)$ à $298K$. Données : $\Delta_f H^\circ(CH_4, g) = -74,8 , kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(CO_2, g) = -393,5 , kJ/mol$ ; $\Delta_f H^\circ(H_2O, l) = -285,8 , kJ/mol$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Soit la réaction : $A(s) \rightarrow A(g)$ . À $300K$ , $\Delta H = 40 \, kJ/mol$ et $\Delta S = 120 \, J \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}$ .

Calculer $\Delta G$ à $300K$ .
La réaction est-elle spontanée à cette température ?

Exercice 2

Soit la réaction : $A(s) \rightarrow A(g)$. À $300K$, $\Delta H = 40 , kJ/mol$ et $\Delta S = 120 , J \cdot mol^{-1} \cdot K^{-1}$.

Calculer $\Delta G$ à $300K$.
La réaction est-elle spontanée à cette température ?

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

Déterminer l'enthalpie de formation du benzène $C_6H_6(l)$ sachant que : $6C(s) + 3H_2(g) \rightarrow C_6H_6(l) \quad \Delta_r H^\circ = ?$ Données :

$C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad \Delta_1 H^\circ = -393,5 \, kJ/mol$
$H_2(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow H_2O(l) \quad \Delta_2 H^\circ = -285,8 \, kJ/mol$
$C_6H_6(l) + 15/2 O_2(g) \rightarrow 6CO_2(g) + 3H_2O(l) \quad \Delta_3 H^\circ = -3267,6 \, kJ/mol$

Exercice 3

Déterminer l'enthalpie de formation du benzène $C_6H_6(l)$ sachant que : $6C(s) + 3H_2(g) \rightarrow C_6H_6(l) \quad \Delta_r H^\circ = ?$ Données :

$C(s) + O_2(g) \rightarrow CO_2(g) \quad \Delta_1 H^\circ = -393,5 , kJ/mol$
$H_2(g) + 1/2 O_2(g) \rightarrow H_2O(l) \quad \Delta_2 H^\circ = -285,8 , kJ/mol$
$C_6H_6(l) + 15/2 O_2(g) \rightarrow 6CO_2(g) + 3H_2O(l) \quad \Delta_3 H^\circ = -3267,6 , kJ/mol$

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Un prof de Chimie pour aller plus loin

Les cours du soir avec des profs vérifiés arrivent : inscris-toi pour être prévenu(e) en premier.

Être prévenu(e) gratuitement

Autres chapitres de Chimie

Atomistique et structure de la matière Classification périodique des éléments Liaison chimique et géométrie des molécules (VSEPR)Équilibres chimiques Équilibres acido-basiques en solution aqueuse Équilibres d'oxydo-réduction Équilibres de précipitation et de complexation Cinétique chimique Nomenclature et Isomérie de constitution Stéréochimie (Conformationnelle et Configurationnelle)Effets électroniques (Inductif et Mésomère)Réactivité et mécanismes réactionnels (Substitution, Élimination, Addition)Étude des grandes fonctions organiques (Alcanes, Alcènes, Alcools, Amines, Dérivés carbonylés)