Chimie · Prépa concours post-bac — IAV & ENA Meknès

Thermodynamique chimique : Premier principe

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

Le premier principe de la thermodynamique est le principe de conservation de l'énergie : $\Delta U = W + Q$ .

Énergie interne ( $U$ ) : Fonction d'état extensive. Pour un gaz parfait, $U$ ne dépend que de $T$ .
Enthalpie ( $H$ ) : $H = U + PV$ . Pour une réaction chimique, $\Delta_r H = \sum \nu_i H_{f,i}^\circ$ .
Capacité thermique : $C_v = (\frac{\partial U}{\partial T})_V$ et $C_p = (\frac{\partial H}{\partial T})_P$ .
Loi de Hess : $\Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H_i^\circ$ .

Méthodes à maîtriser

Calcul de $\Delta H$ : Utiliser les enthalpies de formation ou les enthalpies de liaison.
Loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$ .
Travail des forces de pression : $W = -\int_{V_i}^{V_f} P_{ext} dV$ .

Exemples corrigés

Exemple : Calcul de $\Delta H$ pour $A \rightarrow B$ . Si $\Delta_f H_A = -100$ kJ/mol et $\Delta_f H_B = -200$ kJ/mol, alors $\Delta_r H = -200 - (-100) = -100$ kJ/mol.

Erreurs fréquentes

Oublier le signe du travail (reçu par le système est positif).
Confondre $C_p$ et $C_v$ pour un gaz parfait ( $C_p - C_v = nR$ ).
Oublier les coefficients stœchiométriques dans le calcul de $\Delta_r H$ .

L'essentiel du cours

Le premier principe de la thermodynamique est le principe de conservation de l'énergie : $\Delta U = W + Q$.

Énergie interne ($U$) : Fonction d'état extensive. Pour un gaz parfait, $U$ ne dépend que de $T$.
Enthalpie ($H$) : $H = U + PV$. Pour une réaction chimique, $\Delta_r H = \sum \nu_i H_{f,i}^\circ$.
Capacité thermique : $C_v = (\frac{\partial U}{\partial T})_V$ et $C_p = (\frac{\partial H}{\partial T})_P$.
Loi de Hess : $\Delta_r H^\circ = \sum \nu_i \Delta_f H_i^\circ$.

Méthodes à maîtriser

Calcul de $\Delta H$ : Utiliser les enthalpies de formation ou les enthalpies de liaison.
Loi de Kirchhoff : $\Delta_r H(T_2) = \Delta_r H(T_1) + \int_{T_1}^{T_2} \Delta_r C_p dT$.
Travail des forces de pression : $W = -\int_{V_i}^{V_f} P_{ext} dV$.

Exemples corrigés

Exemple : Calcul de $\Delta H$ pour $A \rightarrow B$. Si $\Delta_f H_A = -100$ kJ/mol et $\Delta_f H_B = -200$ kJ/mol, alors $\Delta_r H = -200 - (-100) = -100$ kJ/mol.

Erreurs fréquentes

Oublier le signe du travail (reçu par le système est positif).
Confondre $C_p$ et $C_v$ pour un gaz parfait ($C_p - C_v = nR$).
Oublier les coefficients stœchiométriques dans le calcul de $\Delta_r H$.

🌉 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 : Premier principe

1/4

Quelle est l'unité de l'énergie interne ?

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre U et H ?

$U$ (Énergie interne) représente l'énergie microscopique totale du système.
$H$ (Enthalpie) est définie par $H = U + PV$ . Elle est très utile en chimie car, à pression constante, la variation d'enthalpie est égale à la chaleur échangée ( $Q_p = \Delta H$ ).

💡 À retenir : $H$ est l'outil privilégié pour les réactions chimiques à pression atmosphérique.

$U$ (Énergie interne) représente l'énergie microscopique totale du système.
$H$ (Enthalpie) est définie par $H = U + PV$. Elle est très utile en chimie car, à pression constante, la variation d'enthalpie est égale à la chaleur échangée ($Q_p = \Delta H$).

💡 À retenir : $H$ est l'outil privilégié pour les réactions chimiques à pression atmosphérique.

Kifach n7seb Delta H ila 3tani les enthalpies de liaison ?

Tu fais la somme des énergies de liaison des réactifs (rupture, donc positif).
Tu fais la somme des énergies de liaison des produits (formation, donc négatif).
$\Delta_r H = \sum E_{liaisons, rompues} - \sum E_{liaisons, formées}$ .

💡 À retenir : Rupture = endothermique (+), Formation = exothermique (-).

Tu fais la somme des énergies de liaison des réactifs (rupture, donc positif).
Tu fais la somme des énergies de liaison des produits (formation, donc négatif).
$\Delta_r H = \sum E_{liaisons, rompues} - \sum E_{liaisons, formées}$.

💡 À retenir : Rupture = endothermique (+), Formation = exothermique (-).

Est-ce que W est toujours égal à -PDelta V ?

Non, cette formule n'est vraie que si la pression extérieure est constante ( $P_{ext} = cte$ ). Si la transformation est réversible, on utilise $P_{ext} = P_{gaz}$ .

💡 À retenir : $W = -\int P_{ext} dV$ est la formule générale.

Non, cette formule n'est vraie que si la pression extérieure est constante ($P_{ext} = cte$). Si la transformation est réversible, on utilise $P_{ext} = P_{gaz}$.

💡 À retenir : $W = -\int P_{ext} dV$ est la formule générale.

Chno hiya la difference bin transformation isobare o isochore ?

Isobare : La pression est constante ( $P = cte$ ). Ici, $\Delta H = Q_p$ .
Isochore : Le volume est constant ( $V = cte$ ). Ici, $W = 0$ et $\Delta U = Q_v$ .

💡 À retenir : Isobare = $\Delta H$ , Isochore = $\Delta U$ .

Isobare : La pression est constante ($P = cte$). Ici, $\Delta H = Q_p$.
Isochore : Le volume est constant ($V = cte$). Ici, $W = 0$ et $\Delta U = Q_v$.

💡 À retenir : Isobare = $\Delta H$, Isochore = $\Delta U$.

Est-ce que la température change dans une transformation isotherme ?

Non, par définition, une transformation isotherme se déroule à température constante ( $T = cte$ ).

💡 À retenir : Pour un gaz parfait, si $T=cte$ , alors $\Delta U = 0$ et $\Delta H = 0$ .

Non, par définition, une transformation isotherme se déroule à température constante ($T = cte$).

💡 À retenir : Pour un gaz parfait, si $T=cte$, alors $\Delta U = 0$ et $\Delta H = 0$.

Kifach n3ref wach reaction endothermique aw exothermique ?

Si $\Delta_r H < 0$ , la réaction est exothermique (dégage de la chaleur).
Si $\Delta_r H > 0$ , la réaction est endothermique (absorbe de la chaleur).

💡 À retenir : Signe de $\Delta_r H$ = sens du flux thermique.

Si $\Delta_r H < 0$, la réaction est exothermique (dégage de la chaleur).
Si $\Delta_r H > 0$, la réaction est endothermique (absorbe de la chaleur).

💡 À retenir : Signe de $\Delta_r H$ = sens du flux thermique.

Est-ce que Delta U dépend du chemin suivi ?

Non, car $U$ est une fonction d'état. Sa variation ne dépend que de l'état initial et de l'état final.

💡 À retenir : $\Delta U = U_{final} - U_{initial}$ .

Non, car $U$ est une fonction d'état. Sa variation ne dépend que de l'état initial et de l'état final.

💡 À retenir : $\Delta U = U_{final} - U_{initial}$.

Pourquoi on utilise souvent des conditions standards ?

Pour pouvoir comparer les valeurs de $\Delta H$ entre différentes réactions, on fixe $P^\circ = 1$ bar et une température de référence (généralement 298 K).

💡 À retenir : Le symbole $^\circ$ indique l'état standard.

Pour pouvoir comparer les valeurs de $\Delta H$ entre différentes réactions, on fixe $P^\circ = 1$ bar et une température de référence (généralement 298 K).

💡 À retenir : Le symbole $^\circ$ indique l'état standard.

Est-ce que la capacité thermique Cp est constante ?

Pour les calculs simples, on la considère constante. En réalité, elle dépend de la température $C_p(T)$ .

💡 À retenir : Si $T$ varie beaucoup, il faut intégrer $C_p(T)$ .

Pour les calculs simples, on la considère constante. En réalité, elle dépend de la température $C_p(T)$.

💡 À retenir : Si $T$ varie beaucoup, il faut intégrer $C_p(T)$.

Comment calculer Delta U à partir de Delta H ?

On utilise la relation $H = U + PV$ . Pour une réaction chimique, $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$ . Si on a des gaz parfaits, $\Delta(PV) = \Delta n_{gaz} RT$ .

💡 À retenir : $\Delta U = \Delta H - \Delta n_{gaz} RT$ .

On utilise la relation $H = U + PV$. Pour une réaction chimique, $\Delta H = \Delta U + \Delta(PV)$. Si on a des gaz parfaits, $\Delta(PV) = \Delta n_{gaz} RT$.

💡 À retenir : $\Delta U = \Delta H - \Delta n_{gaz} RT$.

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

Non, le travail ( $W$ ) et la chaleur ( $Q$ ) dépendent du chemin suivi. Ce ne sont pas des fonctions d'état.

💡 À retenir : $W$ et $Q$ sont des grandeurs de transfert.

Non, le travail ($W$) et la chaleur ($Q$) dépendent du chemin suivi. Ce ne sont pas des fonctions d'état.

💡 À retenir : $W$ et $Q$ sont des grandeurs de transfert.

Est-ce que Deltaf H^circ d'un corps simple est toujours nulle ?

Oui, par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple dans son état physique stable à 298 K est nulle (ex: $O_2(g)$ , $Fe(s)$ ).

💡 À retenir : Corps simple = 0.

Oui, par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple dans son état physique stable à 298 K est nulle (ex: $O_2(g)$, $Fe(s)$).

💡 À retenir : Corps simple = 0.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

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

Exercice 1

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Un gaz parfait subit une détente isotherme réversible de $V_1 = 1$ L à $V_2 = 10$ L à $T = 300$ K. Calculer $W$ et $Q$ pour $n = 1$ mol.

Exercice 2

Un gaz parfait subit une détente isotherme réversible de $V_1 = 1$ L à $V_2 = 10$ L à $T = 300$ K. Calculer $W$ et $Q$ pour $n = 1$ mol.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

Calculer $\Delta_r H$ à 400 K pour une réaction sachant que $\Delta_r H(298 K) = -100$ kJ/mol et $\Delta_r C_p = 50$ J/K.mol.

Exercice 3

Calculer $\Delta_r H$ à 400 K pour une réaction sachant que $\Delta_r H(298 K) = -100$ kJ/mol et $\Delta_r C_p = 50$ J/K.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

Structure de l'atome Classification périodique des éléments Liaisons chimiques et géométrie des molécules Thermodynamique chimique : Second principe et équilibre Cinétique chimique Équilibres en solution aqueuse : Acides et bases Équilibres en solution aqueuse : Précipitation et complexation Oxydoréduction et piles Introduction à la chimie organique : Structure et nomenclature Stéréochimie Réactivité en chimie organique : Mécanismes réactionnels