Cours Thermochimie PDF Gratuit (S1 L1)

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Présentation du Cours Thermochimie

Introduction et Quelques notions de départ

Les réactions chimiques s’accompagnent souvent d’échanges de chaleur, voire d’autres formes d’énergie (électrique, mécanique)

La Thermochimie étudie les échanges d’énergie.

Certaines réactions chimiques se déroulent, d’autres sont impossibles, d’autres encore sont « équilibrées ».

La Thermodynamique chimique s’intéresse à l’évolution des réactions.

Le système : La partie limitée de matière que l’on étudie, observe… constitue par définition le système.

Par opposition, on appelle entourage, le milieu extérieur

La thermodynamique est l’étude des phénomènes à l’intérieur d’un système et qui sont accompagnés d’échanges d’énergie ou de matière entre le système et le milieu extérieur.

La thermodynamique chimique est l’application des principes de la thermodynamique classique aux réactions chimiques. Elle s’occupe de l’étude des échanges énergétiques ou de matière accompagnant les transformations qui ont lieu au cours des réactions chimiques.

La thermodynamique s’intéresse aux transferts thermiques et de travail. Pour compléter les notions vues au lycée à propos des chaleurs de combustion, de dissolution ou de changement d’états, il est nécessaire de définir un certain nombre de termes.

Définitions et conventions

Système et Milieu extérieur

Un système thermodynamique est la partie de l’univers faisant l’objet d’une étude thermodynamique. Tout ce qui est extérieur au système s’appelle milieu extérieur (M.E). Un système peut être:

• Ouvert: s’il échange de la matière et de l’énergie avec le M.E
• Fermé: s’il échange de l’énergie mais pas de la matière avec le M.E
• Isolé: s’il n’échange ni matière ni énergie avec le M.E

Convention de signe

Par convention tout ce qui est reçu par le système (chaleur ou travail) est compté positivement et tout ce qui est fourni par le système est compté négativement.

Variables d’état et Equation d’état

Un système dans un état est caractérisé par des grandeurs macroscopiques dites variables d’états. Ces variables d’états ne sont pas indépendantes et sont reliées par une équation appelée équation d´état. L’équation d’état la plus simple est celle relative aux gaz parfaits appelée loi de Mariotte : PV = nRT

Avec P la pression du gaz, V son volume, T sa température (T(K) = 273 + t ( ⁰C) ), n le nombre de mole et R la constante des gaz parfaits (R = 0,082 l.atm.K^-1 .mol^-1 = 2 Cal.K^-1 .mol^-1 = 8,314 J.K^–1 .mol^–1 )

Les variables d’état peuvent être classées en deux groupes:

• Les variables dites extensives qui dépendent de la quantité de matière considérée (volume, masse, nombre de mole)
• Les variables dites intensives qui ne dépendent pas de la quantité de matière considérée (pression, température).

Fonction d’état

On appelle fonction d’état, toute fonction de variables d’état. Sa variation lors d’une transformation ne dépend que de l’état initial et de l’état final du système et pas du chemin suivi.

Etats d’équilibre d’un système

Un système est en équilibre thermodynamique lorsque les variables d’état qui le caractérise sont les même en tout point du système et restent constantes avec le temps.

Différents types de transformations

Un système subit une transformation lorsqu’au moins une de ses variables d’état qui caractérise son état d’équilibre varie avec le temps.

On distingue plusieurs modes de transformations

• Transformation isobare : qui se fait à pression constante P = C^te
• Transformation isotherme : qui se fait à température constante T = C^te
• Transformation isochore : qui se fait à volume constant V = C^te
• Transformation adiabatique : qui se fait sans échange de chaleur Q = 0
• Transformation réversible : c’est une transformation infiniment lente formée d’une succession d’états d’équilibre.
• Transformation irréversible: c’est une transformation rapide et brutale hors équilibre.

Echange d’énergie entre le système et le milieu extérieur

L’énergie échangée entre un système et le milieu extérieur peut être mécanique, thermique, électrique etc. Nous allons nous intéresser par la suite à deux formes d’énergie: l’énergie mécanique ou travail (W) et l’énergie thermique ou chaleur (Q).

Principes de base

Un système isolé n’échange ni matière ni énergie avec son entourage.

En conséquence : L’énergie d’un système isolé se conserve.

Au sein d’un tel système, l’énergie peut changer de forme. Dans ce cas, le système subit une transformation.

En mécanique, l’énergie potentielle se transforme en énergie cinétique (ou inversement).

L’énergie chimique peut se transformer en chaleur Q, travail W, énergie électrique Wel, Concrètement, adoptons une approche phénoménologique.

Plan du Cours

• Définitions préliminaires : Description d’un système, Etat d’équilibre thermodynamique, Echange d’un système avec l’environnement, Echange thermique, Echange mécanique.
• 1^er Principe de la thermodynamique : Enoncé du principe, Application aux transformations thermomécaniques.
• Applications du 1^er Principe : Système de constitution constante, Transformations physico-chimiques isothermes, Réactions chimiques non isothermes.
• 2^ème Principe de la Thermodynamique : Fonction enthalpie et le 2ème Principe, Entropie, Energie libre, Enthalpie libre.
• Équilibres chimiques.
• Équilibres de phases.

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