1. Processus thermodynamique
1.1. Isobare = T cste
1.2. Adiabatique = pas d’echange de chaleur
1.3. Isochore = V cste
1.4. Isotherme = T cste
2. Convention de signe
2.1. si le système fait un travail sur le milieur exterieur ou reçoit de la chaleur : +
2.2. Si le système subit un travail ou cède l‘énergie au milieu exterieur : -
3. Etude de l’énergie
3.1. Energie = grandeur physique qui represente la capacité à faire un travail. Elle s’exprime en joules (J)
3.1.1. Se conserve : elle ne se creer pas ni ne se perd
3.1.2. Em = Ec + Ep Em = 1/2 mv^2 + mgh
3.1.3. Transfert d’énergie
3.1.3.1. Chaleur (Q) = énergie libérer a cause d’une difference de température
3.1.3.2. Travail (W) = énergie libérée a cause d’un mouvement contre la force opposante
3.1.3.2.1. W = -Pext ΔV
4. 1er principe de la thermodynamique : ΔU = Q + W
4.1. Énergie interne du système (U) = Somme des énergies cinétiques et potentielles des molécules qui composent ce système.
4.1.1. Énergie cinétique microscopique : due aux mouvements des molécules (translation, rotation, vibration).
4.1.2. Énergie potentielle microscopique : due aux interactions entre les molécules (forces intermoléculaires).
4.2. Le premier principe de la thermodynamique, montre la conservation de l'énergie. Cela signifie que toute variation de l'énergie interne d'un système est due aux échanges d'énergie sous forme de chaleur (Q) et de travail (W) avec l'extérieur.
5. Système = Partie de l’univers sous observation délimitée par une fontière
5.1. Type de système
5.1.1. Ouvert = Échange de matière et d’énergie
5.1.2. Fermé = Pas d’échange de matière mais échange d’énergie
5.1.3. Isolé = Pas d’échange de matière ni d’énergie
5.2. L’état d’un système est decrit par des propriétés macroscopique : P,V,T et n = Variable d’état.
5.2.1. Si une ou plusieurs de ces propriétés varient, elles changent l’état du système - les autres variable prennent aussi une nouvelle valeur
5.2.2. Elles peuvent être - extensives = dépend de la quantité de susbtance - intensives = ne dépend pas pas de la quantité de substance présente
5.2.3. ΔX = Xf - Xi
5.3. Etat initial = état de depart d’un systeme en equilibre - apres interaction avec l’exterieur, le système atteint un nouvel equilibre = état final
6. Milieu exterieur = partie de l‘univers autre que le système
6.1. Peut échager de l’énergie avec le système de deux manières
6.1.1. Il peut échanger de la chaleur si le système et lui ont des T différentes (du chaud vers le froid)
6.1.2. Il peut échanger du travail si le système et lui on des P différentes
7. Enthalpie = représente l'énergie totale contenue dans un système thermodynamique, mais spécifiquement, elle est une mesure de l'énergie qui peut être échangée sous forme de chaleur à pression constante.
7.1. Variation d’enthapie = chaleur échangée lors d’une réaction
7.1.1. Variations d’enthalpie de combustion = Chaleur échangé lors de la combustion d'une mole d'une substance.
7.1.2. Variation d’enthalpie de formation = Chaleur échangé lors de la formation d'un composé à partir de ses éléments constitutifs dans leur état standard.
7.1.3. Variation d’enthalpie de reaction = C'est la somme des variations d'enthalpie de formation des produits moins celle des réactifs,
7.2. Loi de Hess = stipule que la variation d'enthalpie totale d'une réaction chimique est la même, peu importe le nombre d'étapes intermédiaires : ΔH d'une réaction est indépendante du chemin suivi entre les réactifs et les produits.
7.3. Loi de Kirchhoff = Permet d'ajuster ΔH en fonction de la température.
7.4. Enthapie et variation d’energie interne
7.4.1. ΔH = ΔU + pΔV