CHAPITRE III : Thermochimie Application du 1 er principe à la chimie
III. 1. Etat standard et chaleur de réaction
Dans le cas général où les réactions chimiques sont effectuées à volume constant ou à
pression constante, la quantité de chaleur absorbée ne dépend que de l’état initial et l’état
final.
Cette propriété permet de calculer la quantité de chaleur mise en jeu dans certaines réactions
où elle n’est pas accessible à la mesure directe.
Exemple :
C(g) + O2(g) CO(g) ∆𝐻 = ?
La quantité de chaleur (∆𝐻) mis en jeu de cette réaction ne peut être déterminé
expérimentalement car la combustion du carbone conduit également à la formation de la
molécule du 𝐶𝑂 par contre, il est possible de déterminer (∆𝐻) de cette réaction en
connaissant celles des réactions suivantes :
C(g) + O2(g) CO2(g) ∆𝐻 = -394 kJ. mole-1
CO(g) + O2(g) CO2(g) ∆𝐻 = -283 kJ. mole-1
Donc: C(g) + O2 (g) CO2(g)
CO(g) + O2(g)
∆𝐻 = ∆𝐻 + ∆𝐻
∆𝐻 = ∆𝐻 ̶ ∆𝐻 = -394 – (-283) = -111 kJ. mole-1
37
, Nous avons déjà signalé que pour la transformation à volume constant et à pression constante,
la quantité de chaleur est donnée comme suit:
𝑄 = ∆𝑈 = 𝑈 − 𝑈
𝑄 = ∆𝐻 = 𝐻 − 𝐻
Il est aussi nécessaire de préciser les conditions dans lesquelles ces réactions sont effectuées;
on définit donc un état standard.
Un corps est à l’état standard lorsqu’il est pris à l’état pur, sous la pression d’une atmosphère
(1atm) et à la température standard de 25 °C. L’enthalpie standard de la réaction est notée
(∆𝐻 ) ; ceci représente donc la variation d’enthalpie d’une réaction effectuée à la
température de 298 K ainsi que les réactifs et les produits sont pris dans leurs états standards à
298 K.
III. 2. Relation avec la variation de l’énergie interne ∆U
La relation suivante peut être établie entre l’enthalpie standard d’une réaction et la variation
d’énergie interne standard :
Sachant que : 𝑑𝐻 = 𝑑𝑈 + 𝑑(𝑃𝑉)
Alors : 𝑄 = 𝑄 + ∆𝑛 𝑅 𝑇
Donc pour une réaction chimique :
∆𝐻 ( ) = ∆𝑈 ( ) + ∆𝑛 𝑅 𝑇
38
III. 1. Etat standard et chaleur de réaction
Dans le cas général où les réactions chimiques sont effectuées à volume constant ou à
pression constante, la quantité de chaleur absorbée ne dépend que de l’état initial et l’état
final.
Cette propriété permet de calculer la quantité de chaleur mise en jeu dans certaines réactions
où elle n’est pas accessible à la mesure directe.
Exemple :
C(g) + O2(g) CO(g) ∆𝐻 = ?
La quantité de chaleur (∆𝐻) mis en jeu de cette réaction ne peut être déterminé
expérimentalement car la combustion du carbone conduit également à la formation de la
molécule du 𝐶𝑂 par contre, il est possible de déterminer (∆𝐻) de cette réaction en
connaissant celles des réactions suivantes :
C(g) + O2(g) CO2(g) ∆𝐻 = -394 kJ. mole-1
CO(g) + O2(g) CO2(g) ∆𝐻 = -283 kJ. mole-1
Donc: C(g) + O2 (g) CO2(g)
CO(g) + O2(g)
∆𝐻 = ∆𝐻 + ∆𝐻
∆𝐻 = ∆𝐻 ̶ ∆𝐻 = -394 – (-283) = -111 kJ. mole-1
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, Nous avons déjà signalé que pour la transformation à volume constant et à pression constante,
la quantité de chaleur est donnée comme suit:
𝑄 = ∆𝑈 = 𝑈 − 𝑈
𝑄 = ∆𝐻 = 𝐻 − 𝐻
Il est aussi nécessaire de préciser les conditions dans lesquelles ces réactions sont effectuées;
on définit donc un état standard.
Un corps est à l’état standard lorsqu’il est pris à l’état pur, sous la pression d’une atmosphère
(1atm) et à la température standard de 25 °C. L’enthalpie standard de la réaction est notée
(∆𝐻 ) ; ceci représente donc la variation d’enthalpie d’une réaction effectuée à la
température de 298 K ainsi que les réactifs et les produits sont pris dans leurs états standards à
298 K.
III. 2. Relation avec la variation de l’énergie interne ∆U
La relation suivante peut être établie entre l’enthalpie standard d’une réaction et la variation
d’énergie interne standard :
Sachant que : 𝑑𝐻 = 𝑑𝑈 + 𝑑(𝑃𝑉)
Alors : 𝑄 = 𝑄 + ∆𝑛 𝑅 𝑇
Donc pour une réaction chimique :
∆𝐻 ( ) = ∆𝑈 ( ) + ∆𝑛 𝑅 𝑇
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