Thermodynamique

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Thermodynamique
Chaleur sensible, enthalpie et les suites
énergétiques
2
Léquilibre thermodynamique
http//jersey.uoregon.edu/vlab/Thermodynamics/inde
x.html
3
Calorimétrie
Qtotale Qcalorimètre Qcontenu Qcalorimètre
Cp calorim ( ?T )
Animation
http//members.aol.com/profchm/calor.html http//w
ww.science.uwaterloo.ca/cchieh/cact/c120/calorime
try.html
Animation2
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Phase / changement
Principe général dune variation denthalpie
(chaleur latente) ?H Hfinal - Hinitial Si on
lapplique à une réaction (changement dans la
matière) ?H ?Hproducts - ?Hréactifs
2H2(g) O2(g) ? 2H2O(g) ?H - 483,6 kJ
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Question
50 ml de 1,0 M HCl et 50 ml de NaOH sont combinés
dans un calorimètre, à pression constante. On
observe un ?T de 21,0 C à 27,5 C lorsque la
réaction se fait. Calculez lenthalpie (?HR) de
la réaction considérant que la masse volumique de
la solution est de 1 g/ml et la capacité
calorifique de la solution est comme celle de
leau pure.
Solution ?Tsolution 27,5 21,0 C 6,5 C
(en K aussi !) CP 4,18 J/ g K Masse de matière
(100 ml) x (1 g/ml) 100 g total ?Hsolution
Q (4,18 J / g K) x (100 g) x (6,5 K) 2717
J Le processus devrait être exothermique car on
a affaire à une réaction qui se fait spontanément
sans avoir à chauffer. Car on  détecte  ?T
! ?HR - 2717 J
6
Cryostat refroidi à He
Principe du thermos
http//www.esc.cam.ac.uk/new/v10/research/faciliti
es/irs/details-irs.html
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Méthodes de calcul

• Méthode par les liaisons chimiques
• Méthode par la loi de Hess
• Méthode par les énergies de formation standard

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Énergie de liaison
Valeurs en (kJ/mol) at 25C

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Énergie de liaison
H2(g) Cl2(g) ? 2 HCl(g) ?HR ?
H2(g) ? 2 H(g)Cl2(g) ? 2 Cl(g)
?H (436 kJ 243 kJ) 679 kJ
? Hf -2(431 kJ) -862 kJ
2 H(g) 2 Cl(g) ? 2 HCl(g)
? Htot 679 kJ - 862 kJ ? Htot -183 kJ
Valeurs Handbook
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Exemple
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Loi de Hess
Considérons
H2(g) 1/2 O2(g) ? H2O(l) ?Hf -285,8 kJ 2
H2(g) O2(g) ? 2 H2O(l) ?Hf -571,6 kJ
HgO(s) ? Hg(l) 1/2 O2(g) ?Hdiss 90,7 kJ
Hg(l) 1/2 O2(l) ? HgO(s) ?Hf -90,7 kJ
Le calcul désiré aurait lair de
H2(g) HgO(s) ? Hg(l) H2O(l) ?Htot -285,8
kJ 90,7 kJ - 195,1 kJ
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Énergie de formation standard
Formation du LiF (cycle de Born-Haber)
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Énergie de formation standard
Considérant la combustion de lacétylène
C2H2(g) 3/2 O2(g) ? CO2 (g)
H2O(l)     Calculer ?HRx ?HProduits -
?HRéactifs Rép -1301,1 kJ
Calculez le ?HR suivant ? 2 CO2(g) 2 H2O(l)
? 2 C2H2(g) 3 O2(g) a) ? H -2602,2 kJ b) 
? H -1301,1 kJ c)  ? H 1301,1 kJ d)  ? H
2602,2 kJ
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Puissance
Thermique ou mécanique
Électrique
Q chauff m Cp ? T temps x Pbouilloire
peut-on trouver P ?
Faisons lexpérience !
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Processus endothermique
La mise en solution du nitrate dammonium
consomme de la chaleur . Donc   ? Hsolub 
On peut atteindre 20C !!!
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Processus endothermique
Essayons de prévoir le résultat ! La mise en
solution du nitrate dammonium consomme de la
chaleur . Donc   ? Hsolub 
1 effectuer la réaction dans un calorimètre
2 Noter la variation de température 3
Déterminer la chaleur de réaction et comparer
avec la théorie
Si on ne connaît pas toutes les énergies de
formation, on peut utiliser la technique pour
déterminer la chaleur de toute la réaction (son
enthalpie). ?Hf Ba(OH)2 - 944.7 kJ/mol
?Hf H2O (l) - 285.8 kJ/mol ?Hf NH4NO3
- 365.6 kJ/mol ?Hf Ba(NO3)2 - 992.1 kJ/mol ?Hf
NH3 - 45.9 kJ/mol
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Saponification
 Hydrolyse dun ester 
http//www.chem.latech.edu/deddy/chem122m/L06U00S
oap122.htm http//www.dotapea.com/saponification.h
tm
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Hydrolyse dester
En milieu basique NaOH !
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Diamants synthétiques
  ?G   ?H T ?S
Favorable Enthalpie - , Entropie , Gibbs
- Défavorable Enthalpie , Entropie - ,
Gibbs
http//www.htracyhall.org/pdf/19550028.pdf http//
www.htracyhall.org/pdf/19610151.pdf http//www.pbs
.org/wgbh/nova/diamond/
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http//www.realhandmadesoap.com/index.htm Déterg
ents http//www.niir.org/books/book/zb,,26_a_1_0_
a/HandbookOnSoapsDetergentsAcidSlurry/