Systèmes thermodynamiques :

• Ouvert : échange matière et énergie
• Fermé : échange énergie mais pas de matière
• Isolé : aucun échange

Variables d’état :

• Extensives : dépendent de la quantité de matière (ex : volume, énergie)
• Intensives : indépendantes de la quantité de matière (ex : pression, température)

Gaz parfait :

PV=nRT

avec P (Pa), V (m³), n (mol), R=8,314 J·mol−1.K-1, T (K).

Loi de Dalton (pressions partielles) :

P total=P1+P2+P3+...

_{2. Points à connaître}

• Conditions ambiantes : 25°C et 1 atm
• Conversion pression
• 1 atm = 1,013×1051,013 Pa
• 1 bar = 10510^5 Pa
• 1 mmHg = 133.3 Pa
• T(K)=T(°C)+273.15

1. Premier principe

• ΔU=Q+W
• ΔU : variation d’énergie interne
• Q : chaleur échangée
• W : travail échangé

Expressions particulières :

• À pression constante : enthalpie H=U+PV
• Capacité calorifique molaire Cp et Cv

• Chaleur échangée dans un calorimètre :
• Q=mCpΔT

2. Réactions chimiques et énergie

• Réactions exothermiques (ΔH<0) : libèrent de la chaleur
• Réactions endothermiques (ΔH>0) : absorbent de la chaleur
• Loi de Hess : permet de calculer ΔH en combinant plusieurs réactions

1. Entropie et spontanéité des réactions

• Entropie S : mesure du désordre J.K−1
• Second principe : ΔSunivers​ = ΔSsystème​ + ΔSextérieur ​≥ 0
• Énergie libre de Gibbs : ΔG = ΔH−TΔS
• ΔG<0 : réaction spontanée
• ΔG>0 : réaction non spontanée
• ΔG=0 : équilibre

1. Définition et expression de la constante d’équilibre

• K=[réactifs]ν/[produits]ν​

Cas particuliers :

• Gaz : Kp=Kc​(RT)Δn
• Solution aqueuse : Kc​ en fonction des concentrations molaires

2. Relation avec l’énergie de Gibbs

• ΔG∘ = −RT lnK
• Si K>1 : réaction favorisée dans le sens direct
• Si K<1 : réaction favorisée dans le sens inverse
• Si K=1 : équilibre

Loi de Van’t Hoff (Influence de la température)

• ln⁡K2/K1=ΔH∘/R(1/T1−1/T2)
• Si ΔH∘>0 (endothermique) : K augmente avec T
• Si ΔH∘<0 (exothermique) : K diminue avec T