Chimie 2
Énergie et réactions chimiques
L'énergie interne
1. L'énergie interne
L'énergie interne d'un système thermodynamique correspond
à son énergie intrinsèque. Elle est égale à la somme des énergies
cinétiques de chaque particule élémentaire du système de toutes
les énergies potentielles d’interaction des particules élémentaires
de ce système.
On peut définir l'énergie interne comme suit:
L'énergie interne d'un système thermodynamique est
la some de ses énergies cinétiques et potentielles microscopiques.
On la note U.
L'énergie cinétique ou potentielle d'interaction du système avec
son environnement est plutôt macroscopique.
L'énergie globale du système contient alors les deux
composantes: interne et macroscopique .
Etotale = U + Emacroscopique
• À l'échelle microscopique: une énergie cinétique correspond au mouvement du système
dans son ensemble dans un référentiel donné. Une énergie potentielle correspond à
l'attraction du système par le milieu extérieur sous l'effet d'un champs de gravitation,
électrique ou magnétique.
• À l'échelle microscopique: une énergie cinétique correspond au mouvement
ou à l'agitation thermique des particules qui sont des atomes ou des noyaux ou
des molécules. Pour une molécule, l'énergie cinétique inclut la translation, la rotation et
la vibration. Une énergie potentielle correspond à l'énergie des atomes-noyaux et
des energies de liaison des atomes entre eux au sein des molécules.
2. L'énergie interne est une fonction d'état
La valeur de l’énergie interne ne peut être ni calculée ni mesurée. C'est plutôt
sa variation ΔU qui est accessible à la mesure.
La fonction énergie interne est une fonction extensive. Particulièrement,
c'est une fonction d'état.
Une fonction d'état est une fonction des variables d'état
qui définissent l'état d'équilibre d'un système thermodynamique.
En thermodynamique, l'état d'équilibre d'un système est caractérisé par
plusieurs paramètres, appelés variables d'état, tels que le volume, la
température, la pression, ou la quantité de matière. Ces
paramètres sont eux--mêmes des fonctions d'état du système.
Cette fonction ne dépend que de l'état d'équilibre dans lequel se trouve le système.
Elle ne dpend pas du chemin emprunté par le système pour arriver à cet état
d'équilibre.
Au cours d'une transformation entre deux états d'équilibre, la variation d'une
fonction d'état ne dépend pas du chemin suivi par le système pendant la transformation,
mais uniquement des états d'équilibre initial et final.
3. L'énergie interne dans une réaction chimique
La variation de l'energie interne ΔU peut être
détérminé pour n'importe quelle transformation.
Dans le cas d’une réaction chimique, le système réactionnel, soit
le réacteur du calorimètre constitue le système isolé. Ce système
est toujours au repos à l’échelle macroscopique. Son énergie macroscopique
reste donc constante.
Etotale = U + constante
La variation de l'énergie totale su système thermodunamique
s'ecrit:
ΔEtotale = ΔU
La variation d’énergie du système au cours de la réaction chimique
est donc égale à la variation de son énergie interne.
Le premier principe de la thermodynamique traduit la conservation de l'énergie
totale d'un système.
Ainsi une variation de l'énergie interne du système qui est celle
de l'érgie totale est balamcée par une énergie échangée avec le milieu extérieur
soit sous forme de travail W soit sous forme de chaleur Q .
Pour un système fermé, peut écrire:
ΔU = W + Q
• Si le système est isolé, c’est-à-dire s'il n'y a aucun échange avec le milieu extérieur,
W = 0 et Q = 0:
ΔU = 0 : l'énergie interne reste constante.
Cette propriété est celle utilisée en calorimétrie ou dans
une bombe calorimétrique.
• Si la transformation est cyclique, le système revient à son état initial
ΔU = 0, l'énergie interne reste constante et:
W + Q = 0 donc W = - Q.
• Si le volume V est constant (transformation isochore) alors le travail
est nul. D'où :
ΔU = Q
Dans une réaction chimique, à ciel ouvert, la variation de l'énergie interne
ΔU est égale à la chaleur Q mise en jeu pendant la réaction.
ΔU = Q
|
