La thermodynamique chimique est une branche fondamentale de la chimie qui se concentre sur l'étude des transformations énergétiques qui se produisent lors des réactions chimiques. Cette discipline fournit les outils et les concepts nécessaires pour comprendre comment l'énergie est échangée entre les systèmes chimiques et comment prédire le déroulement d'une réaction. Ce concept est également connu sous le nom de thermochimie.
Par conséquent, la thermodynamique chimique fait référence aux conversions d'énergie chimique en énergie thermique et vice versa, qui se produisent lors d'une réaction entre des substances ayant une affinité chimique et étudie les variables qui y sont liées.
La relation entre la thermodynamique et l'énergie inclut les changements physiques de la matière. Toutes ces conversions s'effectuent dans les limites des lois de la thermodynamique.
L'énergie de l'univers est constante : première loi de la thermodynamique.
Dans tout processus spontané, il y a toujours une augmentation de l'entropie de l'univers : deuxième loi de la thermodynamique.
L'entropie d'un cristal parfait (bien ordonné) à 0 Kelvin est nulle : troisième loi de la thermodynamique.
La thermodynamique chimique implique non seulement des mesures en laboratoire de diverses propriétés thermodynamiques, mais également l'application de méthodes mathématiques à l'étude de questions chimiques et de la spontanéité des processus.
Les débuts de la thermodynamique chimique surviennent dans les travaux de Josiah Willard Gibbs « Sur l'équilibre des substances hétérogènes » (1878).
Concepts de base de la thermochimie
Certains des concepts clés incluent :
1. Énergie interne (U)
L'énergie interne d'un système chimique fait référence à l'énergie totale contenue dans le système, y compris l'énergie cinétique et potentielle des particules qui le composent. La variation de l'énergie interne d'un système au cours d'une réaction est appelée ΔU.
2. Enthalpie (H)
L'enthalpie est une fonction thermodynamique qui représente la quantité d'énergie thermique absorbée ou libérée par un système lors d'une réaction à pression constante. Elle est notée H et est liée à l'énergie interne par l'équation :
H=U+PV
Où P est la pression et V est le volume du système.
3. Loi de conservation de l'énergie
Cette loi, également connue sous le nom de première loi de la thermodynamique, stipule que l'énergie n'est ni créée ni détruite, mais est transférée ou convertie d'une forme à une autre. Dans le contexte de la thermodynamique chimique, cette loi s'applique aux réactions chimiques, dans lesquelles l'énergie n'est pas perdue, mais redistribuée entre les substances impliquées.
4. Loi de Hess
La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie dans une réaction chimique dépend uniquement des états initial et final des réactifs et des produits, et non du chemin suivi pour atteindre ces états. Cela permet de calculer ΔH pour une réaction chimique à partir des enthalpies de formation des réactifs et des produits.
Thermodynamique et réactions chimiques
La thermodynamique chimique est souvent appliquée à l'étude des réactions chimiques, nous permettant de déterminer si une réaction est énergétiquement réalisable et dans quelles conditions. Certains concepts clés liés aux réactions chimiques et à la thermodynamique sont :
Énergie d'activation : L'énergie d'activation est l'énergie minimale que les particules doivent avoir pour qu'une réaction chimique se produise. La thermodynamique se concentre sur la différence entre l'énergie d'activation et l'énergie totale libérée ou absorbée lors d'une réaction.
Équilibre chimique : dans un système à l'équilibre, l'énergie libre est minime et il n'y a aucun changement net dans les concentrations des réactifs et des produits.
Loi de Le Chatelier : Cette loi décrit comment un système à l'équilibre réagit aux changements de concentration, de pression ou de température.
Énergie libre de Gibbs (ΔG) : L'énergie libre de Gibbs est une mesure de la disponibilité d'énergie pour effectuer un travail utile lors d'une réaction chimique. ΔG est un indicateur indiquant si une réaction est spontanée (ΔG négatif) ou non (ΔG positif).
