Premier principe et enthalpie

Toute matière possède une réserve d'énergie interne $U$ (mouvement des molécules, liaisons chimiques). Lors d'une transformation, cette énergie est échangée avec le milieu extérieur sous deux formes : la chaleur $Q$ et le travail $W$. Le premier principe (conservation de l'énergie) s'écrit :

Convention (point de vue du système) : ce qui est reçu est positif, ce qui est cédé est négatif.

• chaleur reçue $\Rightarrow Q>0$ ; chaleur cédée $\Rightarrow Q<0$ ;
• travail reçu $\Rightarrow W>0$ ; travail cédé $\Rightarrow W<0$.

Pour un système isolé, $Q=0$ et $W=0$, donc $\Delta U = 0$ : son énergie interne est constante.

1. Travail des forces de pression (à pression extérieure constante) : W = - p V, V = V_final-V_initial. Le gaz se dilate ($\Delta V>0$) $\Rightarrow$ il cède du travail $\Rightarrow W<0$. Il se contracte ($\Delta V<0$) $\Rightarrow W>0$. Pense aux unités : $p$ en $\mathrm{Pa}$, $V$ en $\mathrm{m}^{3}$ ($1\,\mathrm{L}=1\times 10^{-3}\,\mathrm{m}^{3}$), $W$ en $\mathrm{J}$.
2. Chaleur à pression constante = enthalpie : $\;Q_p = \Delta H$. Mesurer la chaleur d'une réaction à l'air libre, c'est mesurer son $\Delta H$.
3. Lire le signe de $\Delta H$ sur un diagramme enthalpique : $\Delta H = H_{\text{produits}} - H_{\text{réactifs}}$.

La synthèse $\ce{N2}+3\,\ce{H2}\rightarrow 2\,\ce{NH3}$ a $\Delta H = -92\,\mathrm{kJ}$. Le signe est négatif : la réaction est exothermique (elle dégage $92\,\mathrm{kJ}$). Comme $\Delta H = H_{\text{prod.}}-H_{\text{réac.}}<0$, l'enthalpie des réactifs est plus haute que celle des produits.

• athermique $\ne$ adiabatique : athermique qualifie une réaction qui n'échange pas de chaleur ($\Delta H\approx 0$) ; adiabatique qualifie une enceinte qu'aucune chaleur ne traverse.
• Signe : « dégage de la chaleur » $\Rightarrow \Delta H<0$ ; « absorbe » $\Rightarrow \Delta H>0$. Ne pas inverser.
• Unités : $1\,\mathrm{kJ}=1000\,\mathrm{J}$. Convertir les litres en $\mathrm{m}^{3}$ avant d'appliquer $W=-p\Delta V$.