R0SE Posted October 12, 2014 Share Posted October 12, 2014 Bonjour, Pourquoi les réactions endothermique qui necessitent un apport de chaleur sont spontanée alors que une réaction spontanée par définition est une reaction pouvant se faire sans intervention exterieur ? si y'a apport de chaleur alors il y a intervention exterieur non ? Et pourquoi pour une reaction exothermique, on a DELTA H < 0, à pressions constante mais de dire que on a DELTA h < 0 à volume constant est faux ? Quand Delta H est positif alors c'est une réaction endothermique donc la temperature augmente ou diminue ? je pensais qu'elle diminuait puisque dans les réaction exothermiques la temperature augmente,mais apparement elle augmente quand Delta H est positif alors je ne comprend pas Merci Bonne journée Link to comment Share on other sites More sharing options...
Solution GuillaumeB Posted October 14, 2014 Solution Share Posted October 14, 2014 Bonjour, En ce qui concerne ta première question une réaction spontanée est définit comme étant une réaction se produisant naturellement, thermodynamiquement possible et irréversible. Les réactions endothermiques sontanées captent la chaleur du milieu extérieur pour pouvoir se faire mais elle n'ont besoin d'aucun apport a proprement parler du milieux extérieu. Elles consomment la chaleur du milieu extérieur, donc la température du milieu extérieur diminue et inversement pour une réaction exothermique (ce qui répond a ta troisième question) Link to comment Share on other sites More sharing options...
GuillaumeB Posted October 14, 2014 Share Posted October 14, 2014 Si tu regardes tes formules, tu as Qv (chaleur échangé à volume constant) = Delta U. En effet le travail est égal à 0 puisque ton dV est nul. La chaleur échangée ne dépend donc que de ta variation d'énergie interne. A pression constante on a QP (chaleur échangée à pression constante) = (U2 + PV2) - (U1 + PV1) = Delta H. Tu peux donc retrouver ton enthalpie H à pression constante mais pas à volume constant d'où le fait que ça soit faux. L'enthalpie est donc l'energie interne du système ajoutéé au travail que doit exercer le système pour occuper un certain volume à pression constante. Link to comment Share on other sites More sharing options...
R0SE Posted October 14, 2014 Author Share Posted October 14, 2014 Bonsoir, Ah ok je vois ... Merci guilaumeB Une derniere petite précison dans un qcm La chaleur échangée a volume constant V lors d'une transformation réactifs==> produits - A l'expression DELTA H - V Delta P ou DeltaP représente la variation de pression du systeme au cours de la transformation ?c'est vrai selon la correction. Donc Delta H peut etre "utilisé" dans une réaction ou la pression n'est pas constante ? Merci Link to comment Share on other sites More sharing options...
Maudulo Posted October 15, 2014 Share Posted October 15, 2014 Salut, il faut que tu retiennes qu'à volume constant (et seulement à volume constant) on a deltaU = Qv et qu'à pression constante (et seulement à pression constante) on a deltaH = Qp. Après tu peux utiliser H = U + PV et deltaH = deltaU + delta n RT dans tous les cas. Link to comment Share on other sites More sharing options...
cyclo5perhydrophénantrène Posted October 16, 2014 Share Posted October 16, 2014 Salut, il faut que tu retiennes qu'à volume constant (et seulement à volume constant) on a deltaU = Qv et qu'à pression constante (et seulement à pression constante) on a deltaH = Qp. Après tu peux utiliser H = U + PV et deltaH = deltaU + delta n RT dans tous les cas. Une petite question : la formule "deltaH = deltaU + delta nRT" peut s'utiliser avec n'importe quel gaz ? Parce que j'avais cru comprendre que c'était seulement pour les gaz parfaits OU les gaz réels considérés parfaits Link to comment Share on other sites More sharing options...
Maudulo Posted October 19, 2014 Share Posted October 19, 2014 Tu as tout à fait raison, cette formule s'utilise pour les gazs parfaits et ceux considérés parfaits! (en disant "dans tous les cas" je voulais dire avec pression et volume constants ou non) Link to comment Share on other sites More sharing options...
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