Chapitre II l origine de la catalyse

529 mots 3 pages

- Chapitre II –
L'origine de la catalyse
I. D'un point de vue thermodynamique
Il existe trois systèmes thermodynamique possibles : système isolé : aucun échange système fermé : échange d'énergie système ouvert : échange d'énergie et de matière

1. Première loi
L'énergie d'un système isolé est conservée

avec Q : quantité de chaleur
W : quantité de travail en Joule (J)

→ l'énergie dans un système est donc soit de l'énergie soit de la chaleur.

En chimie :

avec P : pression
V : volume

En chimie : H est une fonction d'état correspondant à l'enthalpie

Variation d'enthalpie : ΔH = ΔE + PΔV car on travail à pression constante
→ ΔH = Q + W + PΔV
→ ΔH = Q – PΔV + PΔV donc en chimie : ΔH = Q ← la variation d'enthalpie se traduit alors en chaleur

Si ΔH > 0 alors la réaction est endothermique (consommation de chaleur)
Si ΔH < 0 alors la réaction est exothermique (libère de la chaleur)

photosynthèse ←
Exemple du saccharose : C12(H2O)12 + 12O2 → 12(CO2) + 12(H2O) combustion
ΔH(H2O) = 0 ; ΔH(H20) = 2 x (-1274,9 KJ/mol) ; ΔH(CO2) = 12 x (-393,3 KJ/mol) : ΔH(H20) = 12 x (-286,2 KJ/mol)

ΔHcombustion = - 5604,2 KJ/mol → exothermique donc favorisée
ΔHphotosynthèse = 5604,2 KJ/mol → endothermique

2. Deuxième loi
Les réactions se produisent dans le sens où le désordre augmente (le plus de molécule)

Exemple du saccharose : C12(H2O)12 + 12O2 → 12(CO2) + 12(H2O) 13 molécules → 24 molécules S, est la fonction d'état d'entropie
Si ΔS > 0 alors la réaction est favorisée
Si ΔS < 0 alors la réaction est défavorisée

G est la fonction d'état d'enthalpie libre

Si ΔG > 0 : la réaction est endergonique
Si ΔG < 0

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