Lien entre enthalpie et énergie interne d'un système

[invite30e77e36]

Bonsoir,

Nous avons commencé la thermodynamique depuis peu à la fac, et je n'arrive pas bien à comprendre pourquoi on observe une différence entre les valeurs de ΔH et ΔU pour un meme système.
Je vous donne l'exemple de mon cours :

Soit la réaction : H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) = H₂O (g)
T = 298 K
On connait la variation d'enthalpie : ΔH = -241.82 kJ/mol
Calculer ΔU :

ΔH = ΔU + ΔnRT [formule tirée du cours]
ΔU = ΔH - ΔnRT avec Δn = 1 - 1.5 = -0.5
ΔU = -241,82 - (-0.5) x 8.31.10^-3 x 298
ΔU = -240,58 kJ/mol

A quoi est due la différence entre ΔU et ΔH ? En quoi le fait d'augmenter le produit PV (ou d'augmenter la qté de matière) représente-t-il un gain d'énergie ?

Merci pour votre aide !
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[invite171486f9]

Salut,
regarde cette discussion qui se rapproche du sujet dont tu parles : http://forums.futura-sciences.com/ch...tre-q-u-h.html
pose des questions après, si ça ne t'a toujours pas aidé à éclaircir le sujet

[invite30e77e36]

Merci pour le lien, je ne l'avais pas remarqué en faisant mes recherches sur ce forum !

Si j'ai bien compris, ΔU (contrairement à ΔH) ne tiens pas compte de la variation de volume du système. Or, pour faire varier le volume, il faut que le système fournisse de l'énergie au milieu extérieur (énergie sous forme de travail ?). L'énergie fournie par le système étant comptée négativement, ΔH est donc plus faible que ΔU.

Est-ce que je m'approche de la "vérité", ou suis-je encore à côté de la plaque ? ^^

Merci d'avance !

[Gramon]

par définition H=U+pV

si tu différencie dH=dU+pdV + Vdp

si tu comprime un système il faut fournir de l'énergie pour cela, le travail nécessaire est w=-pdV

pour le signe de l'énergie, par convention c'est négatif si le système cède de l'énergie à l'environnement et positif s'il en reçoit

un dernier truc intéressant, c'est pour un système fermé,
dU=dq +dw
(ou q est la chaleur échangée et w le travail)

[A voir en vidéo sur Futura]