Réaction isochore, pourquoi le travail est toujours nul ?

[Marius1213]

Bonjour !

Pourquoi dans une réaction isochore on considère que la variation interne d’énergie du système n’est que égale à la chaleur échangée avec l’environnement …

Pourquoi on considère que le travail est forcément nul… si la réaction fait augmenter la pression cela réacquiert quand même de l’énergie non?

Okay, certes, si le volume reste constant, cela veut dire qu’il n’y a pas de travail mécanique, ça je le comprends bien.

Mais pourquoi dans le calcul on considère le travail comme étant toujours égal à 0, c’est comme si on disait que l’augmentation de la pression due à la réaction ne coûtait pas d’énergie à la réaction, ce qui me paraît contre intuitif. Augmenter la pression dans un système coûtera forcément de l’énergie non ?

C’est comme si on a deux réaction qui ont lieu dans deux récipients différents (système fermés, laissant un échange de chaleur possible, mais pas d’échange de matière…)

La première réaction libère 1000 joules de chaleur dans l’environnement mais ne change pas la pression du système…

La deuxième réaction, elle, libère aussi 1000 joules de chaleur dans l’environnement mais augmente de 3bar la pression dans le système !!


Comment peut on dire que la variation d’énergie interne dans les deux cas est la même, on est presque injuste envers la deuxième réaction, elle a clairement été plus “réactive”… non ?


Merci d’avance à ceux qui sauront rendre ce concept plus intuitif pour moi (svp restez simples dans vos explications je suis vraiment débutant)


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[petitmousse49]

Bonjour
Pour un système fermé, le travail est le travail des forces de pression exercées par les parois délimitant le système sur le système (un fluide le plus souvent). Pour qu'il y ait travail, il faut qu'il y ait force (c'est bien le cas) mais il faut aussi qu'il y ait déplacement. Si les parois sont fixes, rendant l'évolution isochore, il n'y a pas de déplacement donc pas de travail. On peut aussi imaginer plusieurs parois mobiles avec des déplacement tels que le volume du fluide reste fixe. Dans ces conditions, on peut démontrer que la somme algébrique des travaux des différentes forces de pression est nulle.

[Marius1213]

Oui je comprends bien cet aspect la, mais cela en reste pas moins contre intuitif, je ne sais pas si j’ai bien réussi à transmettre l’aspect contre intuitif que je ressens…

J’ai l’impression que ça nous avance à rien de mesurer la variation d’énergie interne d’un système si on décide de fermer les yeux sur un aspect qui me parait fondamental dans une réaction, à savoir si celle ci libère de la matière ou pas…


Ne pas considérer la libération de matière d’une réaction et de se concentrer que sur la chaleur qu’elle dégage c’est seulement prendre en compte la moitié de la réaction non ?

On peux pas comparer deux réactions qui libèrent la même quantité de chaleur si l’une libère de la matière et l’autre pas, pourtant c’est ce que l’analyse d’une reaction en milieu isochore a l’air de faire.

Dans un calorimètre par exemple, à quoi ça nous avance de regarder quelle est la quantité de chaleur qu’une réaction transmet à son environnement si on calcule même pas la variation de pression, c’est trop idiot non ? On jugerai alors deux réactions comme étant identiques sur le plan énergétique alors qu’une libère du gaz en plus de libérer la même quantité de chaleur dans son environnement…?

[petitmousse49]

Qu'appelles-tu "libérer de la matière" ? Toute réaction chimique conserve la masse et la quantité de matière ! Tu veux peut-être parler d'une éventuelle variation de la quantité de gaz au cours de la réaction.
Dans un récipient indéformable et hermétique maintenu à température fixe, une augmentation de la quantité de gaz augmente effectivement la pression mais cela ne produit pas de travail comme montré précédemment et on peut encore poser : ΔU=Q.
Si la réaction se produit à l'air libre, dans un calorimètre non hermétique par exemple, la pression reste égale à la pression atmosphérique, la quantité de chaleur se calcule alors comme une variation d'enthalpie : ΔH=Q.

[A voir en vidéo sur Futura]