Bonjour,
Je me demandais quelque chose à propos de différentes expériences en thermodynamique.
Si on prends une expérience qui s'effectue à volume constant. On se met automatiquement à calculer l'energie interne, parce qu'elle est liée à la chaleur dégagé. ==> du = dQv
Mais, on peut peut-être calculer l'enthalpie, non? vu que H=U+PV...
oui, on peut calculer l'enthalpie, mais la mesure de la chaleur échangée est alors insuffisante, il faut aussi mesurer la pression du système.
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Oui, merci.
L'enthalpie sera forcément plus grande que l'énergie interne.
bonjour, vois-tu, en thermodynamique tu peux calculer ce que tu veux en metisant les trois lois essentiel. dans ton cas l'enthalpie de ta rection sera automatiquement superieur que l'energie interne...
Ok, merci beaucoup.
C'est plus délicat dans un système ouvert, que dans un système fermé, toutefois.Envoyé par yaiche
Ok, merci.
Par contre, sur un exercice, je peine un peu sur une question.
Est ce que quelqu'un pourrait maider à débuter un la question, en exposant un peu mon raisonnement?
EXERCICE
On considère les réactions chimiques de combustion avec l'oxygène, à pression constante, de CH4(g), C2H6(g), C2H4(g), C2H2(g). Dans tous les cas les produits formés sont CO2(g) et H2O(g).
2-1 Ecrire les réactions de combustion,
2-2 Quelles sont les réactions pour lesquelles il y aura un échange de travail avec le milieu extérieur?
La première question, je comprends sans problème.
CH4(g) + 2 O2(g) ==> CO2(g) + 2 H2O(g)
C2H6(g) + 7/2 O2(g) ==> 2 CO2(g) + 3 H2O(g)
C2H4(g) + 3 O2(g) ==> 2 CO2(g) + 2 H2O(g)
C2H2(g) + 5/2 O2(g) ==> 2 CO2(g) + H2O(g)
Mais, je bloque sur la deuxième.
On sais que dW= -Pe.dV.
La réaction est irréversible vu qu'il y a juste un équilibre mécanique(pression constante).
IL n'y a pas déquilibre thermique, vu que c'est une combustion.
Donc, c'est une réaction exothermique à pression constante.
Donc, s'il y a un échange de travail avec l'extérieur, ca va dépendre du volume.
Enfin, voila, je sais pas si mon raisonnement est juste, et je suis un peu bloqué.
Merci
