Transfert de chaleur à volume/pression constant(e)

Thermodynamique chimique

Le problème exposé dans ce sujet a été résolu.

Déjà j’essayerais de raisonner à partir du $\text{Principe de Le Chatelier}$, qui dit qu’à une réaction en équilibre si l’on applique une contrainte externe la réaction s’opposera à cette contrainte.

Ici si on empêche le gaz $\text{H}_2$ de se former en étant dans un volume restreint la réaction aura plus de difficulté à se produire. Sa pression devra augmenter très fortement c’est moins favorable.

Si tu me communique vite-fait les $\Delta \text{H}$ de ton énoncé j’peux vérifier 2-3 trucs.

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Ouais du coups j’crois savoir où est le soucis. J’te met sur la voie :

L’expression de ton $\mathrm{Q}$ est différent. Tu as, pour résumer :

  • A pression constante $\mathrm{dP=0}$ : Tu as une chaleur tel que $\mathrm{Q_P=\Delta H}$
  • A volume constant $\mathrm{dV=0}$ : Tu as une chaleur tel que $\mathrm{Q_V=\Delta U}$

Je te met là d’autres astuces :

Tu retrouve le $\text{Principe de Le Chatelier}$ dans la relation entre $\mathrm{\Delta H}$ et $\mathrm{\Delta U}$. Car les deux dépendent d’une variation de moles de gaz noté : $\mathrm{\Delta n_{gaz}}$. Tel que, si il n’y a pas formation de gaz que ce soit $\mathrm{dP=0}$ ou $\mathrm{dV=0}$ le comportement de la réaction est le même.

Voici la relation : $\mathrm{\Delta H = \Delta U + \Delta n_{gaz}}RT$

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