>[!shitpost]
>Car la thermo était pas assez chiante on a décidé de fusionner la thermo et la chimie
>[!definition]
>Le terme combustion traduit l'oxydation complète d'une substance organique appelée combustible en présence d'un __comburant__ (dioxygène gazeux en majorité). Une réaction de combustion entraîne un dégagement d'énergie important sous forme de chaleur (réaction exothermique).
>
On va en général négliger le changement de volume/de matière pour les solide ou les liquides si on ne rajoute pas de matière et on n'a pas de changement d'état physiques,
On aura:
$
\begin{align*}
dH &= mCp_{m} dT + hdP \text{ (pas de changement d'état physique)} \\
dH &= m \alpha_{\alpha \to \beta} \text{ (changement d'état physique)}\\
H &= U+PV\\
\leftrightarrow dH &= dU + \Delta(Pv)\\
\leftrightarrow Q_{P} &= Q_{V} + \Delta(Pv)\\
\end{align*}
$
On pourra alors négliger $\Delta(Pv)$ si l'eau est sous forme liquide/solide, et que la différence de matière est presque nul (?)
>[!remarque]
>Adiabatique: aucun échange avec l'extérieur:
>Athermique aucun échange interieur
>[!exemple]
>Pour avoir lieu, une réaction peut avoir besoins de la chaleur. Du bicarbonate de soude et de l'huile ferra baisser la température
>
On mesure les quantité de chaleurs échangé avec une expériance avec la pression et la températeure extérieure maintenue en tant que constante;
On aura:
$
dH = \frac{\partial H}{\partial \zeta} d\zeta
$
>[!exemple]
>Avec: $CH_{4}(g)+2O_{2}(g) \to CO_{2}(g)+2H_{2}O (L/G)$
>On aura le tableau d'avancement:
| $t_{0}$ | $t$ |
| ------- | -------------- |
| $n_{1}$ | $n_{1}-\zeta$ |
| $n_{2}$ | $n_{2}-2\zeta$ |
| 0 | $\zeta$ |
| 0 | $2\zeta$ |
H dépend de $T$, et $P$ et de l'avancement molaire $\zeta$
$
dH = \frac{\partial H}{\partial T}_{P,\zeta} dT + \frac{\partial H}{\partial P} dP + \frac{\partial H}{\partial \zeta} d\zeta
$
On aura $dT=dP=0$ dans un contexte ou la pression et la température reste constante
>[!warning]
>$\Delta_{R}H(T,P)$ signifie que c'est pour une mol d'avancement avec $\zeta=1mol$
On aura comme relation:
$
\begin{align*}
H&= U+PV\\
H&= U+nRT
\end{align*}
$
#### État standard
Mais on ne sait calculer que des variations de $H$ et de $U$. Ils nous fait donc __un état de référence__
>[!definition]
>A une température qu'il faut préciser, c'est l'état observé __sous une pression $P$ fixée à $1$ bar__.
On aura donc:
$
\begin{align*}
\Delta_{R}H &= \frac{\partial H}{\partial \zeta} \\
\end{align*}
$
On notera le $\Delta_{R}H°$ la version standard.
Ce
Dans une réaction, on aura deux niveau d'énergie entre le début et la fin. Donc on aura une variation d'enthalpie égale à $\Delta_{r}H^0$
>[!rappel]
>On considère l'univers comme $\Delta S_{\sigma}$, on aura: $\Delta S = \Delta S_{\sigma} + \Delta S_{ext}$
## Fonction potentiel thermodynamique
>[!definition]
>$G = H - T . S$
>C'est l'enthalpie libre
>C'est une fonction d'état.
On pourra avoir:
$
\begin{align*}
d G &= d(H-TS)\\
d G &= dH - dT S - dS T \\
d G_{\sigma} &= dH_{\sigma} - T d S_{\sigma} \text{ isotherme}
\end{align*}
$
On pourrait avoir alors:
$
\Delta G_{\sigma} = -T_{1} \Delta S_{\text{univers}}
$
OOOOO
>[!remarque]
>H est en quelque sorte $Q$ libre. Et $T_{1}\Delta S$ est un $Q$ réel. Or, si on a $\Delta G_{\sigma}=H-T.S$, avoir $\Delta$
$
\begin{align*}
dU &= \delta Q_{rev} + \delta W_{\text{rev}} = T dS - P d V \\
dH &= T d S + V d P \\
dG &= -S d T + V d P
\end{align*}
$
$
dG_{\alpha} = -S_{\alpha} dT + V_{\alpha}dP + \overline{G_{\alpha}} dn_{\alpha}
$
>[!exemple]
>SI on a deux systèmes;, on devrais retrouver,
>$dG_{\sigma} = (G_{\alpha}-G_{\beta})dn_{\alpha}$