Transformation de l’énergie

Absorption et dégagement d’énergie dans une réaction chimique

Rappel : endothermique vs. exothermique

• Réaction endothermique• Réaction qui absorbe de l’énergie Baisse de température du milieu• Besoin constant d’énergie pour se produire• Exemples :

• Fonte de la neige ou évaporation d’un parfum.

• Réaction exothermique• Réaction qui dégage de l’énergie Hausse de température du milieu• Parfois besoin d’énergie pour s’amorcer• Exemples :

• Combustion, respiration cellulaire

• Important : Une transformation physique ou chimique peut être endothermiqueou exothermique. La distinction est généralement la quantité d’énergie impliqueé.

http://www.meteolaurentides.com/Multimedia.htm

http://en.wikipedia.org/wiki/Combustion

Équation thermique• Pour montrer qu’une réaction est endothermique ou exothermique• On inscrit dans l’équation la quantité d’énergie absorbée ou dégagée.

• Endothermique : avec les réactifs• H2O(s) + 6 kJ H2O(l)

• Exothermique : avec les produits• CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) + 890 kJ

• La quantité d’énergie inscrite dépend de la quantité (nb. moles) de substance.• Les principes de stœchiométrie s’appliquent.• Exemple :

• Synthèse d’une mole de NO2 demande 33,2 kJ• Équation : N2(g) + 2 O2(g) + 66,4 kJ 2 NO2(g)

Enthalpie• Pourquoi certaines transformation dégagent de l’énergie et d’autres en

absorbent?• Dépende l’énergie interne des réactifs et des produits (enthalpie).

• D’où provient cette énergie?• Accumulée lors de la formation de la particule (atome ou molécule).• Diverses sources :

• Énergie cinétique du mouvement des particules• Énergie potentielle des forces d’attraction (électrons vs. noyau)• Énergie potentielle des forces d’attraction (entre les atomes d’une molécule)• Énergie potentielle des forces d’attraction (entre les particules)

• L’enthalpie d’une substance est très difficile à déterminer directement, on mesure plutôt la chaleur impliquée dans une réaction,

Variation d’enthalpie (∆H)• Énergie absorbée ou dégagée par une réaction à température et pression

constante.• Aussi appelée chaleur de réaction.• Correspond à la différence entre l’enthalpie des produit et celle des

réactifs• ∆H = Hp – Hr

• On parle parfois de variation d’enthalpie dans des conditions normalisées :• ∆H0

• Température de 25°C• Pression de 101,3 kPa• Concentration des solutions aqueuses de 1 mol/L

∆H d’une réaction exothermique• Par convention :

• On associe une valeur négative à l’énergie dégagée ou à l’enthalpie d’une réaction exothermique

• Donc :Réactifs Produits ∆H = -énergie

OURéactifs Produits + énergie

∆H d’une réaction endothermique

Réactifs Produits ∆H = énergie

OURéactifs + énergie Produits

Diagrammes d’enthalpies• Les enthalpies réelles sont très difficile à déterminer.• Par convention :

• Enthalpie des réactifs est placé à 0 sur le diagramme• Enthalpie des produits est placé en fonction de la réaction

• Négatif si exothermique• Positif si endothermique

• Exemples : p.171

Chaleur molaire de réaction• Quantité d’énergie absorbée ou dégagée par la transformation d’une

mole d’une substance.• Exprimée en kJ/mol

• On l’identifie pour une substance d’une réaction, mais elle s’applique aussi aux autres substances.• Exemple :

• Chaleur molaire de combustion du méthane (CH4) est de -890 kJ/mol de CH4• CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)

• Réaction de 1 mol de CH4 dégage 890 kJ• Réaction de 2 mol de O2 dégage 890 kJ• Production de 1 mol de CO2 dégage 890 kJ• Production de 2 mol de H2O dégage 890 kJ