Collège Voltaire, 2014-2015 AIDE-MÉMOIRE LA THERMOCHIMIE http://dcpe.net/poii/sites/default/files/cours%20et%20ex/cours-ch2-thermo.pdf TABLE DES MATIERES 3.A. Introduction...2 3.B. Chaleur...3 3.C. Variation d enthalpie de réaction...4 3.D. Additivité des enthalpies...5 3.E. Enthalpie standard de formation H f...6 3.F. Loi de Hess...7 3.G. Énergie de liaison...8 3.H. Énergie et masse...10 3.I. Résumé...11 www.dcpe.net/ eleve/ volt1234
3.A. Introduction Aide-mémoire Ce chapitre fait partie de celui de la thermodynamique (du grec thermos, chaud, et dunamis, puissance). Cette discipline, développée dès la première moitié du XIXème siècle, coïncide avec la révolution industrielle et l'essor des machines à vapeur. Elle s intéresse aux modifications d énergie qui accompagnent les réactions chimiques. Problème Nous aimerions connaître la quantité d énergie dégagée ou absorbée par une réaction, comment pourrait-on faire? Les séries d'exercices avec les objectifs et le laboratoire de ce chapitre sont résumés ci-dessous. EXERCICES ET OBJECTIFS Série 10 Comprendre la signification de réaction endo ou exoénergétique/thermique, de chaleur,d'enthalpie de réaction et d enthalpie de formation Calculer les énergies ( chaleur, variation d'enthalpie) d'une réaction à partir de valeurs expérimentales ( Q= m C T et H= -Q) Calculer l'enthalpie de réaction à partir des enthalpies de formations (loi de Hess) Série 11 Calculer approximativement l'enthalpie de réaction à partir des énergies de liaisons Comprendre et calculer la variation de masse lors d'une réaction LABORATOIRES Calories des cacahuètes Chaleur de neutralisation p.2
3.B. Chaleur Aide-mémoire Il est possible de mesurer la chaleur dégagée ou absorbée (Q sys ) au cours d une réaction grâce à un calorimètre. Le calorimètre est un récipient ouvert, la réaction se déroule à l air libre donc à pression constante. On suppose que la chaleur dégagée ou absorbée par cette réaction ne s échappe pas du récipient, mais qu elle sert à refroidir ou chauffer le contenu du récipient. Le calcul de la chaleur dégagée (ou absorbée) par le système (dans ce cas du calorimètre) lors de la réaction se fait grâce à la relation : Q sys = m C T cf. CRM p.147 Par approximation, la chaleur absorbée par le calorimètre est supposée nulle (voir par la suite le laboratoire sans cette approximation). m= masse du contenu du récipient, souvent elle correspond à la masse d eau contenue dans le récipient, car les réactions se déroulent en solution aqueuse (le soluté (partie minoritaire) et le solvant (partie majoritaire : eau)) C=4.184 10 3 J/(K kg) chaleur massique de l eau, car les réactions se déroulent en solution aqueuse (cf. CRM p.165) T=T f -T i T f : température après réaction (finale) T i : température avant réaction (initiale) T f <T i, la réaction refroidit le système (réaction endothermique) Q sys <O T f >T i, la réaction chauffe le système (réaction exothermique) Q sys >0 p.3
3.C. Variation d enthalpie de réaction Expérimentalement, la variation d enthalpie H de réaction aussi appelée chaleur de réaction correspond à l opposé de la chaleur du système (-Q sys ) mesurée à pression constante (les réactions se déroulant à l air libre, même si des gaz interviennent dans la réaction). H= - Q sys Théoriquement, l enthalpie H est l énergie totale que contient la matière. L enthalpie de la matière n est pas connue, mais on peut seulement mesurer la variation d enthalpie H lors d une réaction. H = H finale H initiale H<0 Enthalpie des réactifs > Enthalpie des produits, donc de l énergie est perdue sous forme de chaleur à pression constante H>0 Enthalpie des produits > Enthalpie des réactifs, donc de l énergie est gagnée sous forme de chaleur à pression constante Il s'agit ici d'une détermination indirecte, c'est-à-dire calculée à partir des valeurs expérimentales des chaleurs de réaction. La méthode utilisée est l additivité des enthalpies standards de formation ou de réaction. p.4
3.D. Additivité des enthalpies La variation d'enthalpie H pour une réaction chimique est toujours la même, quelle que soit la manière dont se déroule cette réaction. Elle ne dépend que du système initial et du système final; peu importe que la réaction se déroule en une ou plusieurs étapes. Ce fait nous permettra de calculer, à partir d'autres réactions indirectes, la variation d'enthalpie d'une réaction lorsqu'une mesure expérimentale est impossible. p.5
3.E. Enthalpie standard de formation H f L enthalpie standard de formation H f est l enthalpie de la réaction de synthèse d une mole de produit à partir de ses éléments pris dans leur état le plus stable, à 25 C et 1 atm (conditions standards notées par le symbole : ). Diagramme des enthalpies de formation : La plupart des manuels fournissent la liste des H f de nombreux composés (cf. CRM p.235 et p.246) p.6
3.F. Loi de Hess La variation d'enthalpie d'une réaction ( H r ) dépend des variations d'enthalpie de formation ( H f ) de chaque composé. La loi de Hess est la suivante (cf. CRM p.220) : H r = Σ H f (produit) - Σ H f (réactif) Au cours d'une réaction, les réactifs se transforment en produits : a. Transformation des réactifs en éléments H transf. des réactifs en éléments = Σ H f (réactif) [Σ H f (réactif) signifie : la somme des enthalpies de formation standard des réactifs] b. Transformation des éléments en produits H transf. des éléments en produits = Σ H f (produit) c. Bilan On obtient la variation d'enthalpie de la réaction. H r = H transf. des réactifs en éléments + H transf. des éléments en produits = -Σ H f (réactif) + Σ H f (produit) Résumé Σ H f (réactif) Σ H f (produit) réactifs éléments produits H r = -Σ H f (réactif) +Σ H f (produit) p.7
3.G. Énergie de liaison Aide-mémoire DEFINITION : l énergie de liaison est l énergie qu il est nécessaire de fournir à une mole de molécules, prises à l état gazeux, pour les dissocier en leurs atomes constitutifs à l état gazeux, à une température donnée. Exemple : H 2(g) H (g) + H (g) EL=436 kj pour dissocier une mole de H 2 (CRM p. 230) L énergie de liaison est positive, car la molécule constitue un état plus stable que les atomes séparés donc : 1. Casser une liaison nécessite de fournir de l énergie 2. Former une liaison libère de l énergie. Exemple : H 2 2H endoénergetique et 2H H 2 exoénergétique À partir des énergies de liaison (cf. CRM p.230) et en tenant compte du nombre et du type de liaison, il sera possible de calculer la variation d enthalpie de réaction. La variation d enthalpie de la réaction peut se calculer très approximativement, de la manière suivante : H r = ΣEL(réactif) - ΣEL(produit) Au cours d'une réaction, il est nécessaire de rompre et de reformer de nouvelles liaisons 1. Rupture des liaisons des réactifs Le système absorbe de l'énergie (endoénergétique) pour rompre les liaisons des réactifs en leurs atomes: H rupture des liaisons d un réactif = ΣEL(réactif) [ ΣEL(réactif) signifie : la somme des énergies de liaison des réactifs] 2. Formation des liaisons des produits Il y a libération d'énergie (exoénergétique) pour former les produits à partir des atomes précédemment obtenus. H formation des liaisons d un produit = - Σ EL(produit) 3. Bilan En faisant le bilan ou la somme des quantités d'énergie à fournir et des quantités d'énergie libérée, on obtient : H r = ΣEL(réactif) - ΣEL(produit) Résumé Σ EL(réactif) - Σ EL(produit) réactifs atomes produits H r = ΣEL(réactif) - ΣEL(produit) p.8
Attention : atome (dans le cas de l énergie de liaison) ne signifie pas élément dans son état le plus stable (dans le cas des enthalpies de formation). Exemple : Exemple de calcul d enthalpie de liaison: Combustion de l éthanol C 2 H 5 OH (g) + 3 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) H liaison =5 EL(C-H)+ 3 EL(O=O) + EL(C-C)+ EL(C-O)+ EL(O-H) -4 EL(C=O)- 6 EL(O-H)= 5(414) +3(498) +347 +356 +463-4(803) -6(463) =-1260 kjpour 1mol d éthanol Les énergies de liaison ne donnent qu un ordre de grandeur des enthalpies de réaction (les résultats sont précis surtout pour les réactions dans l'état gazeux (cf. définition de l'énergie de liaison)). On n utilise cette méthode surtout lorsqu il nous manque les valeurs des H f. p.9
3.H. Énergie et masse Albert Einstein a proposé l'équation suivante pour montrer que toute variation d énergie aura comme conséquence une variation de masse: E= mc 2 où E : l'énergie, m: la masse, et c : la vitesse de la lumière Une perte de masse a lieu lors d une réaction exoénergétique et un gain de masse a lieu lors d une réaction endoénergétique. Dans une réaction chimique, cette perte ou ce gain de masse est difficilement observable avec une balance, car cette différence est très infime notamment à cause des faibles énergies de liaisons entre les atomes de la molécule. Exemple : C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) + 394 kj/ mol de CO 2 (exoénergétique) m= E/c 2 =(394 10 3 J ) /(3 10 8 m/s) 2 = 4.38 10-12 kg= 4.38 10-9 g = 4.38 ng Lorsque 18g d eau (1 mol) se forment, la perte de masse est seulement de 4.38 nanogrammes. Par contre, les réactions nucléaires (ex.: bombes atomiques, centrales nucléaires) dégagent énormément d énergie et la variation de masse sera plus importante à cause des fortes énergies de liaisons dans le noyau (4ème année). p.10
3.I. Résumé -Il est possible de déterminer la chaleur dégagée ou absorbée lors d une réaction en mesurant la différence de température avant et après la réaction et à l aide de la formule : Q sys = m C T -Sans effectuer l expérience, il est possible de déterminer la chaleur d une réaction : - grâce à la loi de Hess et les enthalpies de formation H r = Σ H f (produit) - Σ H f (réactif) - grâce aux énergies de liaisons (détermination très approximative) H r = ΣEL(réactif) - ΣEL(produit) -La modification des liaisons lors de la réaction chimique entraîne un dégagement ou absorption de chaleur. - Selon la formule : E= mc 2, une perte de masse a lieu lors d une réaction exoénergétique et un gain de masse a lieu lors d une réaction endoénergétique. Cependant, les limites de précision des balances ne permettent pas d observer une variation de la masse lors de la réaction, car la variation est trop petite. p.11