L`énergie en Chimie

Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne
Chapitre n° 4 : L'ENERGIE EN CHIMIE
I) Calorimétrie, rappels :
1) Equilibre thermique :
- Un système est en équilibre thermique quand tous ses points sont à la même température.
- Lorsque plusieurs corps sont mis en contact prolongé, ils se mettent à la même
température et sont donc en équilibre thermique.
- Une enceinte adiabatique ne permet aucun échange de chaleur entre l'extérieur et l'intérieur
de cette enceinte.
2) Capacité thermique :
Chauffons l'eau contenue dans un bécher à l'aide d'un thermoplongeur alimenté sous une
tension U, parcouru par un courant d'intensité I, pendant une durée ∆t. L'énergie électrique
fournie au système est : We = U.I.∆t. Notons la température initiale θ0 de l'eau et déclenchons
un chronomètre en immergeant le thermoplongeur.
Le thermoplongeur cède de l'énergie sous forme de chaleur au bécher et à l'eau qu'il
contient. Soit Q = We la quantité de chaleur transférée du thermoplongeur à l'eau.
L'eau et le bécher constituent le système. L'énergie électrique est transférée par chaleur.
Après une durée ∆t la température est devenue θ. La température a varié de θ − θ0 = ∆θ.
L'expérience montre que ∆θ est proportionnelle à ∆t : ∆θ = a.∆t [1]
La chaleur fournie est, elle-même, proportionnelle à la durée : Q = We = U.I.∆t = b.∆t [2]
Des équations [1] et [2] nous tirons :
∆t = Q = ∆θ
a
b
Soit
Q = K.( θ − θ0) avec K = b/a
Et
Q = K.∆θ
La quantité de chaleur Q est proportionnelle à la variation de température du système.
La constante de proportionnalité K est appelée capacité thermique du système.
La capacité thermique dépend de la nature de l'objet chauffé. Q s'exprime en J, ∆θ en K.
La capacité thermique K s'exprime donc en joule par kelvin (J.K−1).
3) Signe d'une quantité de chaleur :
Si une quantité de chaleur Q est transférée à un système, sa température s'élève :
∆θ > 0
donc Q > 0
De même, si un système cède une quantité de chaleur Q à l'extérieur, sa température
s'abaisse :
∆θ < 0
donc Q < 0
4) Chaleur massique :
L'expérience montre que la même quantité de chaleur fournie à des masses d'eau m, 2.m,
∆θ ∆θ ∆θ
3.m, 4.m, ... provoque des élévations de températures ∆θ,
,
,
...
2
3
4
Donc, la quantité de chaleur qu'il faut fournir à une masse m d'eau pour élever sa
température de ∆θ, est :
Q = m.c.∆θ
Si on reprend l'expérience avec une autre substance homogène, la valeur de c change.
Le coefficient c, qui caractérise le comportement de la substance homogène chauffée, est
appelé chaleur massique de la substance. L'unité de chaleur massique est le J.K−1.kg−1.
La chaleur massique de l'eau est : ceau = 4,18 kJ.kg−1.K−1.
ou
ceau = 4,18 kJ.kg−1.° C−1
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5) Mesure calorimétrique :
a) Principe :
Plaçons des corps à des températures initiales différentes (mélanges de liquides par
exemples) dans une enceinte adiabatique constituée par un calorimètre.
Après un certain temps, le vase calorimétrique et les corps qui s'y trouvent sont en
équilibre thermique. La température finale est θf.
Choisissons pour système le vase calorimétrique et son contenu. Il n'échange aucune
énergie avec l'extérieur, ni par travail (pas de variation de pression ni de volume), ni par
chaleur (nous supposerons les fuites négligeables pendant la durée de la mise en
équilibre thermique). Son énergie reste constante.
A l'intérieur du calorimètre, à l'état initial, les corps sont à des températures différentes : il
s'y produit des transferts d'énergie par chaleur. Soit Qi, la quantité de chaleur échangée
par le corps i entre l'état initial et l'état final. Le calorimètre et son contenu forment un
système isolé :
ΣQ i = 0
Remarque : Le vase calorimétrique et l'agitateur participent aux échanges thermiques.
b) Détermination expérimentale de grandeurs calorimétriques :
- Dans une 1ère expérience, on détermine la capacité thermique Kmat du matériel utilisé :
Dans le calorimètre, on verse une masse m1
d'eau à la température ambiante et qui se met
en équilibre thermique avec les parois du
vase et les instruments à la température θ1.
Dans un bécher placé dans une étuve, on a
mis une masse m2 d'eau portée à la
température θ2 de l'étuve.
On verse alors rapidement l'eau du bécher
dans le calorimètre en fermant le couvercle.
On note la température de l'eau qui atteint
rapidement un palier pour une valeur θf.
Le système à l'intérieur du calorimètre est en
équilibre thermique à la température θf.
Les différentes parties du système ont
échangé de la chaleur (énergie thermique) :
* le matériel a échangé :
Qmat = Kmat.(θf − θ1) > 0
* l'eau "froide" a échangé :
Q1 = m1.ceau.(θf − θ1) > 0
* l'eau "chaude" a échangé :
Q2 = m2.ceau.(θf − θ2) < 0
Le calorimètre et son contenu constituent un
système isolé qui n'échange pas d'énergie
thermique (chaleur) avec l'extérieur :
Q1 + Q2 + Qmat = 0
Donc :
m1.ceau.(θf − θ1) + m2.ceau.(θf − θ2) + K.(θf − θ1) = 0
m1.c eau .(θf − θ1 ) + m2 .c eau .(θf − θ2 )
(θf − θ1 )
ème
- Dans une 2
expérience, on détermine la chaleur massique claiton du laiton :
Dans le calorimètre et ses accessoires dont la capacité thermique Kmat est connue, on
verse une masse M d'eau à la température θ1.
D'où :
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Kmat = −
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Dans une étuve, on a placé un cylindre de laiton de masse m et de chaleur massique
claiton inconnue qu'on porte à la température θ2 de l'étuve
On place alors rapidement le cylindre dans l'eau du calorimètre et on note la température
de l'eau en agitant.
Elle atteint un palier à la valeur θf. Le cylindre de laiton est alors en équilibre thermique
avec l'eau et le vase calorimétrique. Il ne s'est produit aucun changement d'état, ni
aucune réaction chimique.
* L'eau a échangé une quantité de chaleur : Q1 = M.ceau.(θf − θ1)
* Le matériel a échangé : Q2 = K.(θf − θ1)
* Le cylindre en laiton a échangé : Q3 = m.claiton.(θf − θ2)
Le calorimètre et son contenu constituent un système isolé dont l'énergie reste constante :
Q1 + Q2 + Q3 = 0
Donc :
M.ceau.(θf − θ1) + K.(θf − θ1) + m.claiton.(θf − θ2) = 0
D'où :
claiton =
M.ce.(θf − θ1) + K.(θf − θ1)
m.(θ2 − θ1)
II) Changement d'état :
1) Les états de la matière :
Un corps pur donné peut se présenter sous 4 états : solide,
liquide, gazeux et plasma.
Seuls les trois premiers états intéressent le chimiste.
Dans un corps solide, les liaisons sont plus fortes qu'à
l'état liquide, et ces liaisons sont quasi absentes dans le
cas d'un gaz.
Pour passer d'un état à un autre, il faut donc "apporter" ou
"retirer" de l'énergie au système, pour "briser" les liaisons.
A chaque type de changement d'état d'un système à pression
constante correspond une variation de son énergie.
2) Chaleur latente de changement d'état :
La chaleur latente de changement d'état, molaire L, ou massique l, correspond à la quantité
d'énergie thermique Q qu'il faut fournir à l'unité de quantité de matière (mole), ou de masse
(kg), d'un corps pur pour qu'il change d'état, cette transformation ayant lieu à température et
pression constantes :
Q = m.l = n.L
Par exemple pour le passage de l'état liquide à l'état de vapeur on parlera de chaleur latente
de vaporisation massique lvaporisation ou molaire Lvaporisation.
Remarque : La chaleur latente (massique ou molaire) est définie pour une température
donnée de changement d'état sous une pression donnée.
Pour faire fondre 1 mol de glace, donc transformer de l'eau solide en eau liquide, à 0 °C et
sous une pression 1013 hPa, il faut fournir de la chaleur et Lfusion = + 6,03 kJ.mol-1.
Dans les même conditions de température et de pression, pour transformer 1 mol d'eau
liquide en glace, il faut "pomper" de la chaleur et Lsolidification = − 6,03 kJ.mol-1.
D'une façon générale : Q, L ou l sont positifs pour une fusion, une vaporisation, une
sublimation et négatifs pour une solidification, une liquéfaction, une condensation.
De plus :
Lfusion = − Lsolidification ou lfusion = − lsolidification
Lvaporisation = − Lliquéfaction ou lvaporisation = − lliquéfaction
Lsublimation = − Lcondensation solide ou lsublimation = − lcondensation solide
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III) Echange d'énergie lors d'une réaction chimique :
1) Expériences :
On dissout de la soude (NaOH) dans 100 mL d'eau contenue dans un bécher.
On recommence l'expérience en dissolvant du chlorure d'ammonium (NH4Cl), puis
du chlorure de sodium (NaCl), chaque fois dans 100 mL d'eau (voir figure).
Pour chaque expérience, on mesure la température avant dissolution puis après.
L'expérience montre que, lors de la dissolution dans l'eau de :
- l'hydroxyde de sodium (NaOH), la température de la solution augmente :
NaOH (s) → Na+(aq) + OH−(aq) (la température augmente)
- chlorure d'ammonium (NH4Cl), la température de la solution diminue :
NH4Cl (s) → NH4 +(aq) + Cl−(aq) (la température diminue)
- chlorure de sodium (NaCl), la température ne varie pas :
NaCl (s) → NH4 +(aq) + Cl−(aq) (la température ne varie pas)
2) Classement des réactions chimiques :
- réaction exothermique :
Lors de la dissolution de l'hydroxyde de sodium dans l'eau, l'élévation de température
montre que le phénomène s'accompagne d'un dégagement d'énergie thermique.
Une réaction exothermique est une réaction qui libère de l'énergie thermique.
- Réaction endothermique :
Lors de la dissolution du chlorure d'ammonium dans l'eau, la diminution de la
température montre que le phénomène s'accompagne d'une absorption d'énergie
thermique.
Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l'énergie thermique.
- Réaction athermique :
Lors de la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau, la stabilité de la température
montre que le phénomène ne s'accompagne d'aucun échange d'énergie thermique.
Une réaction athermique est une réaction qui n'échange pas d'énergie thermique.
IV) Notion d'enthalpie de réaction :
1) Principe de conservation de l'énergie :
Le principe de conservation de l'énergie implique que si une partie du système isolé gagne
(ou perd) de l'énergie, une autre partie en perd (ou en gagne) une quantité équivalente.
2) Enthalpie de réaction :
L'enthalpie est une fonction d'état de la thermodynamique, dont la variation permet
d'exprimer la quantité de chaleur mise en jeu pendant la transformation d'un système au
cours de laquelle celui-ci reçoit ou fournit un travail mécanique.
Lors d'une transformation monobare (même pression à la fin qu'au début, mais pas
forcément pression constante), la variation d'enthalpie ∆H est égale à la quantité de chaleur
échangée avec l'extérieur.
Les réactions chimiques ayant souvent lieu à pression constante, l'enthalpie est largement
utilisée en thermochimie pour calculer les chaleurs échangées lors d'une réaction.
L'enthalpie étant une fonction d'état :
La variation d'enthalpie ∆H ne dépend que de l'état initial et de l'état final, elle ne dépend pas
de la façon de passer de l'état initial à l'état final.
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a) Réaction exothermique :
Si le réactif (NaOH (s)) qui se transforme perd de l'énergie, c'est qu'il
possède un contenu énergétique. Ce contenu énergétique est
appelé enthalpie du réactif et il est désigné par HR.
L'enthalpie représente une énergie potentielle chimique à l'échelle
microscopique : c'est la somme des énergies de liaison entre les
constituants élémentaires du réactif.
Après dissolution, les produits de réaction (Na+(s), Cl−(s)) possèdent
encore un contenu énergétique appelé enthalpie de produit désigné par HP, somme des
énergies de liaison entre les constituants élémentaires des produits.
Dans le cas de la dissolution de l'hydroxyde de sodium, le contenu énergétique HR du
réactif (NaOH (s)) est supérieur au contenu HP des produits (Na+(aq) et OH−(aq)) :
HR > HP
Au cours de la réaction de dissolution, il y a
variation de l'enthalpie, et on écrit :
∆H = HP − HR < 0
On peut représenter l'évolution de l'enthalpie du
système au cours du temps par un diagramme :
On peut généraliser au cas d'une réaction
chimique quelconque :
Lors d'une réaction exothermique, la variation
d'enthalpie est négative : ∆Hexo < 0.
b) Réaction endothermique :
De la même façon, le réactif (NH4Cl (s)) qui gagne de l'énergie,
possède un contenu énergétique. Ce contenu énergétique est
l'enthalpie du réactif désigné par HR.
Après dissolution, les produits de la réaction (NH4 +(aq) et Cl−(aq))
possèdent encore de l'énergétique appelé enthalpie de produit HP.
Dans le cas de la dissolution du chlorure d'ammonium, le contenu
énergétique HR du réactif (NH4Cl (s)) est inférieur au contenu énergétique HP des produits
(NH4 +(aq) et Cl−(aq)) :
HR < HP
Au cours de la réaction de dissolution, la
variation d'enthalpie est :
∆H = HP − HR > 0
On peut représenter l'évolution de l'enthalpie du
système au cours du temps par un diagramme :
D'une façon générale :
Lors d'une réaction endothermique, la variation
d'enthalpie est positive : ∆Hendo > 0.
3) Unité et ordre de grandeur :
L'enthalpie est une forme d'énergie et se mesure donc en joule (J).
Exemple :
Réaction
phénomène
Vaporisation d'une mole d'éthanol
endothermique
Dissolution d'une mole de KNO3 (s)
endothermique
Dissolution d'une mole de NaOH (s)
exothermique
Combustion d'une mole de C pur
exothermique
Combustion d'une mole de glucose
exothermique
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variation
d'énergie kJ.mol−1
39
35
− 42
− 393
− 2813
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V) Origine moléculaire de l'enthalpie :
1) Energie chimique de liaison :
Reprenons le cas de la dissolution d'un cristal ionique.
Considérons, pour simplifier un modèle de cristal ionique à
deux dimensions introduit dans de l'eau. On sait que :
- les ions sont liés par des interactions électriques (liaisons
ioniques),
- les ions sont en perpétuel mouvement autour de leur
position (agitation thermique),
- les molécules d'eau sont des dipôles électriques.
On montre en physique que dans un milieu diélectrique les
forces électrostatiques peuvent être considérablement
diminuées (divisées par 80 environ dans le cas de l'eau !).
On peut alors expliquer la dissolution du cristal par une
succession de deux phénomènes qui s'enchaînent :
- en présence des molécules d'eau, les ions situés à la
surface du cristal ne sont plus assez liés, et leur agitation
suffit à les libérer du cristal (cette "destruction" du cristal
absorbe de l'énergie).
- Une fois détachés, les ions s'entourent d'un "cortège" de
molécules d'eau (polaires). Ils sont ainsi stabilisés dans
leur position "isolée" (les ions "solvatés" libèrent de
l'énergie).
La dissolution est donc la succession de deux phases :
- la destruction du cristal qui absorbe l'énergie Ed.
- la solvatation des ions qui libère l'énergie Es.
Bien sûr, lors de la dissolution du cristal, les deux phases ont lieu simultanément pour
l'ensemble des ions, mais on peut représenter l'évolution de l'enthalpie du système au cours
du temps. Sur un diagramme, on peut envisager trois cas :
si Ed < Es
si Ed > Es
si Ed = Es
2) Généralisation de la notion d'enthalpie :
D'une façon générale, lors d'une réaction chimique, des réactifs se transforment en produits.
Lors de cette transformation, le nombre d'atomes et leur nature restent inchangés (principe
de conservation de la matière). On peut concevoir, de manière simplifiée, que la réaction se
déroule en deux étapes :
- un apport d'énergie Ed, rompt toutes les liaisons entre atomes des molécules des réactifs,
- les liaisons entre atomes se reforment dans les produits en libérant l'énergie Ef.
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Si l'énergie Ef dégagée lors de la formation des produits est supérieure à l'énergie Ed
absorbée lors de la destruction des réactifs, (Ed < Ef) la réaction est exothermique.
Si l'énergie Ef dégagée lors de la formation des produits est inférieure à l'énergie Ed
absorbée lors de la destruction des réactifs, (Ed > Ef) la réaction est endothermique.
Si l'énergie Ef dégagée lors de la formation des produits est égale à l'énergie Ed absorbée
lors de la destruction des réactifs, (Ed ≈ Ef) la réaction est athermique.
Remarque : Lorsqu'on mélange un volume de dioxygène à deux volumes de dihydrogène
(mélange stœchiométrique) à la pression normale et à la température de 25 °C,
rien ne se passe. Il faut produire une étincelle pour déclencher une explosion. La
réaction de synthèse de l'eau : O2+ 2 H2 → 2 H2O est très exothermique.
Elle nécessite pourtant un apport initial d'énergie (énergie d'activation).
VI) Mesure de l'enthalpie d'une réaction :
1) Enthalpie de dissolution :
Nous réalisons l'expérience dans un calorimètre avec ses accessoires à la température θ0.
Versons une masse m1 d'eau à la température ambiante θ0. Introduisons une masse m2 de
cristal à dissoudre, à la température ambiante θ0, et fermons rapidement le calorimètre.
Le système est constitué par :
- les parois internes du calorimètre et ses accessoires de capacité thermique K connue.
- la solution de masse m1 + m2 = m et de chaleur massique csol ≈ ceau = 4,18 kJ.kg−1.C−1.
Au bout de quelques instants la température se stabilise à une nouvelle valeur finale θf.
La solution a donc échangé une quantité de chaleur Qsol = m.ceau.(θf − θ0)
La température du calorimétre et de ses accessoires est passée de θ0 à θf. Il a donc échangé
la quantité de chaleur Qcal = K.(θf − θ0).
Le calorimètre et son contenu constituent un système thermiquement isolé :
Le principe de conservation de l'énergie nous permet d'affirmer que lors de la réaction de
dissolution, toute l'énergie produite (ou absorbée) par la réaction chimique est totalement
transformée en chaleur, à pression constante, nous aurons : ∆H + ΣQ = 0 ou ∆H = − ΣQ
D'où
∆H = − m.ceau.∆θ − K.∆θ
ou ∆θ = θf − θ0 = θfinale − θinitiale.
- Si la réaction est exothermique, comme dans le cas de la dissolution de NaOH dans l'eau,
∆θ > 0, ΣQ > 0 et ∆H < 0
- Si la réaction est endothermique, comme dans le cas de la dissolution de NH4Cl dans l'eau,
∆θ < 0, ΣQ < 0 et ∆H > 0
Dans la suite nous admettrons souvent que le terme K.∆θ est négligeable devant le terme
m.ceau.∆θ, et nous poserons :
∆H = − Q = − ceau.m.∆θ
2) Enthalpie standard molaire de formation :
D'une façon générale, nous admettrons que, par une mesure calorimétrique à pression
constante, il est possible de déterminer l'enthalpie d'une réaction chimique quelconque.
Les changements d'états s'accompagnent d'effets thermiques qui viennent s'ajouter à ceux
des réactions chimiques :
Il est indispensable d'indiquer l'état physique des réactifs et des produits.
On appelle enthalpie standard molaire ∆H0 de formation d'un composé A, l'effet thermique à
pression constante ramené à une mole de A, à partir de ses constituants, pris dans les
conditions standards de pression et de température.
1
Exemple :
O2 (gaz) + H2 (gaz) → H2O (liquide) : ∆H0 = − 286 kJ.mol−1.
2
C (solide) + O2 (gaz) → CO2 (gaz) :
∆H0 = − 393 kJ.mol−1.
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VII) Calcul de l'enthalpie d'une réaction, loi de Hess :
1) Enthalpie standard :
L'enthalpie étant une fonction d'état, on peut énoncer le principe suivant :
La variation d'enthalpie d'une réaction est égale à la somme des enthalpies de formation
des produits moins la somme des enthalpies de formation des réactifs :
∆H0 = Σ[∆H0f(produits)] − Σ[∆H0f(réactifs)]
2) Généralisation de l'énoncé :
Lorsqu'une réaction chimique est la somme de plusieurs réactions partielles, alors la
chaleur Q = − ∆H de cette réaction est la somme des chaleurs des réactions partielles.
3) Principe du calcul :
Il faut écrire un cycle de plusieurs réactions, dans lequel figure la réaction étudiée.
- Vérifier que les données sont, soit liées à une réaction particulière, soit des données
molaires (valable pour une mol du constituant).
- Vérifier que tous les constituants figurent dans le cycle et tenir compte de l'état physique
des constituants (solide, liquide, gaz ou ion en solution).
- Vérifier que la somme des coefficients stœchiométriques correspond aux coefficients de
l'équation de la réaction à étudier.
- S'assurer que si une réaction a été inversée, le signe de ∆H ou Q a bien été changé.
4) Exemples de calculs :
a) Enthalpie molaire standard de vaporisation de l'eau :
Nous voulons calculer l'enthalpie standard molaire de vaporisation de l'eau. Nous devons
donc déterminer l'enthalpie molaire ∆H0 de la réaction :
H2O (l) → H2O (g)
On donne les enthalpies standards molaires de formation suivantes :
H2 (g) + 21 O2 (g) → H2O (g)
∆H01 = − 241,8 kJ.mol−1
H2 (g) +
1
2
∆H02 = − 285,9 kJ.mol−1
O2 (g) → H2O (l)
Les enthalpies ∆H01 et ∆H02 sont des enthalpies molaires ! Le diagramme de Hess s'écrit :
∆H0
H2O (l) → H2O (g)
− ∆H02
∆H01
H2 (g) +
1
2
O2 (g)
Nous obtenons donc directement l'enthalpie molaire de vaporisation en écrivant :
∆H0 = − ∆H02 + ∆H01 = 285,9 − 241,8 = 44,1 kJ.mol−1.
b) Enthalpie molaire standard de formation du méthane :
Nous voulons calculer l'enthalpie standard de formation du méthane à partir des éléments
C et H. Nous devons déterminer l'enthalpie molaire ∆H0 de la réaction :
C (s) + 4 H (g) → CH4 (g)
On donne les enthalpies standards molaires des réactions suivantes :
2 H (g) → H2 (g)
∆H01 = − 437,6 kJ.mol−1
C (s) + 2 H2 (g) → CH4 (g)
∆H02 = − 75,2 kJ.mol−1
C (g) + 4 H (g) → CH4 (g)
∆H03 = − 1671,6 kJ.mol−1
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Le diagramme de Hess s'écrit :
∆H0
→ CH4 (g)
C (s) + 4 H (g)

2x∆H01 
∆H02
↓
C (s) + 2 H2 (g)
Nous obtenons l'enthalpie molaire standard de formation du méthane :
∆H0 = 2x∆H01 + ∆H02 = − 2x437,6 − 75,2 = − 950,4 kJ.mol−1.
c) Enthalpie molaire standard de formation de l'acide sulfurique :
Nous voulons calculer l'enthalpie standard de formation de l'acide sulfurique à partir des
corps élémentaires. Nous devons déterminer l'enthalpie molaire ∆H0 de la réaction :
S (s) + H2 (g) + 2 O2 (g) → H2SO4 (l)
On donne les enthalpies standards molaires des réactions suivantes :
SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l)
∆H01 = − 80 kJ.mol−1
S (s) + 32 O2 (g) → SO3 (g)
∆H02 = − 395 kJ.mol−1
H2 (g) + 21 O2 (g) → H2O (l)
∆H03 = − 286 kJ.mol−1
Pour garder des coefficients stœchiométriques entiers, nous pouvons écrire :
2 S (s) + 2 H2 (g) + 4 O2 (g) → 2 H2SO4 (l)
2x∆H0
Puis
2 S (s) + 3 O2 (g) + 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2SO4 (l)


2x∆H02 
2x∆H03 
2x∆H01
↓
↓
2 SO3 (g)
+
2 H2O (l)
Nous obtenons l'enthalpie molaire de formation de l'acide sulfurique :
∆H0 = ∆H01 + ∆H02 + ∆H03 = − 80 − 395 − 286 = − 761 kJ.mol−1.
d) Enthalpie molaire standard de formation du dioxyde de carbone :
Nous voulons calculer l'enthalpie standard de formation du dioxyde de carbone à partir
des corps élémentaires. Nous devons déterminer l'enthalpie molaire ∆H0 de la réaction :
C (s) + O2 (g) → CO2 (g) [1]
On donne les enthalpies standards molaires des réactions suivantes :
CO (g) + H2 (g) → H2O (g) + C (s)
∆H01 = 1131 kJ.mol−1
CO (g) + 21 O2 (g) → CO2 (g)
∆H02 = − 283 kJ.mol−1
H2 (g) + 21 O2 (g) → H2O (g)
∆H03 = − 242 kJ.mol−1
Ajoutons H2O (g) aux deux membres de l'équation [1] puis multiplions par deux :
2 C (s) + 2 O2 (g) + 2 H2O (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (g)
Nous pouvons également découper un membre d'une équation en deux parties :
2 O2 (g) ≡ O2 (g) + O2 (g)
2x∆H0
Puis
2 C (s) + 2 H2O (g) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (g)

↑
↑
0
− 2x∆H01 
2x∆H02 
 2x∆H 3
↓


2 CO (g) + 2 H2 (g) + 2 O2 (g) ≡ 2 CO (g) + O2 (g) + 2 H2 (g) + O2 (g)
Nous obtenons l'enthalpie molaire de formation du dioxyde de carbone :
2x∆H0 = − 2x∆H01 + 2x∆H02 + 2x∆H03
Soit
∆H0 = − ∆H01 + ∆H02 + ∆H03 = − 1131 − 283 − 242 = − 1656 kJ.mol−1.
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VIII) Ordre et désordre, notion d'entropie :
1) Expérience fictive :
Imaginons l'expérience suivante :
On place dans un calorimètre, de capacité thermique négligeable (Kmat = 0), un solide (1)
homogène en laiton de masse m, à la température θ1 = 20 °C. La chaleur massique du laiton
est connue est vaut claiton.
A l'instant initial, on place dans le calorimètre un autre solide (2) en laiton, de masse m,
identique au premier mais porté à une température θ2 = 40 °C.
Les deux solides (système étudié) sont en contact prolongé dans le calorimètre.
Dans le cas de notre expérience, le principe de conservation de l'énergie, ou premier principe
de la thermodynamique, précise que le calorimètre ne permet pas d'échange d'énergie
thermique entre le système et le milieu extérieur, donc : Q1 + Q2 = 0
Rien n'empêche d'imaginer que le solide (1) s'est refroidi à la température θ'1 = 10 °C alors
que le solide (2) s'est réchauffé à une température θ'2 = 50 °C, en effet : les échanges de
chaleurs Q1 = m.claiton.(θ'1 − θ1) et Q2 = m.claiton.(θ'2 − θ2) sont tels que :
m.claiton.(θ'1 − θ1) + m.claiton.(θ'2 − θ2) = m.claiton.[(θ'1 − θ1) + (θ'2 − θ2)] = 0
Conclusion : Le premier principe de la thermodynamique ne permet pas, à lui seul,
d'expliquer que le solide "froid" se réchauffe et atteint une température θf, tandis que le solide
"chaud" se refroidi et atteint la même température θf.
Donc le fait intuitif que, lorsque plusieurs corps sont mis en contact prolongé, ils se mettent à
la même température, ne résulte pas du principe de conservation de l'énergie pour un
système isolé : il faut faire appel à un deuxième principe.
2) Entropie d'un système :
Les scientifiques utilisent une grandeur mesurable qui caractérise le degré de désordre d'un
système : cette grandeur est appelée entropie S.
Remarque : Plus le désordre est grand et plus l'entropie est grande (toute fois, les deux
grandeurs ne sont pas proportionnelles !).
Remarque : Dans un système de molécules, plus la température est élevée plus l'agitation
désordonnée des molécules est grande.
Remarque : Quand on passe de l'état solide à l'état liquide puis à l'état gazeux, le désordre
du système augmente.
3) Deuxième principe de la thermodynamique et évolution temporelle :
Imaginons un système fictif constitué de "jetons" circulaires soit rouges soit blancs, disposés
sur un plateau horizontal.
Au début les jetons sont "rangés" soigneusement par lignes de couleurs alternatives.
Nous agitons le plateau pour "mélanger les jetons".
Plus l'agitation se prolonge et plus le désordre augmente :
à la date t1
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à la date t2
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à la date t3
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Les dates étant t1 < t2 < t3, l'entropie du système évolue d'une façon telle que S1 < S2 < S3. Si
l'expérience était filmée, la projection du film dans le sens inverse nous choquerait : nous
savons que le désordre ne peut que croître lorsque nous agitons le plateau.
On peut généraliser la constatation faite sur cet exemple fictif en disant qu'un système isolé
évolue, au cours du temps, spontanément vers un état de plus grand désordre.
Les scientifiques énoncent le deuxième principe de la thermodynamique en disant :
L'entropie S d'un système isolé ne peut qu'augmenter (Sfinale − Sinitiale = ∆S > 0).
4) Estimation du désordre en chimie :
Comment estimer (de façon simplifier) la variation de désordre ente réactifs et produits ?
Nous nous restreindrons aux cas où des solides, des liquides ou des corps en solution se
transforment en totalité ou en partie en gaz.
L'état gazeux étant plus désordonné que les autres états, nous admettrons que :
Une estimation de la variation du désordre (et donc de la variation d'entropie ∆S) est donnée
par la variation du nombre de moles de gaz ∆ng dans l'évolution d'un système chimique.
Soit ng(R) la quantité de matière sous forme de gaz dans les réactifs et soit ng(P) la quantité
de matière sous forme de gaz dans les produits.
La variation du nombre de moles de gaz au cours d'une réaction est donnée par :
∆ng = ng(P) − ng(R)
- si ∆ng > 0, la réaction a lieu avec augmentation du désordre.
- si ∆ng < 0, la réaction a lieu avec diminution du désordre.
IX) Réaction chimique thermodynamiquement possible :
1) Présentation :
Un morceau de magnésium introduit dans une solution d'acide chlorhydrique réagit en
donnant un dégagement de dihydrogène suivant la réaction :
Mg (s) + 2 H+ (aq) → Mg2+ (aq) + H2 (g)
Si on remplace le magnésium par du cuivre, rien ne se produit.
Une réaction est thermodynamiquement possible lorsque les réactifs réagissent dès qu'ils
sont mis en présence.
Pourquoi certains réactifs réagissent pour se transformer en produits alors que d'autres ne
réagissent pas du tout ?
2) Facteur enthalpie :
Nous admettrons qu'une réaction chimique est thermodynamiquement possible si elle est
exothermique (∆H < 0), c'est-à-dire lorsque au cours de la réaction, il se forme des produits
plus stables que les réactifs.
Exemple : Mg (s) + 2 H+ (aq) → Mg2+ (aq) + H2 (g) ∆H0 = − 463 kJ.mol−1 (spontanée).
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H0 = − 393 kJ.mol−1 (spontanée).
4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)
∆H0 = − 824 kJ.mol−1 (spontanée).
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)
∆H0 = + 178 kJ.mol−1 (non spontanée).
3) Facteur entropie :
Toutes les réactions exothermiques sont thermodynamiquement possibles, mais il existe des
réactions endothermiques qui le sont également.
L'expérience montre et nous admettrons qu'une réaction chimique endothermique est
thermodynamiquement possible si l'entropie de la réaction augmente (∆S > 0), c'est-à-dire
lorsque au cours de la réaction, le nombre de moles de gaz des produits est plus grand que
le nombre de moles de gaz des réactifs (∆ng > 0).
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L'énergie en Chimie
Exemple : Les réactions suivantes sont toutes endothermiques :
∆ng = 2 − 1 = 1 : ∆S > 0 (spontanée).
N2O4 (g) → 2 NO2 (g)
éther (l) → éther (g)
∆ng = 1 − 0 = 1 : ∆S > 0 (spontanée).
4) Autres facteurs :
D'autres facteurs interviennent dans l'évolution thermodynamique d'une réaction :
- nature des contacts entre les réactifs (solide-liquide, solide-solide …)
- la température du milieu réactionnel
- la pression du milieu (surtout si les réactifs sont gazeux)
- la concentration des réactifs (nous verrons dans une prochaine leçon, un autre critère
d'évolution spontanée)
- l'énergie d'activation de la réaction.
5) Conclusion :
Si on sait qu'une réaction est expérimentalement possible, on peut expliquer la spontanéité
par l'un des facteurs étudiés : réaction exothermique ou réaction endothermique avec
augmentation du nombre de moles de gaz. Inversement il est difficile de prévoir si une
réaction chimique est thermodynamiquement possible à l'aide des seuls facteurs enthalpie et
entropie : on peut seulement prévoir qu'une réaction PEUT avoir lieu.
Nous verrons, par la suite, qu'en solution aqueuse, il est possible de prévoir l'évolution d'une
réaction en comparant le "quotient" Q de la réaction à la "constante" Kr de cette réaction.
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A RETENIR
I) Calorimétrie, rappels :
1) Equilibre thermique :
- Un système est en équilibre thermique quand tous ses points sont à la même température.
- Lorsque plusieurs corps sont mis en contact prolongé, ils se mettent à la même
température et sont donc en équilibre thermique.
- Une enceinte adiabatique ne permet aucun échange de chaleur entre l'extérieur et l'intérieur
de cette enceinte.
2) Capacité thermique :
La capacité thermique K s'exprime donc en joule par kelvin (J.K−1).
3) Chaleur massique :
Le coefficient c, qui caractérise le comportement de la substance homogène chauffée, est
appelé chaleur massique de la substance. L'unité de chaleur massique est le J.K−1.kg−1.
La chaleur massique de l'eau est : ceau = 4,18 kJ.kg−1.K−1.
ou
ceau = 4,18 kJ.kg−1.° C−1
4) Mesure calorimétrique :
Kmat = −
m1.c eau .(θf − θ1 ) + m2 .c eau .(θf − θ2 )
(θf − θ1 )
claiton =
M.ce.(θf − θ1) + K.(θf − θ1)
m.(θ2 − θ1)
II) Changement d'état :
1) Les états de la matière :
Un corps pur donné peut se présenter sous 4 états : solide, liquide, gazeux et plasma.
2) Chaleur latente de changement d'état :
La chaleur latente de changement d'état, molaire L, ou massique l, correspond à la quantité
d'énergie thermique Q qu'il faut fournir à l'unité de quantité de matière (mole), ou de masse
(kg), d'un corps pur pour qu'il change d'état, cette transformation ayant lieu à température et
pression constantes :
Q = m.l = n.L
Q, L ou l sont positifs pour une fusion, une vaporisation, une sublimation et négatifs pour une
solidification, une liquéfaction, une condensation.
De plus :
Lfusion = − Lsolidification ou lfusion = − lsolidification
Lvaporisation = − Lliquéfaction ou lvaporisation = − lliquéfaction
Lsublimation = − Lcondensation solide ou lsublimation = − lcondensation solide
III) Echange d'énergie lors d'une réaction chimique :
1) Classement des réactions chimiques :
Une réaction exothermique est une réaction qui libère de l'énergie thermique.
Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l'énergie thermique.
Une réaction athermique est une réaction qui n'échange pas d'énergie thermique.
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IV) Notion d'enthalpie de réaction :
1) Principe de conservation de l'énergie :
Le principe de conservation de l'énergie implique que si une partie du système isolé gagne
(ou perd) de l'énergie, une autre partie en perd (ou en gagne) une quantité équivalente.
2) Enthalpie de réaction :
L'enthalpie est une fonction d'état de la thermodynamique, dont la variation permet
d'exprimer la quantité de chaleur mise en jeu pendant la transformation d'un système au
cours de laquelle celui-ci reçoit ou fournit un travail mécanique.
Lors d'une transformation monobare (même pression à la fin qu'au début, mais pas
forcément pression constante), la variation d'enthalpie ∆H est égale à la quantité de chaleur
échangée avec l'extérieur.
L'enthalpie étant une fonction d'état :
La variation d'enthalpie ∆H ne dépend que de l'état initial et de l'état final, elle ne dépend pas
de la façon de passer de l'état initial à l'état final.
Lors d'une réaction exothermique, la variation d'enthalpie est négative : ∆Hexo < 0.
Lors d'une réaction endothermique, la variation d'enthalpie est positive : ∆Hendo > 0.
V) Origine moléculaire de l'enthalpie :
Si l'énergie Ef dégagée lors de la formation des produits est supérieure à l'énergie Ed absorbée
lors de la destruction des réactifs, (Ed < Ef) la réaction est exothermique.
Si l'énergie Ef dégagée lors de la formation des produits est inférieure à l'énergie Ed absorbée
lors de la destruction des réactifs, (Ed > Ef) la réaction est endothermique.
Si l'énergie Ef dégagée lors de la formation des produits est égale à l'énergie Ed absorbée lors
de la destruction des réactifs, (Ed ≈ Ef) la réaction est athermique.
VI) Mesure de l'enthalpie d'une réaction :
1) Enthalpie de dissolution :
Lors de la réaction de dissolution, toute l'énergie produite (ou absorbée) par la réaction
chimique est totalement transformée en chaleur, à pression constante, nous aurons :
∆H + ΣQ = 0 ou ∆H = − ΣQ
2) Enthalpie standard molaire de formation :
Il est indispensable d'indiquer l'état physique des réactifs et des produits.
On appelle enthalpie standard molaire ∆H0 de formation d'un composé A, l'effet thermique à
pression constante ramené à une mole de A, à partir de ses constituants, pris dans les
conditions standards de pression et de température.
VII) Calcul de l'enthalpie d'une réaction, loi de Hess :
1) Enthalpie standard :
La variation d'enthalpie d'une réaction est égale à la somme des enthalpies de formation
des produits moins la somme des enthalpies de formation des réactifs :
∆H0 = Σ[∆H0f(produits)] − Σ[∆H0f(réactifs)]
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2) Généralisation de l'énoncé :
Lorsqu'une réaction chimique est la somme de plusieurs réactions partielles, alors la
chaleur Q = − ∆H de cette réaction est la somme des chaleurs des réactions partielles.
VIII) Ordre et désordre, notion d'entropie :
1) Expérience fictive :
Le premier principe de la thermodynamique ne permet pas, à lui seul, d'expliquer que le
solide "froid" se réchauffe et atteint une température θf, tandis que le solide "chaud" se
refroidi et atteint la même température θf.
2) Entropie d'un système :
Les scientifiques utilisent une grandeur mesurable qui caractérise le degré de désordre d'un
système : cette grandeur est appelée entropie S.
3) Deuxième principe de la thermodynamique et évolution temporelle :
Un système isolé évolue, au cours du temps, spontanément vers un état de plus grand
désordre.
Les scientifiques énoncent le deuxième principe de la thermodynamique en disant :
L'entropie S d'un système isolé ne peut qu'augmenter (Sfinale − Sinitiale = ∆S > 0).
4) Estimation du désordre en chimie :
L'état gazeux étant plus désordonné que les autres états, nous admettrons que :
Une estimation de la variation du désordre (et donc de la variation d'entropie ∆S) est donnée
par la variation du nombre de moles de gaz ∆ng dans l'évolution d'un système chimique.
La variation du nombre de moles de gaz au cours d'une réaction est donnée par :
∆ng = ng(P) − ng(R)
- si ∆ng > 0, la réaction a lieu avec augmentation du désordre.
- si ∆ng < 0, la réaction a lieu avec diminution du désordre.
IX) Réaction chimique thermodynamiquement possible :
1) Présentation :
Une réaction est thermodynamiquement possible lorsque les réactifs réagissent dès qu'ils
sont mis en présence.
2) Facteur enthalpie :
Une réaction chimique est thermodynamiquement possible si elle est exothermique (∆H < 0),
c'est-à-dire lorsque au cours de la réaction, il se forme des produits plus stables que les
réactifs.
3) Facteur entropie :
Une réaction chimique endothermique est thermodynamiquement possible si l'entropie de la
réaction augmente (∆S > 0), c'est-à-dire lorsque au cours de la réaction, le nombre de moles
de gaz des produits est plus grand que le nombre de moles de gaz des réactifs (∆ng > 0).
Il est difficile de prévoir si une réaction chimique est thermodynamiquement possible à l'aide
des seuls facteurs enthalpie et entropie : on peut seulement prévoir qu'une réaction PEUT
avoir lieu.
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L'énergie en Chimie
POUR S'ENTRAÎNER
I) Détermination de l'enthalpie par calorimétrie.
Dans un récipient adiabatique, on verse meau = 200 g d'eau pure à θ1 = 20 °C et mCuSO4 = 4,3 g
de sulfate de cuivre (II) anhydre (CuSO4) à la même température.
On négligera l'énergie thermique absorbée par le récipient et ses accessoires.
La température finale de la solution est alors de θ2 = 22,4 °C.
a) Calculer la variation d'enthalpie ∆h de dissolution du sulfate de cuivre pour cette expérience.
b) En déduire la valeur de variation d'enthalpie molaire de dissolution ∆H (avec son signe).
On donne : Chaleur massique de la solution (et de l'eau) csol = 4,185 kJ.C−1.kg−1.
Masses molaires atomiques MO = 16 g.mol−1 ; MS = 32 g.mol−1; MCu = 63,5 g.mol−1.
II) Chaleur de réaction.
On donne les variations d'enthalpie molaire de formation ∆H (pour 1 mole de produit formé) :
3 C (s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g)
∆H1 = − 103,8 kJ.mol−1.
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
∆H2 = − 393,5 kJ.mol−1.
H2 (g) + 21 O2 (g) → H2O (l)
∆H3 = − 285,9 kJ.mol−1.
On considère la combustion complète du propane C3H8 (g) dans le dioxygène gazeux O2 (g).
a) Ecrire l'équation-bilan de la cette combustion complète.
b) Enoncer la Loi de Hess.
c) Etablir un diagramme thermochimique en utilisant les données.
d) En déduire la variation d’enthalpie molaire ∆H (énergie transférée lors de la combustion
d'une mole de molécule de propane) de cette réaction.
e) Cette réaction est-elle endo, exo ou athermique ?
III) Fonctionnement d'un réfrigérateur.
Les réfrigérateurs domestiques utilisent les phénomènes
de liquéfaction et de vaporisation d'un corps pur (le
fréon) pour produire du froid.
a) Quel est celui des deux organes, liquéfacteur ou
évaporateur, qui doit être placé à l'intérieur du
réfrigérateur ?
b) A quoi sert l'énergie électrique que l'on fournit au
réfrigérateur et à quel organe du réfrigérateur
(compresseur, liquéfacteur, détendeur, évaporateur) estelle fournie ?
c) En admettant que la détente (dans le détendeur) et la
compression (dans le compresseur) ont lieu rapidement,
sans variation de température du fréon (transformations
isothermes), on a représenté sur deux axes
(température θ et pression P) le cycle subit par le fréon.
Indiquez pour chaque phase (AB, BC, CD, DE), dans
quel organe du réfrigérateur (compresseur, liquéfacteur,
détendeur, évaporateur) elle se produit.
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