L`énergie en Chimie

Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne
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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 =
b
Q =
a
θ∆
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,
3.m, 4.m, ... provoque des élévations de températures ∆θ,
2
θ∆
,
3
θ∆ ,
4
θ∆ ...
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 : ΣQi = 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
D'où : Kmat = − )( ).(c.m).(c.m
1f
2feau21feau1θ−θ
θ−θ+θ−θ
- Dans une 2ème 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.

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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
).(K).(c.M
12
1f1fe θ−θ
θ−θ+θ−θ
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). variation
Exemple : Réaction phénomène d'énergie kJ.mol−1
Vaporisation d'une mole d'éthanol endothermique 39
Dissolution d'une mole de KNO3 (s) endothermique 35
Dissolution d'une mole de NaOH (s) exothermique − 42
Combustion d'une mole de C pur exothermique − 393
Combustion d'une mole de glucose exothermique − 2813