C 6-6/A

Connaissance et Maîtrise des Phénomènes Physiques et Chimiques
ÉLÉMENTS DE CHIMIE - PRODUITS
C6
RÉACTIONS CHIMIQUES
Ingénieurs en
Sécurité Industrielle
I - ÉTUDE EXPÉRIMENTALE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE : LA SYNTHÈSE DE L’EAU........ 1
II - INTERPRÉTATION DE LA RÉACTION CHIMIQUE À L’ÉCHELLE MOLÉCULAIRE ............... 2
III - REPRÉSENTATION D’UNE RÉACTION CHIMIQUE PAR UNE ÉQUATION .......................... 3
1 - Écriture de l’équation chimique .....................................................................................................3
2 - Équilibrage d’une réaction chimique .............................................................................................4
IV - UTILISATION DE L’ÉQUATION CHIMIQUE............................................................................. 6
1 - Exemple de la combustion du propane.........................................................................................6
2 - Pouvoir comburivore .....................................................................................................................7
V - CARACTÉRISTIQUES D’UNE RÉACTION CHIMIQUE............................................................ 8
1
2
3
4
5
-
Chaleur de réaction .......................................................................................................................8
Pouvoir calorifique.........................................................................................................................9
Variation du nombre de moles entre réactifs et produits ............................................................ 12
Amorçage de la réaction chimique : énergie d’activation ............................................................ 13
Liaisons entre ces caractéristiques et la prévision du comportement
d’une réaction chimique .............................................................................................................. 14
BA CHG - 01169_B_F - Rév. 3
Ce document comporte 15 pages
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13/07/2005
-6/A
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1
Sous l’influence de facteurs divers tels que la chaleur, la pression, etc. la matière peut subir des
transformations mettant en jeu des modifications plus ou moins profondes des espèces chimiques qui la
compose. Dans ces transformations on observe la rupture de liaisons existant entre certains atomes et la
formation de nouvelles liaisons. Ces transformations sont appelées des réactions chimiques.
I -
ÉTUDE EXPÉRIMENTALE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE : LA SYNTHÈSE DE L’EAU
Cette réaction peut être réalisée dans un eudiomètre. C’est un tube gradué, en verre épais, traversé à sa
partie supérieure par deux fils métalliques soudés dans le verre. On peut faire jaillir une étincelle électrique
entre les extrémités de ces deux fils, à l’intérieur du tube. L’eudiomètre est rempli de mercure et retourné sur
une cuve contenant également du mercure. On introduit alors 20 cm3 d’oxygène pur et 20 cm3 d’hydrogène.
Le mélange gazeux ne réagit pas spontanément. Si l’on fait jaillir une étincelle électrique il se produit une
détonation et le mercure, d’abord refoulé, remonte rapidement dans le tube. On constate que le niveau de
mercure se stabilise et qu’il ne reste plus que 10 cm3 de gaz ; de la buée s’est également déposée sur la
paroi interne de l’eudiomètre : elle provient de la condensation de la vapeur d’eau qui s’est formée lors de la
réaction. On met facilement en évidence que le gaz restant qui n’a pas réagi est de l’oxygène pur.
Buée
10
Mélange
20 cm3 Oxygène
+
20 cm3 Hydrogène
20
30
10 cm3
Oxygène
20
30
40
Réaction
chimique
50
État initial
50
État final
D CH 1012 A
40
10
Ainsi, 20 cm3 d’hydrogène et 10 cm3 d’oxygène ont disparu et il s’est formé de l’eau. On peut en conclure
que : “l’hydrogène et l’oxygène réagissent dans la proportion de deux volumes d'hydrogène et d’un
volume d’oxygène pour former de l’eau”.
Par contre, il est très difficile de déterminer avec précision la masse d’eau formée. En effet, on a fait réagir
que de très faibles quantités de gaz et les quelques milligrammes d’eau formée n’ont fourni qu’un peu de
buée sur les parois.
L’interprétation de l’expérience au niveau moléculaire va permettre de déterminer les quantités de matière
mises en jeu dans la réaction sans pour cela réaliser des mesures physiques délicates.
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2
II - INTERPRÉTATION DE LA RÉACTION CHIMIQUE À L’ÉCHELLE MOLÉCULAIRE
On sait que des volumes égaux de gaz pris dans les mêmes conditions de température et de pression sont
constitués du même nombre de molécules. Ainsi, le mélange gazeux initial de l’expérience précédente
contient autant de molécules d’hydrogène que d’oxygène. Une fraction infinitésimale de ce mélange de
réactifs peut être représentée à l'échelle moléculaire comme ci-dessous :
O
H
O
O
H
H
4 molécules
d'oxygène
H
O
O
H
H
O
O
4 molécules
d'hydrogène
H
D CH 284 B
O
H
Après réaction chimique, les molécules d’hydrogène ont complètement disparu ; il subsiste des molécules
d’oxygène et les molécules d’eau qui se sont formées :
ÉTAT INITIAL
ÉTAT FINAL
H
O
H
O
O
O
H
H
— RÉACTIFS —
Molécules d'hydrogène et
d'oxygène
O
H
REACTION
O
O
O
H
O
H
O
H
O
H
H
O
H
O
H
H
H
H
O
O
H
— PRODUITS —
Molécules d'eau
D CH 285 B
O
À l’échelle moléculaire, tout se passe comme si il y avait eu rupture de liaisons oxygène-oxygène et
hydrogène-hydrogène dans les molécules de réactifs puis recombinaison d’atomes d’oxygène et d’hydrogène
ainsi libérés pour former les liaisons oxygène-hydrogène caractéristiques de la molécule d’eau.
Il est bien évident que dans cette opération le nombre total d’atomes n’a pas changé. Ces atomes se sont
simplement liés d’une manière différente. On dit que dans une réaction chimique il y a conservation du
nombre des atomes de chaque espèce.
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3
La masse des atomes étant invariable, cela implique qu’étant présents en nombre identique dans l’état initial
et dans l’état final, il y a conservation de la masse lors d’une réaction chimique. Ce principe a été énoncé
par LAVOISIER et constitue le point de départ de toute la chimie moderne. Ainsi, la masse d’eau obtenue
lors de la réaction présentée est égale à la somme des masses d’oxygène et d’hydrogène qui ont réagi.
En revenant à l’expérience précédente, si les volumes gazeux sont repérés dans des conditions telles que le
volume molaire vaut 22,4 litres :
la masse de 10 cm3 d’oxygène est de :
10
x 32 g = 0,0143 g
22400
la masse de 20 cm3 d’hydrogène est de :
20
x 2 g = 0,0018 g
22400
La masse d’eau formée est donc :
0,0143 g + 0,0018 g = 0,0161 g
III - REPRÉSENTATION D’UNE RÉACTION CHIMIQUE PAR UNE ÉQUATION
1-
ÉCRITURE DE L’ÉQUATION CHIMIQUE
On a montré précédemment que 4 molécules d’hydrogène réagissent avec 2 molécules d’oxygène
pour donner 4 molécules d’eau.
En constatant qu’il faut 2 molécules d’hydrogène et 1 molécule d’oxygène pour obtenir 2 molécules
d’eau, on peut dire plus généralement que :
2 N molécules d’hydrogène
réagissent avec
N molécules d’oxygène
pour donner 2 N molécules d’eau
Or la valeur donnée à N est celle du nombre d’AVOGADRO (N = 6,02 1023) cela signifie que :
2 moles d’hydrogène réagissent
avec
1 mole d’oxygène
pour donner 2 moles d’eau
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4
C’est ce que traduit conventionnellement l’équation de la réaction chimique qui s’écrit :
2 H2
+
O2
→
2 H2 O
en moles
2 moles
d’hydrogène
+
1 mole
d’oxygène
→
2 moles
d’eau
en masse
2 x (2 x 1 g)
Signification
(2 x 16 )
2 (2 x 1 g + 16 g)
+
4g
d’hydrogène
→
32 g
d’oxygène
36 g de réactifs
36 g
d’eau
36 g de produits
L’équation de la réaction chimique doit vérifier bien entendu la conversion de la masse entre réactifs
et produits. Pour cela il doit y avoir dans chaque membre de l’équation le même nombre d’atomes de
chaque espèce. On dit qu’une équation chimique doit être ÉQUILIBRÉE.
2-
ÉQUILIBRAGE D’UNE RÉACTION CHIMIQUE
Il est évident qu’une équation chimique reste équilibrée si on multiplie ou si on divise tous les
coefficients de l’équation par un même nombre, ainsi les 2 équations :
et
2 H 2 + O2
→
2 H2O
1
O
2 2
→
H2O
H2 +
sont équivalentes.
Pour équilibrer l’équation d’une réaction chimique, il faut chercher les coefficients à affecter aux
réactifs et aux produits pour respecter la conservation de la masse.
Ainsi le méthane (CH4) brûle dans l’oxygène (O2) pour donner du gaz carbonique (CO2) et de l’eau
(H 2O). On écrit l’équation :
CH4 + O2
→
CO2 + H2O
Cette équation n’est pas équilibrée. Pour s’en rendre compte, il est nécessaire de procéder à la
comptabilisation du nombre de moles d’atomes de chaque espèce apportées par les réactifs et se
trouvant combinées dans les produits.
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5
BILAN SUR L’ÉLÉMENT CARBONE
Le nombre de moles d’atomes de carbone (C) engagé dans la réaction est égal à celui consommé.
En effet, 1 mole de méthane apporte 1 mole d'atomes de carbone (C) et 1 mole de gaz carbonique
consomme 1 mole d’atomes de carbone.
BILAN SUR L’ÉLÉMENT HYDROGÈNE
Le nombre de moles d’atomes d’hydrogène (H) engagé dans la réaction est supérieur à celui
consommé.
En effet, 1 mole de méthane apporte 4 moles d’atomes d’hydrogène (H) et 1 mole d’eau consomme
uniquement 2 moles d’atomes d’hydrogène.
Pour équilibrer le nombre d’atomes d’hydrogène, il est nécessaire d’affecter H2 O du facteur
multiplicatif 2 ce qui correspond alors, côté produit, à la consommation de 4 moles d’atomes
d’hydrogène.
CH4 + O2
→
CO2 + 2 H 2O
BILAN SUR L’ÉLÉMENT OXYGÈNE
Le nombre de moles d’atomes d’oxygène (O) engagé dans la réaction est inférieur à celui consommé.
En effet, 1 mole d’oxygène gazeux apporte 2 moles d’atomes d’oxygène ; 1 mole de gaz carbonique
consomme 2 moles d’atomes d’oxygène et 2 moles d’eau consomme 2 moles d’atomes d’oxygène. Il
y a donc au total 4 moles d’atomes d’oxygène consommées.
Pour équilibrer le nombre d’atomes d’oxygène, il est nécessaire d’affecter O2 du facteur multiplicatif 2,
ce qui correspond alors côté réactif à l’apport de 4 moles d’atomes d’oxygène.
2 O2
→
CH4 + 2 O2
→
CH4 +
CO2 + 2 H2O
L’équation est maintenant équilibrée.
CO2 + 2 H2O
Les coefficients de l’équation équilibrée sont appelés coefficients stœchiométriques. Ils traduisent
les exactes proportions de réactifs et de produits concernés par la réaction chimique.
Ainsi, réaliser une réaction dans des proportions stœchiométriques signifie que l’on part d’un mélange
de réactifs dont les proportions molaires sont exactement celles des coefficients de l’équation de la
réaction.
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IV - UTILISATION DE L’ÉQUATION CHIMIQUE
1-
EXEMPLE DE LA COMBUSTION DU PROPANE
L’équation chimique de combustion indique en nombre de moles les quantités respectives de
combustible et d’oxygène à mettre en œuvre ainsi que celles des produits de combustion. La
traduction de ces quantités en masse nécessite la connaissance des masses molaires de chaque
espèce.
Dans le cas de composés gazeux, les volumes (mesurés dans les mêmes conditions de pression et
température) sont dans les proportions des nombres de moles.
Le tableau suivant présente pour l’exemple de la combustion du propane (C3H 8), les résultats de
l’interprétation en masse et volume de l'équation chimique de combustion.
C3H 8
+
5 O2
→
3 CO 2
RÉACTIFS
+
4 H 2O
PRODUITS
ÉTAT
PHYSIQUE
GAZ
GAZ
GAZ
GAZ
Signification
en moles
1 mole
de propane
5 moles
d’oxygène
3 moles de gaz
carbonique
4 moles
de vapeur d’eau
Signification
en volume
1 volume
de propane
5 volumes
d’oxygène
3 volumes
de CO2
4 volumes
de vapeur d’eau
Signification
en masse
44 g
de propane
5 x 32 = 160 g
d’oxygène
3 x 44 = 132 g
de gaz
carbonique
4 x 18 = 72 g
de vapeur d’eau
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7
2-
POUVOIR COMBURIVORE
La combustion industrielle étant réalisée avec l'oxygène de l'air, il est plus intéressant de connaître le
volume d'air que celui d'oxygène nécessaire à la combustion.
La composition de l'air en oxygène et autres constituants est donnée dans le tableau suivant.
CONSTITUANT
% VOLUME
% MASSE
Azote
Oxygène
Argon
78,09
20,95
0,93
75,52
23,15
1,28
CO 2
Néon
Xénon
Krypton
0,03
0,05
100,00
100,00
Air sec
La combustion de 1 Nm3 de propane nécessitant 5 Nm3 d'oxygène, il faut un volume d'air de
5x
100
= 23,85 Nm3 d'air pour brûler 1 Nm3 de propane.
20,95
Le volume d'air nécessaire à la combustion est appelé pouvoir comburivore. Il s'exprime en Nm3
d'air par kg de combustible ou encore en Nm3 d'air par Nm3 dans le cas de combustibles gazeux. Les
valeurs des pouvoirs comburivores de quelques corps purs sont indiquées sur la planche de la
page 10.
Dans le cas de mélanges, le pouvoir comburivore dépend de la composition du combustible.
Application
Pouvoir comburivore du mélange éthane (24 % mol) et propane (76 % mol) :
-
pouvoir comburivore éthane :
pouvoir comburivore propane :
Nm3 d'air/Nm3
Nm3 d'air/Nm3
-
pouvoir comburivore mélange :
Nm3 d'air/Nm3
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V - CARACTÉRISTIQUES D’UNE RÉACTION CHIMIQUE
La représentation d’une réaction chimique par une équation chimique n’est pas complète si elle ne traduit
par l’effet thermique qui accompagne la réaction ; d’autre part selon le type de réaction, on peut constater
un accroissement ou une diminution du nombre de moles entre les réactifs et les produits de la réaction.
1-
CHALEUR DE RÉACTION
La réaction précédente doit être complétée par le fait que la combustion s’accompagne d’un
dégagement de chaleur de 485 kilocalories par mole de propane brûlé (2,03 MJ/mol). Cette
quantité de chaleur est appelée chaleur de réaction.
On dit que cette réaction est exothermique car elle dégage de la chaleur.
On écrit :
C 3H 8 + 5 O2 →
3 CO2 +
4 H2O
+
485 kcal/mol
D'une manière générale, la chaleur de réaction est la variation d'enthalpie entre les produits et
les réactifs. On la note ∆Hréaction ou ∆H.
chaleur de réaction = ∆Hréaction = Hproduits – Hréactifs
Du point de vue thermique il en découle 3 types de réactions chimiques :
-
les réactions se faisant avec un dégagement de chaleur : réactions exothermiques
L'enthalpie des produits est inférieure à l'enthalpie des réactifs. Un excédent d'énergie est cédé
au milieu extérieur. Le ∆H est négatif.
Hréactifs
∆H = Hproduits - Hréactifs < 0
Référence
-
D CH 1688 A
Hproduits
les réactions se faisant avec consommation de chaleur : réactions endothermiques
L'enthalpie des produits est supérieure à l'enthalpie des réactifs. Le milieu extérieur doit fournir
de la chaleur. Le ∆H est positif.
Dans le cas d’une réactions endothermiques, on note dans l’écriture de la réaction chimique la
consommation de chaleur par - Q kcal/mole (quantité de chaleur négative) du côté des
produits.
-
les réactions athermiques qui ne consomment ni ne dégagent de la chaleur
Réactifs et produits ont une enthalpie très voisine. Le ∆H est nul.
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9
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En ce qui concerne les réactions chimiques mettant en jeu des hydrocarbures, on peut dès à présent
donner les caractéristiques thermiques des principales réactions :
–
–
–
–
–
–
2-
les réactions de craquage (sans hydrogène) sont endothermiques
les réactions de polymérisation et d’alkylation (soudure de molécules entre elles) sont
exothermiques
les réactions d'hydrogénation sont exothermiques
les réactions de déshydrogénation sont endothermiques
les réactions d’hydrocraquage sont exothermiques
les réactions d’isomérisation sont légèrement exothermiques
POUVOIR CALORIFIQUE
a - Définition
La chaleur de réaction qui est la quantité de chaleur libérée par la combustion d'une mole de
combustible. Cette définition exige le choix d'une pression de référence qui est généralement la
pression atmosphérique normale et également celui d'une température de référence à laquelle se
trouvent les réactifs (combustible + oxygène) avant combustion et jusqu'à laquelle seront refroidies les
fumées. Cette température de référence est le plus souvent 0°C.
Dans le cas où le combustible contient de l'hydrogène le choix de cette température ne suffit pas pour
déterminer la quantité de chaleur récupérée par le refroidissement des fumées. Il est en effet
nécessaire de préciser l'état physique vapeur ou liquide dans lequel se trouve l'eau des fumées qui
s'est formée par la combinaison de l'hydrogène du combustible avec l'oxygène.
Entre ces deux situations : eau à l'état vapeur à 0°C ou eau à l'état liquide à la même température il
intervient la chaleur de condensation de l'eau qui s'ajoute donc dans le dernier cas à la quantité de
chaleur récupérée par le refroidissement des fumées.
Il va de soi que dans la plupart des utilisations et dans un incendie l'eau formée par la combustion est
évacuée à l'état gazeux. Toutefois dans certains systèmes de chauffe on cherche à condenser l'eau
des fumées et à récupérer ainsi la chaleur de condensation de l'eau.
Le pouvoir calorifique est la traduction industrielle de la chaleur de réaction.
Il est défini comme étant la quantité de chaleur dégagée par la combustion de un kilogramme (1 kg)
de combustible solide ou liquide ou de un normal-mètre cube (1 Nm3) de combustible gazeux et cela
pour une température de référence de 0°C et à pression atmosphérique normale.
Pour les combustibles contenant de l'hydrogène il est nécessaire de distinguer :
-
le pouvoir calorifique inférieur (P.C.I.) pour lequel l'eau formée est supposée à l'état vapeur
le pouvoir calorique supérieur (P.C.S.) pour lequel l'eau formée est supposée à l'état liquide
Le P.C.S. est donc supérieur au P.C.I. de la chaleur de condensation à 0°C de l'eau formée par la
combustion de l'hydrogène du combustible.
b - Pouvoirs calorifiques des corps purs
Les valeurs des chaleurs de réaction et des pouvoirs calorifiques de quelques corps purs figurent sur
la planche de la page suivante.
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S
H 2S
CH4
C2H6
C3H8
Soufre
Hydrogène sulfuré
Méthane
Éthane
Propane
+
+
+
+
+
+
→
→
5 O2
→
7/2 O2 →
2 O2
3/2 O2 →
O2
1/2 O2 →
1/2 O2 →
01169_B_F
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9 O2
→
+ 15/2 O 2 →
+
H 2O
+ 2 H 2O
+
6 CO2 + 3 H2O
6 CO2 + 6 H2O
6 CO2 + 7 H2O
4 CO2 + 5 H2O
3 CO2 + 4 H2O
2 CO2 + 3 H2O
CO2
SO2
SO2
H 2O
CO2
CO
CO2
nC16H34 + 49/2 O 2 → 16 CO 2 + 17 H2O
C6H6
Benzène
n-Hexadécane
C6H12
Cyclohexane
nC6H14 + 19/2 O 2 →
H2
Hydrogène
+
1/2 O2 →
→
n-Hexane
CO
Oxyde de carbone
+
O2
nC4H10 + 13/2 O 2 →
C
Carbone
+
n-Butane
C
Équation chimique de combustion
Carbone
Combustible
L
L
5,65
L
L
G
G
G
G
G
L
G
G
S
S
du
combustible
V
L
V
L
V
L
V
L
V
L
V
L
V
L
V
L
V
L
–
V
L
–
–
–
eau
formée
État physique
12
6
5,14
4,8
4,5
4
3
–
–
–
–
–
–
C/H
2377,7
2560,5
749,6
781,8
874,1
938,6
921,6
996,9
635,6
689,3
488,7
531,7
341,4
373,6
191,8
213,8
123,9
134,7
70,7
57,7
68,5
67,6
26,45
94,05
kcal/mol
Chaleur de
réaction
10500
11310
9595
10010
10385
11155
10695
11570
10935
11860
11085
12060
11355
12125
11960
13300
3635
3955
2205
28640
33975
2413
2205
7840
kcal/kg
–
–
–
–
–
–
–
–
28375
30770
21815
23735
15240
16680
8565
9520
5530
6015
–
2575
3060
–
–
–
kcal/Nm3
Pouvoir calorifique
11,56
10,26
11,43
11,78
11,95
12,12
12,44
13,32
4,70
3,33
26,50
1,91
4,45
8,90
Nm3 air/kg
–
–
–
–
31,01
23,85
16,70
9,54
7,16
–
2,39
2,39
–
–
Nm3 air/Nm3
Pouvoir comburivore
10
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C 6 -6/A
11
c - Pouvoir calorifique des mélanges
• Mélange gazeux
Le pouvoir calorifique du mélange peut se calculer par pondération molaire du pouvoir calorifique de
chacun des constituants à partir de l'analyse chromatographique.
Application
Calculer le PCI du mélange éthane (24 % molaire) et propane (76 % molaire).
PCI du mélange =
kcal/Nm 3
• Mélange liquide
La détermination du pouvoir calorifique du mélange peut se faire par la méthode à la bombe (Norme
NF M 07 030).
Différents abaques, tableaux ou corrélations permettent d'obtenir les pouvoirs calorifiques des
mélanges les plus courants.
Le tableau ci-dessous donne le PCI de quelques produits pétroliers.
Produit pétrolier
PCI kcal/kg
Essence auto
10500
Kérosène
9700
Gasoil
10100
Fuel lourd
9800
Bitumes
9500
Pétrole brut
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12
3-
VARIATION DU NOMBRE DE MOLES ENTRE RÉACTIFS ET PRODUITS
D'autre part, une réaction chimique peut se faire avec accroissement ou diminution du nombre de
moles lors de la transformation des réactifs en produits.
Ainsi :
-
-
la réaction de combustion du méthane se fait sans changement du nombre de moles
Réactifs
Produits
1 mole CH 4
1 mole CO2
2 moles O2
2 moles H 2O
3 moles
3 moles
la réaction de combustion du propane se fait avec augmentation du nombre de moles
Cette réaction s'écrit :
C 3H 8
+
propane
5 O2
3 CO2
oxygène
gaz
carbonique
Réactifs
+
4 H 2O
eau
Produits
1 mole C3H8
3 moles CO 2
5 moles O2
4 moles H 2O
6 moles
7 moles
Une réaction chimique peut plus généralement s'accompagner d'un accroissement, d'une
diminution, ou d'une conservation du nombre de moles.
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4-
AMORÇAGE DE LA RÉACTION CHIMIQUE : ÉNERGIE D'ACTIVATION
a - Énergie d'activation
Ce n'est pas parce qu'une réaction est possible qu'elle s'effectue spontanément. Dans l'exemple de la
fabrication de l'eau, si l'on ne provoque pas l'étincelle, l'hydrogène et l'oxygène peuvent très bien
coexister sans conduire en apparence à de l'eau.
La réaction est possible mais s'effectue à l'échelle humaine si lentement, que l'on ne constate aucune
modification du milieu. La vitesse est alors quasi nulle.
Par contre, dès production de l'étincelle, la combustion de l'hydrogène dans l'oxygène est une réaction
pratiquement instantanée à tel point qu'elle peut, dans certaines conditions, devenir explosive :
2 H2 + O2
→
2 H2O
La conversion totale de l'hydrogène en eau se fait avec une vitesse extrêmement élevée. Plus
généralement, on constate expérimentalement que les réactions chimiques mettent un temps plus ou
moins long pour évoluer vers leur état initial.
Cet apport d'énergie, nécessaire à l'amorçage de la réaction s'appelle l'énergie d'activation E
exprimée en kcal/kmol ou J/mol.
En se référant au schéma ci-dessous, l'énergie d'activation traduit le niveau énergétique d'activation
minimum qui doivent posséder les réactifs pour être transformés en produits.
Cette énergie d'activation E varie de quelques kilocalories par mole à plus de 80 kcal/mol selon la
nature des réactifs et des produits.
État activé
E = énergie d'activation
État énergétique
des réactifs
(Hréactifs)
R
∆H = chaleur de réaction
D CH 1690 A
P
État énergétique
des produits
(Hproduits)
t
Il existe en quelque sorte une "barrière" énergétique empêchant le déclenchement spontané des
réactions chimiques (c'est ce qui explique que certains corps, instables dans les conditions ambiantes,
existent néanmoins).
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C 6 -6/A
b - Cas particulier des réactions de combustion : énergie minimale d'inflammation
Dans le cas d'une réaction de combustion, l'énergie d'activation (Joule/mole), précédemment définie,
est très différente de l'énergie minimale d'inflammation (MilliJoule) qui est l'énergie nécessaire pour
provoquer l'allumage d'un "volume critique d'allumage".
Ce volume est le volume minimal de réactifs devant être allumé pour que la flamme puisse se
propager.
5 - LIAISONS ENTRE CES CARACTÉRISTIQUES ET LA PRÉVISION DU
COMPORTEMENT D’UNE RÉACTION CHIMIQUE
Les caractéristiques d’une réaction chimique que l’on vient de mettre en évidence, à savoir :
-
dégagement ou absorption de chaleur accompagnant la réaction
variation du nombre de moles entre réactifs et produits
énergie d'activation
sont très importantes. En effet, ces caractéristiques comme on le verra plus loin, vont permettre de
déterminer les tendances de la réaction et par là, de prévoir l’évolution des comportements de
certaines réactions chimiques en fonction des variations des conditions opératoires.
Parallèlement, ces caractéristiques du comportement des réactions déterminent les équipements
nécessaires à la réalisation du procédé ainsi que les sécurités qui l'environnent.
Exemple : les réactions de polymérisation exothermiques.
La rapidité de la réaction est liée à la température. Une augmentation de celle-ci peut conduire à un
emballement de la réaction et provoquer une explosion. Le contrôle de la température revêt donc un
caractère primordial dans les procédés de polymérisation.
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