Thermochimie – Chapitre 5 : Énergie, Thermodynamique et Enthalpie

Énergie et Thermochimie

Définitions et Concepts Fondamentaux

La thermochimie est la branche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie, principalement sous forme de chaleur, lors des réactions chimiques. Elle s'appuie sur les principes de la thermodynamique, qui concernent l'énergie et ses transformations.

• Énergie : Capacité d'effectuer un travail ou de transférer de la chaleur.

• Thermodynamique : Étude de l'énergie et de ses transformations.

• Thermochimie : Étude des réactions chimiques et des variations d'énergie impliquant un dégagement ou une absorption de chaleur.

Énergie Potentielle et Chimique

L'énergie chimique est principalement de l'énergie potentielle, notamment l'énergie potentielle électrostatique entre particules chargées.

• Énergie potentielle électrostatique : $E_{el} = \frac{k Q_1 Q_2}{d}$ où k est la constante de Coulomb, Q1 et Q2 sont les charges, et d la distance.

• L'unité d'énergie couramment utilisée est le joule : $1\,J = 1\,\frac{kg\,m^2}{s^2}$

Attraction entre Ions

L'attraction électrostatique s'observe entre ions de charges opposées.

• De l'énergie est libérée lors de la formation des liaisons chimiques.

• De l'énergie est consommée lors de la rupture des liaisons.

Première Loi de la Thermodynamique

Principe Fondamental

L'énergie peut être convertie d'une forme à une autre, mais elle ne peut être ni créée ni détruite.

• Exemples : Conversion de l'énergie chimique en chaleur pour chauffer une maison, conversion de la lumière du soleil en énergie chimique dans les plantes.

Système et Environnement

Définitions

• Système : Portion de l'univers étudiée (ex : molécules d'hydrogène et d'oxygène).

• Environnement : Tout le reste (ex : cylindre, piston, etc.).

Types de Systèmes

• Système ouvert : Échange chaleur et masse avec l'environnement.

• Système fermé : Échange seulement la chaleur, pas la masse.

• Système isolé : N'échange ni chaleur ni masse.

Énergie Interne (U)

Définition et Variation

L'énergie interne est la somme des énergies cinétiques et potentielles de tous les composants d'un système.

• On ne connaît généralement pas la valeur absolue de U, mais seulement sa variation ΔU.

• Par définition : $\Delta U = U_{finale} - U_{initiale}$

Changements d'Énergie Interne

• Si $\Delta U > 0$, le système a absorbé de l'énergie de l'environnement.

• Si $\Delta U < 0$, le système a libéré de l'énergie dans l'environnement.

Grandeurs Thermodynamiques

• Comportent trois parties : un nombre, une unité, un signe.

• Un ΔU positif : le système gagne de l'énergie.

• Un ΔU négatif : le système cède de l'énergie.

Formes d'Échange d'Énergie

• L'énergie échangée entre le système et l'environnement se fait sous forme de chaleur (q) ou de travail (w).

• Relation fondamentale : $\Delta U = q + w$

Signes de q, w et ΔU

Variable	+ (positif)	- (négatif)
q	Le système gagne de la chaleur	Le système perd de la chaleur
w	Travail effectué sur le système	Travail effectué par le système
ΔU	Gain net d'énergie par le système	Perte nette d'énergie par le système

Processus Endothermique et Exothermique

Définitions

• Endothermique : Le système absorbe de la chaleur de l'environnement ($ΔH > 0$).

• Exothermique : Le système libère de la chaleur dans l'environnement ($ΔH < 0$).

Fonctions d'État

Concept

Une fonction d'état dépend uniquement de l'état actuel du système, et non du chemin suivi pour y parvenir.

• Énergie interne (U) est une fonction d'état.

• q et w ne sont pas des fonctions d'état.

Travail et Pression-Volume

Travail Mécanique

Le travail effectué lors d'une transformation chimique ou physique est souvent associé à une variation de volume d'un gaz.

• Relation entre pression, force et surface : $P = \frac{F}{A}$

• Travail effectué par un gaz : $w = -PΔV$

• Si le volume augmente, le système fournit un travail (négatif).

Enthalpie (H)

Définition

L'enthalpie est la quantité totale d'énergie contenue dans une espèce sous forme de chaleur à pression constante.

• Relation fondamentale : $H = U + PV$

• Variation d'enthalpie : $ΔH = ΔU + PΔV$

• À pression constante, $ΔH = q$

Enthalpie de Réaction

• La variation d'enthalpie d'une réaction : $Δ_rH = H_{produits} - H_{réactifs}$

• Appelée aussi chaleur de réaction.

Propriétés de l'Enthalpie

• L'enthalpie est une propriété extensive (dépend de la quantité de matière).

• La variation d'enthalpie d'une réaction inverse a le signe opposé.

• La variation d'enthalpie dépend de l'état des réactifs et des produits.

Calorimétrie

Mesure de la Chaleur

La calorimétrie permet de mesurer le flux de chaleur lors d'une réaction chimique.

• L'instrument utilisé est le calorimètre.

Capacité Thermique et Chaleur Spécifique

• Capacité thermique : Quantité d'énergie nécessaire pour élever la température d'une substance de 1 K.

• Chaleur spécifique (c) : Capacité thermique par gramme.

• Capacité thermique molaire (Cm) : Capacité thermique par mole.

Substance	Chaleur spécifique (J/g·K)
H2O (l)	4.18
Al	0.90
Cu	0.39
Fe	0.45
Hg	0.14
CaCO3	0.82

Calorimétrie à Pression Constante

• On utilise un calorimètre ouvert pour mesurer la variation d'enthalpie d'une réaction en solution aqueuse.

• Capacité thermique massique de l'eau : 4,184 J/g·K.

• Équation : $q_{sol} = c \times m_{sol} \times ΔT = -q_{rxn} = -Δ_rH$

Bombe Calorimétrique

• Permet de réaliser des réactions à volume constant.

• La chaleur absorbée par l'eau est une bonne approximation de l'enthalpie de réaction.

• Équation : $q_{rxn} = -C_{cal} \times ΔT$

• À volume constant, on mesure $ΔU$ et non $ΔH$ (différence généralement faible).

Loi de Hess

Principe

La loi de Hess permet de calculer l'enthalpie de réaction globale à partir des enthalpies de réaction des étapes intermédiaires.

• Si une réaction se déroule en plusieurs étapes, $ΔH_{totale}$ est la somme des $ΔH$ de chaque étape.

• Comme l'enthalpie est une fonction d'état, $ΔH$ est identique pour un ensemble donné de réactifs et de produits, quel que soit le chemin suivi.

Enthalpie de Formation

Définition

• Enthalpie de formation standard ($ΔH_f^⦵$) : Variation d'enthalpie lors de la formation d'un composé à partir de ses éléments dans leur état standard (25°C, 1 atm).

• Exemple : $H_2(g) + \frac{1}{2} O_2(g) \rightarrow H_2O(l)$, $ΔH_f^⦵ = -285.8$ kJ/mol

Calcul de ΔH à partir des valeurs tabulées

• Pour une réaction : $C_3H_8(g) + 5 O_2(g) \rightarrow 3 CO_2(g) + 4 H_2O(g)$

• Utiliser : $ΔH = [3ΔH_f^⦵(CO_2) + 4ΔH_f^⦵(H_2O)] - [ΔH_f^⦵(C_3H_8) + 5ΔH_f^⦵(O_2)]$

Enthalpie de Liaison

Définition et Utilisation

• Enthalpie de liaison : Énergie nécessaire pour rompre une mole d'une liaison particulière dans une substance gazeuse.

• Toujours positive (il faut de l'énergie pour rompre une liaison).

• Énergie libérée lors de la formation d'une liaison.

• Plus l'enthalpie de liaison est élevée, plus la liaison est forte.

Calcul de l'Enthalpie de Réaction par les Enthalpies de Liaison

• Ajouter l'énergie de liaison pour toutes les liaisons formées (+).

• Soustraire l'énergie de liaison pour toutes les liaisons rompues (-).

• Formule : $ΔH = \sum (enthalpies\ de\ liaison\ des\ liaisons\ formées) - \sum (enthalpies\ de\ liaison\ des\ liaisons\ rompues)$

Énergie dans les Aliments et Combustibles

Énergie Alimentaire

• L'énergie libérée lors de la combustion d'un gramme d'aliment correspond à sa valeur énergétique.

• Glucides : 17 kJ/g ; Lipides : 38 kJ/g ; Protéines : 17 kJ/g

Énergie des Combustibles

• La majorité de l'énergie consommée provient des combustibles fossiles.

• Autres sources : nucléaire, solaire, éolien, géothermie, hydroélectricité, biomasse.

Additional info: Les exemples et valeurs numériques sont adaptés pour illustrer les concepts et faciliter la compréhension des calculs thermochimiques.