Les réactions endothermiques et...

Les transformations physiques ou chimiques qui se produisent

dans notre vie de tous les jours entraînent un transfert

ou une transformation d’énergie. Que ce soit la cuisson d’une pizza

ou la formation de glace sur une mare, tout est question d’énergie.

D’où provient cette énergie ? Pourquoi certaines réactions

libèrent-elles de l’énergie alors que d’autres en absorbent ?

�

Les réactionsendothermiqueset exothermiques

155

4CHAPITRE

4.1 Dans un four à pizza, la combustion du boisdégage de l’énergie, qui est absorbée par la pizza et permet sa cuisson.

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156 PARTIE II � L’ASPECT ÉNERGÉT IQUE DES TRANSFORMATIONS � THÉORIE

Dans ce chapitre, nous nous pencherons d’abord sur les différentes formes quel’énergie peut prendre, notamment sur la notion de chaleur. Nous étudieronsensuite l’aspect énergétique des transformations endothermiques et exother-miques. Nous verrons enfin comment évaluer la quantité d’énergie associée à uneréaction en effectuant un bilan énergétique ou en interprétant des diagrammes.

L’énergie peut se manifester sous une multitude de formes et provenir de sourcestout aussi variées. Par exemple, le Soleil émet de l’énergie solaire, une combinai-son d’énergie thermique et d’énergie rayonnante, tandis que le mouvement desélectrons constitue une source d’énergie électrique.

L’ énergie , c’est la capacité d’accomplir un travail :l’éner gie hydraulique fait tourner les pales d’une tur-bine. C’est aussi la capacité de provoquer un change-ment: l’énergie solaire fait fondre la neige au printemps.

Dans le Système international d’unités, l’énergie s’exprime en joules (J). Le jouleéquivaut à la force nécessaire pour déplacer un objet sur une certaine distance.Ainsi :

1 J = 1 N × 1 m

Les scientifiques distinguent deux grands types d’éner -gie, soit l’énergie cinétique et l’énergie potentielle .L’éner gie cinétique peut se transformer en énergiepoten tielle, et vice versa.

4.1 L’énergie et ses formesCONCEPTS DÉJÀ VUS

o Formes d’énergieo Loi de la conser -vation de l’énergie

ÉTYMOLOGIE

«Énergie» vient du motgrec energeia, qui signifie« force en action».

ÉTYMOLOGIE

«Potentiel» vient du motlatin potentia, qui signifie«puissance».

L’ÉNERGIE CINÉTIQUE

L’énergie cinétique (voir aussi le chapitre 1) estl’énergie associée au mouvement. Une auto -mobile qui se déplace sur une route, une par-ticule de matière animée de vibration, de rota-tion et de translation de même qu’une ondequi se propage possèdent toutes de l’éner giecinétique. Cette énergie peut entraîner direc -te ment un travail ou un changement, sansavoir à passer par une autre forme.

4.2

L’énergie cinétique d’une voiture est l’énergie liée à son mouvement.

L’ÉNERGIE POTENTIELLE

L’énergie potentielle est l’énergie de réserve.Une roche surélevée, des atomes retenusensemble par un lien chimique et un ressortétiré sont des exemples d’objets ayant emma-gasiné de l’énergie potentielle. Toutefois, pourque cette énergie puisse produire un travail,elle doit d’abord être transformée en uneforme d’énergie cinétique.

4.3

Une roche surélevée possède de l’énergie potentielle,qui pourrait se transformer en énergie cinétique si la roche dévalait la pente.



CHIMIE �

CHAPITRE

4

CHAPITRE 4 � LES RÉACT IONS ENDOTHERMIQUES ET EXOTHERMIQUES � THÉORIE 157

L’énergie cinétique et l’énergie potentielle peuvent prendre diverses formes, dontquelques-unes sont énumérées dans le TABLEAU 4.4.

4.4 DIFFÉRENTES FORMES D’ÉNERGIE CINÉTIQUE ET D’ÉNERGIE POTENTIELLE

Forme d’énergie Description Forme d’énergie Descriptioncinétique potentielle

Énergie électrique Énergie résultant du mouvement Énergie chimique Énergie emmagasinée dans les ordonné des électrons d’un atome liaisons d’une molécule.à un autre.

Énergie Énergie résultant du mouvement d’un Énergie élastique Énergie emmagasinée dans un objet hydraulique cours d’eau. subissant une compression ou un

étirement.

Énergie Énergie contenue et transportée Énergie Énergie emmagasinée dans un objet rayonnante dans une onde électromagnétique. gravitationnelle en raison de sa masse et de sa

hauteur par rapport à une surface de référence.

Énergie sonore Énergie contenue et transportée Énergie Énergie emmagasinée dans une onde sonore. magnétique dans un champ magnétique.

Énergie thermique Énergie résultant du mouvement Énergie nucléaire Énergie emmagasinée dans le noyau désordonné de toutes les particules des atomes.d’une substance.

L’énergie peut passer d’une forme à une autre (transformation d’énergie) ou d’unmilieu à un autre (transfert d’énergie). Par exemple, l’énergie électrique est trans-férée de la centrale hydroélectrique jusqu’à nos maisons. Elle peut alors êtretransformée en d’autres formes d’énergie, comme l’énergie rayonnante qui nouséclaire ou l’énergie thermique qui nous réchauffe.

Lors d’un transfert ou d’une transformation, l’énergie ne peut être ni créée nidétruite. C’est la loi de la conservation de l’énergie. Par conséquent, l’énergieabsorbée par un milieu doit provenir d’un autre milieu qui a préalablement dégagéde l’énergie. Dans un système isolé, c’est-à-dire un système qui ne permet pasd’échange d’énergie avec le milieu environnant, la quantité totale d’énergiedemeure constante. Autrement dit, l’énergie absorbée est égale à l’énergie dégagée:

Énergie absorbée = Énergie dégagée

La chaleurDans le cas d’un transfert d’énergie thermique, on parle de «chaleur». Cette der -nière se transmet naturellement d’un milieu où la température est plus élevée versun milieu où elle est moins élevée.

CONCEPTS DÉJÀ VUS

o Propriétéscaractéristiques

o Températureo Distinction entre la chaleur et latempérature

o Capacité thermiquemassique

DÉFINITION

La chaleur est un transfert d’énergie thermique.

Lorsqu’on fait cuire des aliments, ceux-ci absorbent l’énergie thermique dégagéepar la cuisinière. La variation d’énergie thermique des aliments correspond à lachaleur qu’ils ont absorbée. Cette variation d’énergie peut se traduire par unevariation de température, une transformation de la matière, ou par les deux danscertains cas. Les FIGURES 4.5 et 4.6 (à la page suivante) montrent la variation detempérature et la transformation qui se produisent lorsqu’on chauffe de l’eau.




4.5

Lorsqu’on chauffe de l’eau, la majorité de l’énergie thermiqueque le liquide absorbe fait augmenter sa température, tandisqu’une petite partie de cette énergie accélère sonévaporation. Lorsque la température atteint 100 °C, l’eau se met à bouillir. La chaleur absorbée est alors entièrementconsacrée au changement de phase.

4.6 UNE COURBE DE CHAUFFAGE DE L’EAU

T (°C)

0 50 100 150 200 250 300 350t (s)

Augmentation de température

Évaporation

Températureconstante

Ébullition

0102030405060708090100

On ne doit pas confondre la température et la chaleur :

� la température (T), qui se mesure en degrés Celsius (°C) ou en kelvins (K),dépend de la vitesse des particules d’une substance, c’est-à-dire de leur degréd’agitation due aux mouvements de vibration, de rotation et de translation;

� la chaleur (Q), qui se mesure en joules (J), dépend également de la vitesse desparticules (∆T ), mais aussi de la quantité de matière (m) et de la nature de celle-ci (c), comme le montre la formule suivante.

Chaleur absorbée ou dégagée par une substance

Q = mc∆T où Q représente la chaleur absorbée ou dégagée (en J)m représente la masse (en g)c représente la capacité thermique massique (en J/g°C)∆T représente la variation de température (en °C)

La capacité thermique massique correspond à la quantité d’énergie thermiquequ’il faut fournir à un gramme d’une substance pour augmenter sa tempé-rature d’un degré Celsius. C’est une propriété caractéristique, qui dépend de lanature de la substance. Le TABLEAU 4.7 (à la page suivante) en présente quelquesexemples.

Le calcul de la variation de température s’effectue à l’aide de la formule suivante.

Variation de température

∆T = Tf – Ti où Tf représente la température finale (en °C)Ti représente la température initiale (en °C)



CHIMIE �

CHAPITRE

4

CHAPITRE 4 � LES RÉACT IONS ENDOTHERMIQUES ET EXOTHERMIQUES � THÉORIE 159

4.7 LA CAPACITÉ THERMIQUE MASSIQUE DE QUELQUES SUBSTANCES

Substance Capacité thermique massique Substance Capacité thermique massique

(en ) (en )

Eau liquide 4,19 Verre 0,84

Éthanol 2,46 Sable 0,80

Glace 2,06 Fer 0,45

Huile végétale 2,00 Cuivre 0,38

Bois 1,76 Argent 0,24

Air 1,01 Tungstène 0,13

Jg°C

Jg°C

Lorsque la température augmente, la variation de température est positive, demême que la chaleur correspondante. On peut en déduire que la substance aabsorbé de l’énergie thermique, c’est-à-dire qu’elle a absorbé de la chaleur dumilieu environnant.

Au contraire, une variation de température négative indique que la substance adégagé de la chaleur. Sa température et son énergie thermique ont donc diminué.On leur associe alors une chaleur de valeur négative.

Ainsi, par convention:

� une chaleur positive indique de l’énergie absorbée;

� une chaleur négative correspond à de l’énergie dégagée.

Les FIGURES 4.8 et 4.9 résument les effets d’une variation de température sur lachaleur.

4.8

Des aliments qui cuisent emmagasinent de la chaleur. Ils absorbent de l’énergie provenant du milieu environnant.

Augmentation de températureVariation de température positive (∆T positif)Énergie absorbéeChaleur positive (Q positif)

Diminution de températureVariation de température négative (∆T négatif)Énergie dégagéeChaleur négative (Q négatif)

4.9

Des aliments placés au réfrigérateur perdent de la chaleur. Ils dégagent de l’énergie dans le milieu environnant.




HISTOIRE DE SCIENCE

L’exploitation des ressources énergétiques

LL’énergie est nécessaire à l’êtrehumain. C’est pourquoi il a appris àexploiter différentes ressources éner -gétiques au cours des âges.

Tout commence avec la maîtrisedu feu il y a environ 450 000 ans.L’être humain préhistorique dé-couvre comment enflammer dubois en utilisant un silex ou en frot-tant deux morceaux de bois. Il peutainsi se chauffer, cuisiner et mieuxconserver les aliments.

Vient ensuite l’exploitation duvent. Ce dernier sert d’abord à lapropulsion des bateaux à voile àpartir de l’an 3000 avant notre ère.Puis apparaissent les premiers mou -lins à vent en Orient, en Égypte eten Perse (Iran antique) dès l’an600. Utilisés en Grande-Bretagneau 9e siècle, les moulins à vent se répandent en Europe vers le 12e siècle, particulièrement auxPays-Bas. Les moulins ont pourfonction de moudre les céréales etles grains, de pomper l’eau et d’ac-tionner des scieries. Ils sont lesancêtres des éoliennes qui, de nosjours, servent à produire du cou -rant alternatif pour les réseauxélectriques.

Remontant à l’Antiquité (environ2 siècles avant notre ère), le moulin àeau est le premier système dedomestication de l’énergie hydrau -lique. On l’utilisait pour les mêmesbesoins que le moulin à vent.

Au début du 19e siècle, avecl'apparition de la machine àvapeur, on découvre expérimen-talement que la chaleur peutengendrer de la force motrice enabondance. Le charbon devientalors la source d’énergie la plusutilisée. De nos jours, il sert tou-jours à produire de l’électricitédans des centrales thermiques.

L’industrie pétrolière naît lorsquel’Américain Edwin Drake (1819-1880) fore le premier puits de pé-trole en Pennsylvanie, en 1859.Vers 1900, avec l'avènement dumoteur à explosion et de l'automo-bile, le pétrole prend la placeimportante qu’on lui connaîtaujourd’hui.

L'hydroélectricité, née vers lafin du 19e siècle, est favorisée par ladiminution de l'offre en charbon etpar l'apparition des turbines hydrau -liques, vers 1895. Au Québec, un

premier barrage hydroélectriqueest mis en chantier à ShawiniganFalls dès 1898.

La découverte de la radioacti -vité en 1896 par le physicien fran -çais Henri Becquerel (1852-1908)ouvre la voie à l’exploitation del'énergie nucléaire provenant de lafission d’un atome. Les premièrescentrales nucléaires datent desannées 1950.

Bien que l'utilisation de l’énergiesolaire dans les habitations soitrécente (1973), la découverte de latransformation de la lumière dusoleil en courant électrique (l’effetphotovoltaïque), par le physicienfrançais Antoine Becquerel (1788-1878), date de 1839.

Enfin, depuis quelques décen-nies, on utilise la géothermie, soitl’exploitation des eaux chaudes dusous-sol pour le chauffage et lapro duction d’électricité.

Plus de 95 % de l’électricité produite aujourd’hui au Québec est de l’hydroélectricité.

–450 000Domesticationdu feu

–200Moulin à eau

Vers 1800Machine à vapeur

L’EXPLOITATION DES RESSOURCES ÉNERGÉTIQUES À TRAVERS LES ÂGES

Vers 1900Moteur àexplosion

1973Cellules

photovoltaïques

–3000Bateau à voile


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CHIMIE �

CHAPITRE

4

CHAPITRE 4 � LES RÉACT IONS ENDOTHERMIQUES ET EXOTHERMIQUES � EXERCICES 161

1. L’un des éléments énumérés ci-dessous n’est pas une source d’énergie. Quel est cet élément ?Expliquez votre réponse.

a) Le vent. d) Du pétrole.

b) De l’eau chaude. e) La température.

c) Une pomme. f) Le Soleil.e) La température. La température est une mesure de l’état d’agitation thermique des particules

de matière. Elle se mesure en degrés Celsius, tandis que l’énergie se mesure en joules. Donc,

ce ne peut être une source d’énergie.

2. Associez une forme d’énergie à chacune des sources citées ci-dessous.

a) Une chute d’eau. Énergie hydraulique.

b) Le noyau d’un atome. Énergie nucléaire.

c) Une bougie allumée. Énergie rayonnante ou énergie thermique.

d) Un verre de lait. Énergie chimique.

3. Lorsqu’on refroidit un morceau de cuivre, qu’arrive-t-il à l’énergie cinétique des atomes qui le constituent ?L’énergie cinétique des atomes diminue, puisqu’elle dépend de la température.

4.1 L’énergie et ses formes

Exercices

4. Le graphique ci-contre présente la courbe dechauffage d’un solide. À quel moment le solidese met-il à fondre ? Expliquez votre réponse.Le solide se met à fondre à la

75e seconde, parce que la température

demeure stable après ce moment.

T (°C)

t (s)0 30 60 90 120 150 180




162 PARTIE II � L’ASPECT ÉNERGÉT IQUE DES TRANSFORMATIONS � EXERCICES

5. Quelle est la quantité d’énergie nécessaire pour chauffer 1,5 L d’eau de 22,0 °C à 65,0 °C ?

1. Q = ?

2. V = 1,5 L m= 1500 ml × 1 g/ml = 1500 gTi = 22,0 °CTf = 65,0 °CCeau = 4,19 J/g°C

3. Q = mc∆T∆T = Tf — Ti

4. ∆T = 65,0 °C — 22,0 °C = 43,0 °CQ = 1500 g × 4,19 J/g°C × 43,0 °C

= 270 255 J

5. La quantité d’énergie nécessaire pour chauffer l’eau est de 2,70 × 105 J ou de 270 kJ.

6. Quelle masse d’eau ayant une température de 18,0 °C pourrait-on faire bouillir à l’aide d’une sourced’énergie qui dégage −22,5 kJ en 12 minutes ?

1. m = ?

2. Q dégagée = −22,5 kJQ absorbée par l’eau = +22,5 kJ = +22 500 JTi = 18,0 °CTf = 100,0 °C

3. ∆T = Tf — TiQ = mc∆T

D’où m = Qc∆T

4. ∆T = 100,0 °C — 18,0 °C = 82,0 °C

m =

= 65,5 g

22 500 J4,19 J/g°C × 82,0 °C

5. La masse d’eau serait de 65,5 g.




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CHAPITRE

4

CHAPITRE 4 � LES RÉACT IONS ENDOTHERMIQUES ET EXOTHERMIQUES � EXERCICES 163

7. Un glaçon flotte dans un verre qui contient 250,0 ml d’eau. La température de l’eau est passée de 18,0 °C à 12,0 °C. Calculez la variation d’énergie thermique subie par le glaçon. De plus, précisezsi l’énergie est absorbée ou dégagée.

1. Q absorbée ou dégagée par le glaçon = ?

2. Veau = 250,0 ml D’où meau = 250,0 ml × 1 g/ml = 250,0 gTi = 18,0 °CTf = 12,0 °C

3. Qglaçon = —QeauQeau = meauceau∆Teau∆T = Tf — Ti

4. ∆T = 12,0 °C — 18,0 °C = −6,0 °C

Qeau = 250,0 g × 4,19 J /g°C × −6,0 °C= −6285 J

Qglaçon = +6285 J

5. Comme l’eau a dégagé 6,3 kJ, le glaçon a donc absorbé 6,3 kJ.

8. Un bloc de plomb chaud de 15 g est plongé dans 500,0 ml d’eau. Sachant que l’énergie dégagée par le plomb est de −12,6 kJ, calculez la variation de température de l’eau.

1. ∆Teau = ?

2. Veau = 500,0 mlD’où meau = 500,0 ml × 1 g/ml = 500,0 gQplomb = −12,6 kJQeau = +12,6 kJ = +12 600 J

3. Qeau = meauceau∆Teau

D’où ∆Teau = Qeaumeauceau

4. ∆Teau =

= 6,01 °C

12 600 J500,0 g × 4,19 J /g°C

5. La variation de température de l’eau est de 6,01 °C.




164 PARTIE II � L’ASPECT ÉNERGÉT IQUE DES TRANSFORMATIONS � EXERCICES

9. Peut-on vraiment dire que le froid existe ?Expliquez votre réponse.Non, le froid n’existe pas. Il s’agit plutôt d’une

diminution de chaleur.

10. Sabrina fait chauffer une tige d’acier de 50,00 g. Lorsque la tige atteint une température de 85,0 °C, elle la dépose dans un thermos contenant 225,00 g d’éthanol, à une température de 20,0 °C. La température de l’éthanol s’élève alors jusqu’à 22,6 °C. Si l’on considère qu’il n’y a pas eu de perted’énergie dans l’environnement, quelle est la capacité thermique massique de l’acier ?

1. cacier = ?

2. macier = 50,00 gTi de l’acier = 85,0 °Cméthanol = 225,00 gTi de l’éthanol = 20,0 °CTf de l’éthanol = 22,6 °C = Tf de l’acier

3. Qacier = −QéthanolQ = mc∆T

D’où c = Qm∆T

4. Qéthanol = 225,00 g × 2,46 J/g°C × 2,6 °C= 1439,1 J

Qacier = −1439,1 J

c =

= 0,461 J/g°C

−1439,1 J50,00 g × −62,4 °C

5. La capacité thermique massique de l’acier est de 0,461 J/g°C.

Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 4.1.


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CHAPITRE 4 ❙ L E S R É AC T I O N S E N D OT H E R M I Q U E S E T E XOT H E R M I Q U E S ❙ THÉORIE 165

Les transformations de la matière entraînent un transfert d’énergie, souvent accom-pagné d’une transformation d’énergie. Certaines transformations absorbent del’énergie tandis que d’autres en dégagent. Les arbresabsorbent l’énergie solaire et l’emma ga sinent sousforme de glucose grâce à la photosynthèse. Le boisqui brûle dégage une chaleur qui réchauffe l’airambiant.

Comme le montrent les TABLEAUX 4.10 et 4.11,l’énergie thermique est la forme d’énergie la plus souvent associée aux transformations de lamatière. C’est pour quoi on les qualifie de réactions« endother miques » ou « exothermiques ».

4.2 Les transformations et l’absorption ou le dégagement d’énergie

CONCEPTS DÉJÀ VUS

o Transformationsphysiques

o Transformationschimiques

o Réactionsendothermique et exothermique

o Notion de moleÉTYMOLOGIE

« Exothermique » vient desmots grecs exô, qui signifie«au dehors», et thermos, quisignifie «chaleur ».

ÉTYMOLOGIE

« Endothermique » vient desmots grecs endon, qui signifie«en dedans», et thermos, quisignifie «chaleur ».

DÉFINITION

Une réaction endothermique est une transformation qui absorbe del’énergie.

DÉFINITION

Une réaction exothermique est une transformation qui dégage de l’énergie.

4.10 DES TRANSFORMATIONS QUI ABSORBENT DE L’ÉNERGIE (RÉACTIONS ENDOTHERMIQUES)

Transformation Forme(s) d’énergie absorbée(s)

La fonte de la neige au printemps Énergie solaire (énergie thermique)

L’évaporation d’un parfum Énergie thermique

La décomposition de l’eau par électrolyse Énergie électrique

La cuisson des aliments Énergie thermique

La neutralisation du vinaigre par le bicarbonate Énergie thermiquede sodium

4.11 DES TRANSFORMATIONS QUI DÉGAGENT DE L’ÉNERGIE (RÉACTIONS EXOTHERMIQUES)

Transformation Forme(s) d’énergie dégagée(s)

La combustion du propane Énergie thermique, énergie rayonnante

La dissolution de l’hydroxyde de sodium Énergie thermique

La neutralisation de l’acide chlorhydrique Énergie thermiquepar l’hydroxyde de sodium

La réaction d’oxydoréduction dans une pile Énergie électrique, énergie thermique

La respiration cellulaire Énergie thermique

LABO10. LES RÉACTIONS

ENDOTHERMIQUES ET EXOTHERMIQUES

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166 PARTIE II � L’A S P E C T É N E R G É T I Q U E D E S T R A N S F O R M AT I O N S � THÉORIE

Dans ce contexte, le terme «réaction» fait référence autant à des transformationsphysiques qu’à des transformations chimiques. La différence majeure entre cesdeux types de transformations réside dans la quantité d’énergie absorbée oudéga gée. En effet, la plupart du temps, les transformations chimiques font inter-venir de plus grandes quantités d’énergie que les transformations physiques. Parexemple, la décomposition d’une mole d’eau liquide nécessite 285,8 kJ, tandis queson évaporation n’exige que 44,0 kJ.

Les transformations qui absorbent de l’énergie en requièrent un apport constant.Par exemple, un arbre cesse de croître si on le prive de lumière, puisque la photo-synthèse n’est plus possible.

Il arrive aussi que des transformations exothermiques nécessitent une certainequantité d’énergie pour être amorcées. Ainsi, pour allumer un feu, on doit luifournir de l’énergie, comme celle provenant de l’étin celle d’une allumette.Toutefois, une fois qu’elle a débuté, la combustion se poursuit d’elle-même, sansnécessiter d’autre apport d’énergie, contrairement à une réaction endothermique.

Il est de tradition, dans certains pays, de boire desboissons chaudes, y compris lorsque la température esttorride. Une bonne idée ? Pour en avoir le cœur net, il faut faire appel à quelques principes physiques simples.

Les êtres humains sont homéothermes : ils sont capablesde réguler leur température pour la maintenir à peu prèsconstante. Lorsqu’un corps humain se trouve dans uneatmosphère où la température est supérieure à satempérature interne, il a tendance à s’échauffer. Il doitévacuer cette énergie supplémentaire pour ne pas voir sa température interne monter dangereusement.

Une bonne boisson chaude est la meilleure façon dedéclencher la sudation, qui va rafraîchir l’ensemble du corps. En effet, la sueur qui s’évapore emmène avecelle un peu de la chaleur du corps.

Le résultat est moins efficace avec une boisson fraîche.En ingurgitant un liquide froid, on oblige le corps à le réchauffer d’abord. Or, ce travail se traduit par… un échauffement.

Adapté de : Le Figaro, Faut-il boire brûlant quand il fait chaud ?[en ligne]. (Consulté le 20 janvier 2009.)

Faut-il boire brûlant quand il fait chaud ?

Boire une boisson chaude, même par temps torride, fait partie des coutumes de certains pays.

ARTICLE TIRÉ D’INTERNET


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L’équation thermiqueOn peut traduire une réaction endothermique ou exothermique à l’aide d’uneéquation thermique. Selon qu’elle est absorbée ou dégagée, l’énergie a un empla -cement différent dans l’équation. Dans le cas d’une réaction endothermique,l’énergie absorbée est placée avec les réactifs. Au contraire, comme une réactionexothermique dégage de l’énergie, on l’inscrit à la fin, du côté des produits. LesFIGURES 4.12 et 4.13 donnent des exemples d’équations thermiques.

4.12

La fusion d’une mole de glace absorbe 6 kJ.

4.13

La combustion d’une mole de méthane (CH4) dégage 890 kJ.

CONCEPT DÉJÀ VU

o Stœchiométrie

RÉACTION ENDOTHERMIQUE

H2O(s) + 6 kJ ➞ H2O(l)

RÉACTION EXOTHERMIQUE

CH4(g) + 2 O2(g) ➞ CO2(g) + 2 H2O(l) + 890 kJ

Quelle quantité d’énergie serait dégagée par la combustion complète de 50,00 g de méthane ?

CH4(g) + 2 O2(g) ➞ CO2(g) + 2 H2O(l) + 890 kJÉquation 1

Correspondances 2

3

Données du problème 4

5

Calculs 6

Réponse 7

MÉTHO, p. 440

= 2773 kJ

La combustion de 50,00 g de méthane dégagerait 2770 kJ.

50,00 g × 890 kJ 16,05 g

1 mol 2 mol 1 mol 2 mol 890 kJ16,05 g 64,00 g 44,01 g 36,04 g

50,00 g ? kJ16,05 g 890 kJ

La quantité d’énergie inscrite dans l’équation dépend du nombre de moles de lasubstance présente. Par exemple, si la synthèse d’une mole de dioxyde d’azote (NO2)à partir de ses éléments nécessite 33,2 kJ, l’équation thermique se traduira ainsi :

N2(g) + 2 O2(g) + 66,4 kJ ➞ 2 NO2(g)

Comme l’équation comporte deux moles de dioxyde d’azote, la quantité d’énergieabsorbée a été multipliée par deux.

À l’aide d’une équation thermique et des principes de la stœchiométrie, il est pos-sible d’estimer la quantité d’énergie qui résulte de la réaction de différentes quan-tités de matière.

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La décomposition du dioxyde de carbone s’effectue de la façon suivante : CO2(g) + 393,5 kJ � C(s) + O2(g)

Si la réaction absorbe 200 kJ, quelle masse de carbone a alors été produite ?

MÉTHO, p. 440

La stœchiométrie permet aussi de déduire la quantité de matière en jeu d’après laquantité d’énergie absorbée ou dégagée.

CO2(g) + 393,5 kJ � C(s) + O2(g)Équation 1

Correspondances 23

Données du problème 45

Calculs 6

Réponse 7

= 6,104 g

Une masse de 6,10 g de carbone a été produite.

12,01 g × 200 kJ 393,5 kJ

1 mol 393,5 kJ 1 mol 1 mol44,01 g 12,01 g 32,00 g

200 kJ ? g393,5 kJ 12,01 g

La variation d’enthalpie d’une transformationQu’est-ce qui fait que certaines transformations absorbent de l’énergie tandis qued’autres en dégagent ? Cela dépend de l’énergie interne des réactifs et des produits.Cette énergie provient des liaisons et des forces qui caractérisent ces substances.

Ainsi, lors de sa formation, une particule de matière (molécule ou atome) accu-mule une certaine quantité d’énergie. Cette énergie interne englobe:

� l’énergie cinétique due aux mouvements des particules (mouvements de vibra-tion, de rotation et de translation);

� l’énergie potentielle due aux forces qui retiennent les électrons autour du noyaudes atomes;

� l’énergie potentielle due aux forces qui unissent les atomes d’une molécule;

� l’énergie potentielle due aux forces d’attraction entre les particules de matière.

Comme l’énergie interne d’une substance est très difficile à déterminer, on mesureplutôt la chaleur absorbée ou dégagée par une réaction.Lorsque la transformation se produit à température etpression constantes, la chaleur de réaction est appelée«variation d’ enthalpie ». Elle est symbolisée par ∆H etest habituellement exprimée en kJ ou en kJ/mol.

CONCEPTS DÉJÀ VUS

o Atomeo Moléculeo Modèle atomique

simplifié

ÉTYMOLOGIE

«Enthalpie» vient du motgrec enthalpein, qui signi-fie «réchauffer dans».

Cette chaleur de réaction est principalement due à des changements d’énergieinterne. On peut donc estimer l’énergie interne d’atomes ou de molécules à l’aidede l’enthalpie, qui est symbolisée par la lettre H.

DÉFINITION

La variation d’enthalpie (ou chaleur de réaction) correspond à l’énergieabsorbée ou dégagée par une réaction, à pression et température constantes.


Lorsque la variation d’enthalpie est déterminée dans des conditions normalisées,on l’indique comme ceci : ∆H°. Ces conditions sont les suivantes :

� une température de 25 °C;

� une pression de 101,3 kPa;

� une concentration des solutions aqueuses de 1 mol/L.

La variation d’enthalpie est égale à la différence entre l’enthalpie des produits etcelle des réactifs. Cette relation est représentée par la formule qui suit.

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CHAPITRE 4 � L E S R É AC T I O N S E N D OT H E R M I Q U E S E T E XOT H E R M I Q U E S � THÉORIE 169

DÉFINITION

L’enthalpie d’un atome ou d’une molécule est reliée à son énergie interne.

Variation d’enthalpie

∆H = Hp – Hr où ∆H représente la variation d’enthalpie (en J ou en kJ)Hp représente l’enthalpie des produits (en J ou en kJ)Hr représente l’enthalpie des réactifs (en J ou en kJ)

4.14

Le corindon est un minéral contenant un composé del’aluminium (Al2O3). L’extraction de l’aluminium de ce minéralnécessite beaucoup d’énergie. On peut en déduire quel'enthalpie des réactifs est plus petite que celle des produits.

4.15

La combustion du bois dégage de l’énergie vers le milieuextérieur. On peut en conclure que l'enthalpie des réactifsest plus grande que celle des produits.

L’ENTHALPIE EN FONCTION DE LA PROGRESSION DE LA RÉACTION

Comme l’enthalpie est propre à chaque substance, les produits ne possèdent habi-tuellement pas la même enthalpie que les réactifs. Si l’enthalpie des réactifs est plusgrande que celle des produits, la transformation dégage de l’énergie dans le milieuenvironnant. Ce constat est en lien avec la loi de la conservation de l’éner gie, quistipule que l’énergie ne peut être ni créée ni détruite. Elle ne peut être que trans-formée. Par conséquent, dans le cas d’une réaction exothermique, une partie del’énergie interne des réactifs est transformée en une autre forme d’énergie, qui esttransférée au milieu environnant.

Prenons un exemple fictif : soit une enthalpie des réactifs de 100 kJ et une en thal -pie des produits de 20 kJ. L’interprétation du diagramme de l’enthalpie en fonc-tion de la progression de la réaction (voir la FIGURE 4.16, à la page suivante) permetd’établir le même constat que précédemment : lorsque l’enthalpie des réactifs estplus grande que celle des produits, la transformation dégage un surplus d’énergie.


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Par convention, on associe une valeur négative à de l’énergie dégagée. Il en est demême pour la variation d’enthalpie. Lorsque le ∆H d’une transformation estnégatif, la réaction est exothermique, c’est-à-dire qu’elle dégage de l’énergie.Toutefois, lorsqu’on indique l’énergie dans l’équation, on l’inscrit en valeurabsolue. C’est sa position qui révèle que la réaction est exothermique, comme lemontre l’exemple ci-dessous.

Réaction exothermique

Réactifs � Produits ∆H = −énergie

ou

Réactifs � Produits + Énergie

Prenons maintenant le cas contraire, c’est-à-dire lorsque l’enthalpie des réactifsest plus petite que celle des produits. Dans ce cas, les réactifs doivent absorber del’énergie provenant du milieu extérieur pour se transformer en produits (voir laFIGURE 4.17). La réaction est endothermique.

4.17 L’ENTHALPIE EN FONCTION DE LA PROGRESSION DE LA RÉACTIONSI Hr < Hp (RÉACTION ENDOTHERMIQUE)

H (kJ)

Progression de la réaction

50

∆H = Hp — Hr= 150 kJ — 50 kJ= +100 kJ

Réactifs + 100 kJ � Produits50 kJ + 100 kJ = 150 kJ(conforme à la loi de laconservation de l’énergie)

Réactifs

Produits150

La hausse d’enthalpie entraîneune absorption d’énergie.

Il y aabsorption de 100 kJprovenant du milieuextérieur.

4.16 L’ENTHALPIE EN FONCTION DE LA PROGRESSION DE LA RÉACTIONSI Hr > Hp (RÉACTION EXOTHERMIQUE)

H (kJ)


20

100∆H = Hp — Hr

= 20 kJ — 100 kJ= −80 kJ

Réactifs � Produits + 80 kJ100 kJ = 20 kJ + 80 kJ

(conforme à la loi de laconservation de l’énergie)

Réactifs

Produits

La baissed’enthalpieentraîne undégagementd’énergie.

Le surplus de 80 kJ est dégagévers le milieu extérieur.


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Dans le cas d’une réaction endothermique, la variation d’enthalpie est positive. Ilfaut indiquer le signe + pour éviter toute confusion.

Réaction endothermique

Réactifs ➞ Produits ΔH = +énergie

ou

Réactifs + Énergie ➞ Produits

Puisque la valeur réelle de l’enthalpie des réactifs etdes produits est difficile à déterminer, par convention,on place les réactifs à zéro dans un diagramme del’enthalpie. La place des produits varie selon quel’énergie est absorbée ou déga gée. Il est à noter qu’ilne s’agit pas d’un graphique cartésien . C’est pourcette raison que l’axe horizontal ne passe pas par lezéro. Les FIGURES 4.18 et 4.19 donnent deux exemplesde diagrammes tracés à l’aide de cette méthode.

LIEN MATHÉMATIQUE

Le plan cartésien est unsystème de référence-ment inventé par RenéDescartes (1596–1650).Par un système de coor-données, il permet derepérer un point dans unplan ou dans l'espace.

4.18 L’ENTHALPIE EN FONCTION DE LA PROGRESSION DE LA RÉACTION DE LA SYNTHÈSE DE L’EAU

H (kJ)


—483,6

02 H2(g) + O2(g)

2 H2O(g)

2 H2(g) + O2(g) ➞ 2 H2O(g) + 483,6 kJ

4.19 L’ENTHALPIE EN FONCTION DE LA PROGRESSION DE LA RÉACTION DE LA SYNTHÈSE DU DIOXYDE D’AZOTE

H (kJ)


0

66,4

N2(g) + 2 O2(g)

2 NO2(g)

N2(g) + 2 O2(g) + 66,4 kJ ➞ 2 NO2(g)

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La chaleur molaire de réactionLorsque la variation d’enthalpie est exprimée en kJ/mol d’un réactif ou d’un pro-duit, on parle alors de «chaleur molaire de réaction».

DÉFINITION

La chaleur molaire de réaction correspond à la quantité d’énergie absorbéeou dégagée par la transformation d’une mole d’un réactif ou la formationd’une mole d’un produit.

Les TABLEAUX 4.20 et 4.21 présentent des exemples de chaleur molaire associée à dif-férentes transformations. Des tableaux plus complets sont présentés en annexe(voir les annexes 4 et 5).

4.20 LA CHALEUR MOLAIRE DE VAPORISATION DE CERTAINS LIQUIDES

Substance Formule chimique Point d’ébullition Chaleur molaire à 101,3 kPa de vaporisation (en °C) (en kJ/mol)

Argon Ar −186 6,3

Méthane CH4 −164 8,2

Éthanol C2H5OH 78 39,3

Eau H2O 100 40,8

Mercure Hg 357 59,3

4.21 LA CHALEUR MOLAIRE DE FORMATION DE QUELQUES SUBSTANCES

Substance Équation chimique Chaleur molaire de formation

(en kJ/mol de produit)

Dioxyde d’azote gazeux +33,2

Sulfure de dihydrogène H2(g) + S(s) � H2S(g) −20,6gazeux

Ammoniac gazeux −46,1

Vapeur d’eau −241,8

N2(g) + O2(g) � NO2(g)12

N2(g) + H2(g) � NH3(g)32

12

H2(g) + O2(g) � H2O(g)12

Même si on exprime la chaleur molaire d’une réaction en fonction d’une substanceen particulier, il ne faut pas oublier qu’elle est intimement liée à la transformation.Par exemple, sachant que la chaleur molaire de combustion du méthane est de−890 kJ/mol de CH4, on peut déduire de l’équation

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(l) que :

� la réaction de 1 mol de CH4 dégage 890 kJ;

� la réaction de 2 mol de O2 dégage 890 kJ;

� la production de 1 mol de CO2 dégage 890 kJ;

� la production de 2 mol de H2O dégage 890 kJ.

Lorsque la variation d’enthalpie est exprimée en kJ/g d’un réactif ou d’un produit,on parle alors de «chaleur massique de réaction».


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DÉFINITION

La chaleur massique de réaction correspond à la quantité d’énergie absorbéeou dégagée par la transformation d’un gramme d’un réactif ou la formationd’un gramme d’un produit.

L’exemple suivant montre une méthode très simple pour passer de la chaleurmolaire à la chaleur massique. On peut aussi calculer l’inverse, la chaleur massiqueà l’aide de la chaleur molaire, avec cette méthode.

Si la chaleur molaire de vaporisation de l’eau est de 40,8 kJ/mol, quelle est sa chaleur massique de vaporisation ?

équivaut à 40,8 kJ18,02 g

40,8 kJ1 mol

D’où = 40,8 kJ18,02 g

? kJ1 g

= 2,264 kJ

La chaleur massique de vaporisation de l’eau est de 2,26 kJ/g.

1 g × 40,8 kJ18,02 g

Les thermopompes, les réfrigérateurs et les climatiseurs sont des applicationsqui mettent à profit les transferts d’énergie thermique dus aux changementsde phase. L’étude des chaleurs molaires de vaporisation permet de choisir unesubstance capable d’absorber et de dégager de grandes quantités d’énergie.En effet, la vaporisation d’un liquide, un phénomène endothermique, permetd’absorber de la chaleur du milieu environnant pour ensuite la transférer dansun autre milieu par la condensation du gaz formé. Ce retour en phase liquidepermet au cycle de recommencer.

La FIGURE 4.22 illustre les transferts d’énergie qui se produisent dans une ther-mopompe. Ce fonctionnement se distingue de celui qui survient dans les réfri -gérateurs et les climatiseurs par le fait que la thermopompe peut servir à la foisde système de chauffage et de système de refroidissement grâce au robinetinverseur.

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4.22 En hiver, la thermo -pompe puise la chaleurdans l’air ambiant oudans le sol pourréchauffer l’air de lamaison. En été, ellepuise la chaleur dans lamaison afin d’y rafraîchirl’air.

ANIMATION

Fluide absorbantla chaleur de l’airextérieur

Fluide libérant la chaleurdans l’air à l’intérieur

Vapeur bassepression à bassetempérature

Robinetinverseur

Détendeur

Compresseur

Vapeur haute pression à haute température

Liquide bassepression à bassetempérature

Liquide hautepression à hautetempérature


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HISTOIRE DE SCIENCE

Les feux d’artifice

LLes feux d’artifice existent de puisdes siècles, mais on n’en connaît lesbases scientifiques que depuis peu.La pyrotechnie, une branche de lascience qui englobe tous les phé no -mènes liés à la combustion, a pousséles scientifiques à étudier systéma-tiquement les réactions chimiquesqui engendrent les textures et lescouleurs des feux d’artifice. Lessavants mélanges, souvent décou-verts par le fruit du hasard, étaientjalousement gardés secrets.

L’histoire des feux d’artifice dé -bute en Chine, autour du 8e siècle,avec la découverte de la poudrenoire, probablement par des alchi -mistes. Cette poudre, un ingrédientde base des feux d’artifice, futd’abord utilisée comme arme par lesChinois. Lorsque la poudre noires’enflammait, une grande expan -sion des gaz permettait de pro pul -ser des projectiles, comme dans lecas des «flèches de feu volant». Enoutre, après les combats, les guer-riers chinois fêtaient leur victoireen lançant dans le ciel de la poudreenflammée.

Au 13e siècle, la poudre noirefut rapportée en Europe par leVénitien Marco Polo. Les Françaisraffinèrent son utilisation commearme de guerre par l’invention descanons et des mousquets.

Le premier feu d’artifice planifiéfut tiré en 1615 à Paris, à la place

des Vosges, anciennement placeRoyale, pour le mariage d’Anned’Au triche avec Louis XIII. À cetteépoque, on ne pouvait produireque des feux jaunes ou blancs. Lesdifférentes couleurs ne firent leurapparition qu’à partir du 18e sièclepar l’ajout de sels minéraux dans lacomposition des pièces pyrotech-niques.

Même si les feux d’aujourd’huisont beaucoup plus élaborés etsophistiqués, le principe demeurele même. De la poudre noire estplacée à la base d’une fusée. L’éner -gie produite par sa combustion etla création subite d’une quantitéconsidérable de gaz dans un espacerestreint permet de propulser le

projectile à la hauteur désirée, soitde 50 m à 250 m. À destination, lereste de la fusée éclate en fonctionde son arrangement. Dès lors, desmilliers d’étoiles multicolores sontéparpillées dans le ciel selon desconfigurations bien planifiées.

La composition de la poudrenoire est restée sensiblement lamême au fil du temps: c’est unmélange composé de 75% de nitratede potassium (KNO3), appelé jadis«salpêtre», de 15% de charbon debois et de 10% de soufre.

La poudre noire est rela ti -vement stable, tout en s’en flam -mant facilement au contact d’unesimple étincelle.

Bombes, bouquets, embrasements, cascades, les pièces pyrotechniques produisent des effets qui varient selon leur composition et leur structure.

8e siècleDécouverte dela poudre noire

12e siècleFlèches de feuvolant (Chine)

14e siècleCanon français

VERS LES FEUX D’ARTIFICE D’AUJOURD’HUI

1615Feux d’artifice

planifiés



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CHAPITRE 4 � L E S R É AC T I O N S E N D OT H E R M I Q U E S E T E XOT H E R M I Q U E S � EXERCICES 175

2. Indiquez au moins une forme d’énergie dégagée par chacune des transformations suivantes.

a) Un incendie de forêt. Énergie thermique, énergie rayonnante.

b) La congélation de l’eau. Énergie thermique.

c) L’explosion de la dynamite. Énergie thermique, énergie sonore, énergie rayonnante.

d) La respiration cellulaire. Énergie thermique.

3. Indiquez une forme d’énergie absorbée par chacune des transformations suivantes.

a) La recharge d’une pile. Énergie électrique.

b) La photosynthèse d’une plante. Énergie solaire.

c) La cuisson d’un pain. Énergie thermique.

d) L’évaporation de l’essence. Énergie thermique.

1. Pour chacune des transformations suivantes, indiquez s’il s’agit d’une transformation endothermique ou exothermique et s’il s’agit d’un phénomène physique ou chimique.

4.2 Les transformations et l’absorption ou le dégagement d’énergie

Exercices

Transformation

a) La cuisson d’un gâteau. X X

b) La formation de la rosée. X X

c) 2 NaNO3 + Chaleur � 2 NaNO2 + O2 X X

d) N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g) + Énergie X X

e) C(s) + O2(g) � CO2(g) + 394 kJ X X

f) La combustion du propane. X X

g) L’électrolyse de l’eau. X X

h) La sublimation du diiode. X X

Réponses variables. Exemples.

Réponses variables. Exemples.

Endothermique

Exotherm

ique

Physique

Chimique



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176 PARTIE II � L’A S P E C T É N E R G É T I Q U E D E S T R A N S F O R M AT I O N S � EXERCICES

4. Une transformation dégage 25 kJ et une autre absorbe 750 kJ. Laquelle est la plus susceptible de représenter un phénomène physique ? Expliquez votre réponse.C’est la première qui est la plus susceptible d’être une transformation physique, puisqu’elle met en jeu

moins d’énergie que la deuxième.

5. Chloé affirme que seules les réactions endothermiques absorbent de l’énergie. Êtes-vous d’accordavec elle ? Expliquez votre réponse.Non, puisque certaines réactions exothermiques doivent absorber de l’énergie pour être amorcées.

7. Écrivez l’équation thermique correspondant à chacune des descriptions suivantes.

a) La dissolution d’une mole de nitrate d’argent absorbe 22,6 kJ.AgNO3(s) + 22,6 kJ � Ag+

(aq) + NO3−

(aq) ou AgNO3(s) + 22,6 kJ � AgNO3(aq)

b) La décomposition en éléments d’une mole de C3H8 gazeux absorbe 103,8 kJ.C3H8(g) + 103,8 kJ � 3 C(s) + 4 H2(g)

c) La synthèse d’une mole de chlorure d’hydrogène gazeux à partir de ses éléments sous formegazeuse dégage 92,3 kJ.Cl2(g) + H2(g) � 2 HCl(g) + 184,6 kJ

d) Il faut 335 joules pour faire fondre un gramme de glace.H2O(s) + 6,04 kJ � H2O(l)

e) La combustion d’un gramme de carbone dégage 32,8 kJ.C(s) + O2(g) � CO2(g) + 394 kJ

f) La décomposition de 108 g d’eau liquide requiert 1714,8 kJ.2 H2O(l) + 572 kJ � 2 H2(g) + O2(g)

g) La dissociation électrolytique de 0,10 mol de chlorure d’ammonium solide (NH4Cl) absorbe 1,63 kJ.NH4Cl(s) + 16,3 kJ � NH4

+(aq) + Cl−

(aq)

ou Cl2(g) + H2(g) � HCl(g) + 92,3 kJ 1 2

1 2

ou H2O(l) + 286 kJ � H2(g) + O2(g)1 2

6. Repérez dans la photo ci-contre les réactionsendothermiques et les réactions exothermiques.Réponse variables. Exemples.

Endothermiques : la cuisson des aliments,

la photosynthèse.

Exothermiques : la combustion du bois, la respiration

cellulaire.



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8. Voici l’équation thermique de l’oxydation du fer :4 Fe(s) + 3 O2(g) � 2 Fe2O3(s) + 830 kJ

Si l’on fait réagir complètement 50,0 g de fer avec suffisamment de dioxygène, quelle sera la quantitéd’énergie dégagée ?

4 Fe(s) + 3 O2(g) � 2 Fe2O3(s) + 830 kJ1.

2.3.

4.5.

6.

4 mol 3 mol 2 mol 830 kJ

223,4 g 96,00 g 319,4 g

50,0 g ? kJ

223,4 g 830 kJ

= 185,8 kJ50,0 g × 830 kJ

223,4 g

7. La réaction de 50,0 g de fer dégage 186 kJ.

9. La décomposition du méthane (CH4) s’effectue selon l’équation qui suit :CH4(g) + 74,8 kJ � C(s) + 2 H2(g)

Quelle quantité d’énergie faut-il pour décomposer 20,00 g de méthane ?

CH4(g) + 74,8 kJ � C(s) + 2 H2(g)1.

2.3.

4.5.

6.

1 mol 74,8 kJ 1 mol 2 mol

16,05 g 12,01 g 4,04 g

20,00 g ? kJ

16,05 g 74,8 kJ

= 93,2 kJ20,00 g × 74,8 kJ

16,05 g

7. La décomposition de 20,0 g de méthane nécessite 93,2 kJ.



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10. La nitroglycérine se décompose selon l’équation suivante :4 C3H5N3O9(l) � 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) + 6165,6 kJ

Quelle masse de nitroglycérine est nécessaire si on veut obtenir 10 000 kJ ?

� 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) + 6165,6 kJ1.

2.3.

4.5.

6.

4 mol 6 mol 12 mol 10 mol 1 mol 6165,6 kJ

908,44 g 168,12 g 528,12 g 180,2 g 32,00 g

? g 10 000 kJ

908,44 g 6165,6 kJ

= 1473,4 g908,44 g × 10 000 kJ

6165,6 kJ

7. Il faut 1473,4 g de nitroglycérine pour obtenir 10 000 kJ.

4 C3H5N3O9(l)

11. Soit la réaction :A + B � C + DSi l’enthalpie totale des réactifs est de 50 kJ de plus que celle des produits, quel est le ∆H de la réaction ?

∆H = Hp — Hr= x kJ — (x + 50) kJ= x kJ — x kJ — 50 kJ= −50 kJ

12. Pour une réaction chimique donnée, l’enthalpie des substances produites est de 925,6 kJ et celle des réactifs est de 384,7 kJ.

a) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?

∆H = Hp — Hr= 925,6 kJ — 384,7 kJ= 540,9 kJ

b) Cette réaction est-elle endothermique ou exothermique ?Cette réaction est endothermique.



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13. Une réaction donnée dégage 265 kJ. Si l’enthalpie des produits est de 987 kJ, quelle est l’enthalpiedes réactifs ?

∆H = Hp — HrD’où Hr = −(∆H — Hp)

= −(−265 kJ — 987 kJ)= 1252 kJ

14. La chaleur molaire de la réaction de synthèse du monoxyde de carbone (CO) est de −110,5 kJ/mol.Quelle est sa chaleur massique ?

La chaleur massique de la synthèse du monoxyde de carbone est de −3,945 kJ /g.

équivaut à −110,5 kJ28,01 g

−110,5 kJ1 mol

D’où = −110,5 kJ28,01 g

? kJ1 g

= −3,945 kJ1 g × −110,5 kJ

28,01 g

15. La dissolution de 10,00 g de sulfate de cuivre dégage 8,00 kJ.

a) Quelle est la chaleur massique de réaction ?

La chaleur massique de réaction est de −0,800 kJ /g ou −800 J /g.

= ? kJ1 g

−8,00 kJ10,00 g

D’où = −0,800 kJ−8,00 kJ × 1 g

10,00 g



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b) Quelle est la chaleur molaire de réaction ?

La chaleur molaire de réaction est de −127,7 kJ / mol.

Comme la masse molaire du sulfate de cuivreest de 159,62 g/mol :

= ? kJ

159,62 g−8,00 kJ10,00 g

= −127,7 kJ−8,00 kJ × 159,62 g

10,00 g

16. Récrivez les équations suivantes en indiquant la chaleur de réaction en kJ/mol de produit. N’oubliezpas de respecter la convention des signes.

a) C(s) + O2(g) � CO2(g) + 394 kJC(s) + O2(g) � CO2(g) ∆H = −394 kJ/mol de CO2

b) 2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g) + 484 kJ2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g) ∆H = −242 kJ/mol de H2O

c) N2(g) + O2(g) + 66,4 kJ � 2 NO2(g)N2(g) + O2(g) � 2 NO2(g) ∆H = +33,2 kJ/mol de NO2

d) La synthèse de 3 moles de dioxyde de soufre gazeux (SO2) dégage 890,4 kJ.S(s) + O2(g) � SO2(g) ∆H = −296,8 kJ/mol de SO2

17. Récrivez les équations suivantes en y incluant l’énergie de façon appropriée.

a) C3H8(g) � 3 C(s) + 4 H2(g) ∆H = +103,8 kJ/mol de C3H8C3H8(g) + 103,8 kJ � 3 C(s) + 4 H2(g)

b) CH4(g) � C(s) + 2 H2(g) ∆H = +74,8 kJ/mol de CH4CH4(g) + 74,8 kJ � C(s) + 2 H2(g)

c) 2 N2O(g) � 2 N2(g) + O2(g) ∆H = −82,1 kJ/mol de N2O2 N2O(g) � 2 N2(g) + O2(g) + 164,2 kJ

d) La chaleur molaire de la synthèse du MgO est de −602 kJ/mol.2 Mg(s) + O2(g) � 2 MgO + 1204 kJ



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18. La chaleur massique de fusion de l’aluminium est de +393 J/g. Quelle est sa chaleur molaire de fusion ?

La chaleur molaire de fusion de l’aluminium est de 10,6 kJ/mol.

MAl = 26,98 g/mol

= ? J

26,98 g+393 J

1 g

= 10 603 J393 J × 26,98 g

1 g

19. Voici un diagramme de l’enthalpie en fonctionde la progression d’une réaction donnée.

a) Quels sont les réactifs ?Les réactifs sont A et B.

b) Quelle est l’enthalpie des réactifs ?L’enthalpie des réactifs est de 850 kJ.

c) Quels sont les produits ?Les produits sont C et D.

d) Quelle est l’enthalpie des produits ?L’enthalpie des produits est de 320 kJ.

e) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?

H (kJ)


320

850A + B

C + D

∆H = Hp — Hr= 320 kJ — 850 kJ= −530 kJ

f) Cette réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Expliquez votre réponse.Cette réaction est exothermique, puisque l’enthalpie des réactifs est plus grande que celle des

produits.



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20. La dissolution d’une mole d’acide sulfurique (H2SO4) dégage 74,1 kJ. Tracez le diagramme de l’enthalpie en fonction de la progression de la réaction correspondant.

H (kJ)


−74,1

0H2SO4

2 H+(aq) + SO4

2—(aq)

21. Tracez un diagramme de l’enthalpie en fonction de la progression de la réaction d’après l’équationthermique suivante :ZnCO3(s) + 71,5 kJ � ZnO(s) + CO2(g)

22. Soit l’équation thermique suivante :2 NO(g) + Cl2(g) � 2 NOCl(g) ∆H = −154,8 kJQuelle est la chaleur molaire de chacune des réactions ci-dessous ?

a) NO(g) + Cl2(g) � NOCl(g) ∆H = −77,4 kJ/mol de NOCl

b) 6 NOCl(g) � 6 NO(g) + 3 Cl2(g) ∆H = +77,4 kJ/mol de NOCl

12

H (kJ)


0

71,5ZnO(s) + CO2(g)

ZnCO3(s)



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CHIMIE �

CHAPITRE

4


La variation d’enthalpie peut être déterminée de différentes façons :

� en effectuant un bilan énergétique;

� en interprétant un diagramme énergétique;

� en effectuant des calculs basés sur la calorimétrie;

� en appliquant les principes de la loi de Hess.

Les deux dernières méthodes seront abordées dans le chapitre 5.

Dans cette section, nous verrons en quoi consistent les deux premières méthodes.Pour ce faire, nous utiliserons un exemple : la formation de l’eau, une réactionexplosive qui alimente notamment les moteurs des fusées et des navettes spatiales(voir la FIGURE 4.23).

4.3 Le bilan énergétique d’une transformation

CONCEPT DÉJÀ VU

o Nature de la liaison(covalente, ionique)

4.23 Le moteur des navettesspatiales fonctionne à l’aide de la réaction du dihydrogène avec dudioxygène, qui entraînela formation de l’eau.

2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g)

Pour que cette transformation puisse s’effectuer, il faut que les liaisons chimiquesdes réactifs se brisent et que de nouvelles se forment, comme le montrent les FIGURES 4.24 et 4.25.

4.24

Pour que les réactifs puissent se transformer en produits, ilfaut d’abord fournir de l’énergie permettant de briser les lienschimiques qui unissent les atomes d’hydrogène et les atomesd’oxygène.

2 H2(g) + O2(g) + Énergie� 4 H + 2 O

4.25

Ensuite, ces atomes peuvent s’unir pour former de nouvellesmolécules, les molécules d’eau, tout en libérant une certainequantité d’énergie.

4 H + 2 O � 2 H2O(l) + Énergie


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Le bris de liens chimiques nécessite toujours de l’énergie (énergie positive) et leurformation s’accompagne toujours d’une libérationd’énergie (énergie négative). Toutefois, c’est lasomme de l’énergie absor bée et de l’énergie dégagéequi détermine si le phé nomène est endothermiqueou exothermique. Ce calcul constitue un bilan éner -gétique.

Bilan énergétique = Énergie absorbée + Énergie dégagée

ÉTYMOLOGIE

«Bilan» vient du mot ita lienbilanciare, qui signifie «peser,mettre en équilibre».

DÉFINITION

Le bilan énergétique d’une transformation est l’ensemble des opérations quipermettent de calculer la somme de l’énergie absorbée lors du bris des liaisonset de l’énergie dégagée lors de la formation des nouveaux liens.

Les TABLEAUX 4.26 et 4.27 présentent l’énergie associée au bris ou à la formation dequelques liaisons chimiques, selon qu’il s’agit de liaisons simples ou de liaisonsdoubles ou triples. Il est à noter que l’énergie nécessaire pour briser une liaison estégale à celle qui est libérée lors de la formation de cette même liaison: seul leursigne distingue ces valeurs. Par ailleurs, l’énergie diffère d’une liaison à une autre.

4.26 L’ÉNERGIE ASSOCIÉE À QUELQUES LIAISONS SIMPLES, EN kJ/mol

H C N O F Si P S Cl Br l

435 414 389 464 569 293 318 339 431 368 297 H

347 293 351 439 289 264 259 330 276 238 C

159 201 272 355 209 —* 201 243 — N

138 184 368 351 — 205 201 201 O

159 540 490 327 255 197 273 F

176 213 226 360 289 213 Si

213 230 331 272 213 P

213 251 213 — S

243 218 209 Cl

192 180 Br

151 l

* Un tiret signifie que ces deux élémentsn’ont pas tendance à former une liaisonensemble.

4.27 L’ÉNERGIE ASSOCIÉE À QUELQUES LIAISONS DOUBLES OU TRIPLES

Nature de la liaison Énergie associée(en kJ/mol)

N = N 418

C = N 615

C = C 611

C = O 741

O = O 498

N ≡ N 946

C ≡ N 891

C ≡ C 835


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4


Reprenons l’exemple de la formation de l’eau pour effectuer le bilan énergétiquede la réaction.

Quel est le bilan énergétique de la formation de l’eau ?

2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g)

Énergie absorbée pour briser les liens des réactifs(2 × 435 kJ) + 498 kJ = 1368 kJ

Énergie dégagée par la formation des liens des produits2 (2 × —464 kJ) = —1856 kJ

Bilan énergétique = Énergie absorbée +Énergie dégagéeBilan énergétique = 1368 kJ + —1856 kJ = −488 kJ

Le bilan énergétique permet de déterminer que laformation de deux moles d’eau dégage environ 488 kJ.

Le bilan énergétique est une indication approximative. Pour obtenir un résultatplus précis, il faudrait tenir compte des autres types de liens, comme les forcesd’attraction qui unissent les particules de solide et de liquide entre elles. Par exem-ple, la formation d’une mole d’eau liquide dégage 285,8 kJ, tandis que la forma-tion d’une mole de vapeur d’eau ne dégage que 241,8 kJ.

Le bilan énergétique permet aussi de comprendre pourquoi certaines réactionsexothermiques n’ont pas lieu spontanément. Ainsi, pour former 2 moles d’eau, ilfaut d’abord fournir environ 1368 kJ. Aussi longtemps qu’on ne fournira pas cettequantité d’énergie, aucune réaction ne se produira.

Les aliments constituent une source d’énergie qui permet ànotre corps d’assurer ses différentes fonctions, comme demaintenir sa température corporelle autour de 37 °C, de construire et de réparer les tissus qui composent ses différentsorganes, d’alimenter le cerveau ou d’assurer le fonction-nement des muscles. L’ensemble de ces réactions constitue lemétabolisme.

L’apport énergétique des glucides et des protéines est d’en -viron 16 kJ/g, tandis que celui des lipides est d’environ40 kJ/g. Néanmoins, la combustion des glucides, comme leglucose, demeure notre principale source d’énergie.

C6H12O6(s) + 6 O2(g) � 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H = −2816 kJ

Le glucose est soluble dans le sang, ce qui permet son trans-port jusqu’aux différentes cellules de l’organisme. C’est là ques’effectue la respiration cellulaire.

Les réserves d’énergie sont entreposées sous forme de lipides (gras). Les lipides possèdent un plus grand potentiel énergétique que les glucides et lesprotéines. De plus, ils sont insolubles dans l’eau. Ils peuvent donc demeurerlocalisés au même endroit jusqu’à ce que le corps en ait besoin.

La quantité d’énergie dont une personne a besoin varie beaucoup. Elle dépendnotamment du poids, de l’âge, du sexe et de l’activité musculaire de cette per-sonne. Lorsque la consommation alimentaire est plus grande que la dépenseénergétique, le surplus d’énergie est emmagasiné sous forme de graisses.

ENRICHISSEMENTE

4.28

Chaque aliment apporte une certainequantité d’énergie à l’organisme. Sa valeurénergétique varie selon sa composition en lipides, en glucides et en protéines.


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( suite)

E Le tableau qui suit montre la valeur énergétique de quelques aliments.

4.29 LA VALEUR ÉNERGÉTIQUE ET LA COMPOSITION DE CERTAINS ALIMENTS

Aliments Composition approximative (en g) Valeur

Protéines Lipides Glucidesénergétique (en kJ/g)

Fraises (60 g) traces traces 4 1,3

Pain blanc (1 tranche) 2 1 12 7,3

Fromage (50 g) 8 10 3 11,5

Pomme de terre (135 g) 2 traces 27 3,6

Yogourt aux fruits (175 g) 8 traces 19 2,6

Poulet (75 g) 24 2 0 6,6

Les diagrammes énergétiquesLe bilan énergétique d’une transformation peut s’effectuer à l’aide d’un diagrammeénergétique de l’enthalpie en fonction de la progression de la réaction, comme lesdiagrammes employés dans la section 4.2. Il est toutefois possible de perfection-ner ces diagrammes en leur ajoutant d’autres données utiles, comme le montrentla FIGURE 4.30 et les autres figures de cette section.

DÉFINITION

Le diagramme énergétique d’une transformation représente les différentsniveaux d’énergie des substances présentes en fonction de la pro gression de latransformation.

4.30 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA SYNTHÈSE DE L’EAU

Les substances intermédiaires entre les réactifs et lesproduits constituent ce que les chimistes appellent le«complexe activé». Le complexe activé possède lemaximum d’enthalpie. C’est pourquoi il se situe tou-jours au sommet de la courbe. C’est aussi pour cetteraison qu’il est très instable. Il a une durée de vie trèscourte et n’existe en fait qu’une fraction de seconde. On symbolise son enthalpiepar Hca.

ÉTYMOLOGIE

«Complexe» vient du motlatin complexus, qui signi -fie « fait d’éléments diffé -rents imbriqués».

ANIMATIONProgression de la réaction

Complexe activé

2 H2O(l)

2 H2(g) + O2(g)

1368

0

—488

H (kJ)


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DÉFINITION

Le complexe activé est un état de transition très énergétique qui se forme lorsde la transformation des réactifs en produits.

L’énergie qu’il faut fournir aux réactifs pour former le complexe activé s’appelle«l’énergie d’activation». L’énergie d’activation est symbolisée par Ea.

DÉFINITION

L’énergie d’activation correspond à l’énergie minimale qu’il faut fournirpour amorcer une réaction.

La formule suivante permet de calculer l’énergie d’activation d’une réaction.

Énergie d’activation

Ea = Hca – Hr où Ea représente l’énergie d’activation (en J ou en kJ)Hca représente l’enthalpie du complexe activé (en J ouen kJ)Hr représente l’enthalpie des réactifs (en J ou en kJ)

Dans le cas de la synthèse de l’eau, l’énergie d’activation est de 1368 kJ (voir laFIGURE 4.30). Elle se calcule comme suit :

Ea = 1368 kJ – 0 kJ = 1368 kJ

L’interprétation d’un diagrammeénergétiqueL’interprétation d’un diagramme énergétique représente une autre façon dedéter miner la variation d’enthalpie et l’énergie d’activation d’une réaction. Lesintervalles correspondants peuvent être symbolisés par une flèche. Une flèche quipointe vers le haut (∆H positif), comme à la FIGURE 4.31, indique que l’énergie estabsorbée. Au contraire, une flèche qui pointe vers le bas (∆H négatif), comme à laFIGURE 4.32, représente une énergie dégagée.

4.31 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE D’UNE RÉACTION ENDOTHERMIQUE

H(kJ/mol)


Complexeactivé

Réactifs

0

∆H positif

ProduitsEa

4.32 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE D’UNE RÉACTION EXOTHERMIQUE

H(kJ/mol)


Complexeactivé

Réactifs

∆H négatif

Produits

Ea

0


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Il arrive que certaines réactions soient réversibles. Par exemple, la décompositionde l’eau est la réaction inverse de la synthèse de l’eau. Dans un cas, la réaction estendothermique; dans l’autre, elle est exothermique.

Décomposition de l’eau: 2 H2O(g) + 488 kJ � 2 H2(g) + O2(g)Synthèse de l’eau: 2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g) + 488 kJ

Pour déterminer la variation d’enthalpie et l’énergie d’activation d’une réactioninverse, il n’est pas nécessaire de dessiner un nouveau diagramme. Il s’agit simple-ment de l’interpréter de droite à gauche, comme le montre la FIGURE 4.33.

4.33 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA SYNTHÈSE DE L’EAU

H (kJ)

Synthèse de l’eau

Décomposition de l’eau

0

Pour la synthèse de l’eau :∆H = −488 kJ — 0 kJ = −488 kJEa = 1368 kJ — 0 kJ = 1368 kJPour la réaction inverse(décomposition de l’eau) :∆Hi = 0 kJ — −488 kJ = +488 kJEai = 1368 kJ — −488 kJ = 1856 kJ

—488

1368

Des scientifiques ont réussi à modifier génétiquement une bactérie,Escherichia coli, bactérie souvent associée aux intoxications alimentaires,afin de la rendre capable de produire des alcools à longue chaîne decarbone, qui pourraient constituer des biocarburants intéressants.

Un biocarburant est produit à partir de matériaux organiques renou ve -lables et non fossiles, comme la biomasse végétale ou animale. Contrai -re ment aux carburants fossiles, les biocarburants sont énergé tiquementindépendants du pétrole et ils sont beaucoup moins polluants.

Actuellement, le biocarburant commercialement disponible est l’éthanol,un alcool constitué d’une chaîne de deux atomes de carbone. Sonrendement énergétique est malheureusement limité : environ le tiers de celui de l’essence.

Les scientifiques ont peut-être trouvé une piste de solution. Grâce àEscherichia coli, ils ont produit un alcool à long squelette de carbone(entre cinq et huit atomes). Cet alcool emmagasine plus d’énergie dansun espace plus petit. Il serait donc plus énergétique.

Adapté de : Les bulletins électroniques des ambassades de France, Biologie synthétique : production de biocarburants plus énergétiques par des bactéries [en ligne]. (Consulté le 20 janvier 2009.)

Bactéries et biocarburants

Des bactéries pathogènesEscherichia coli, vues aumicroscope électronique.

ARTICLE TIRÉ D’INTERNET

∆Hi

Eai2 H2(g) + O2(g)

2 H2O(l)


Nom : Groupe : Date :

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1. Effectuez le bilan énergétique de chacune des transformations ci-dessous.

a) CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g)

4.3 Le bilan énergétique d’une transformation

Exercices

Énergie absorbée : (4 × 414 kJ) + (2 × 498 kJ) = 2652 kJÉnergie dégagée : (2 × —741 kJ) + ((2 × —464 kJ) × 2) = —3338 kJBilan énergétique = 2652 kJ + —3338 kJ = −686 kJ

b) H2(g) + Cl2(g) � 2 HCl(g)

Énergie absorbée : 435 kJ + 243 kJ = 678 kJÉnergie dégagée : —431 kJ × 2 = —862 kJBilan énergétique = 678 kJ + —862 kJ = −184 kJ

c) 2 C(s) + 3 H2(g) � C2H6(g)

Énergie absorbée : 3 × 435 kJ = 1305 kJÉnergie dégagée : (6 × —414 kJ) + —347 kJ = —2831 kJBilan énergétique = 1305 kJ + —2831 kJ = −1526 kJ



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2. Une réaction doit absorber 250 kJ pour débuter. Ensuite, elle dégage 100 kJ.

a) Dessinez le diagramme énergétique de cette transformation, en y indiquant l’endroit où sont situésles réactifs, les produits et le complexe activé.

H (kJ)


0

250Complexe activé

Réactifs

Produits150

b) Calculez la variation d’enthalpie et l’énergie d’activation de cette réaction.

∆H = Hp — Hr= 150 kJ — 0 kJ= +150 kJ

Ea = Hca — Hr= 250 kJ — 0 kJ= 250 kJ

3. Soit le diagramme énergétique suivant.

a) Quelle est la valeur de l’enthalpie des réactifs ?Hr = 0 kJ

b) Quelle est la valeur de l’enthalpie des produits ?Hp = −150 kJ

c) Quelle est la valeur de l’enthalpie du complexe activé ?Hca = 100 kJ

d) La réaction est-elle endothermique ouexothermique ? Expliquez votre réponse.La réaction est exothermique, parce que l’enthalpie des réactifs est plus grande que l’enthalpie

des produits.

H (kJ)


0—50

—100—150

—200

50100150



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e) Quelle est la valeur de la variation d’enthalpie de la réaction ?

∆H = Hp — Hr= −150 kJ — 0 kJ= −150 kJ

f) Quelle est la valeur de l’énergie d’activation de la réaction ?

Ea = Hca — Hr= 100 kJ — 0 kJ= 100 kJ

4. Voici le graphique d’une réaction.

H (kJ/mol)


A

B

C

D

E

F G

H

Indiquez la lettre du graphique à laquelle correspond chacune des valeurs suivantes.

a) La variation d’enthalpie de la réaction directe. G

b) L’énergie d’activation de la réaction directe. D

c) L’enthalpie des réactifs. B

d) L’enthalpie des produits. C

e) L’enthalpie du complexe activé. A

f) La variation d’enthalpie de la réaction inverse. F

g) L’énergie d’activation de la réaction inverse. H



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5. Le carbone réagit avec le dihydrogène pour produire un gaz, le C3H8, tout en dégageant 104 kJ/moldu produit.

Illustrez cette réaction de trois façons différentes.

3 C(s) + 4 H2(g) � C3H8(g) + 104 kJ

3 C(s) + 4 H2(g) � C3H8(g) ∆H = −104 kJ

6. Soit la réaction suivante :A + 2 B � AB2 + 120 kJSachant que l’énergie d’activation de la réaction inverse équivaut à 160 kJ/mol, tracez le diagrammeénergétique de la réaction.

H (kJ)


−120

40A + 2 B

AB2

0


H (kJ)


−104

03 C(s) + 4 H2(g)

C3H8(g)


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RésuméLes réactions endothermiques et exothermiques4.1 L’ÉNERGIE ET SES FORMES

� L’énergie, c’est la capacité d’accomplir un travail ou de provoquer un change-ment. Elle s’exprime en joules (J).

� L’énergie cinétique est associée au mouvement.

� L’énergie potentielle est l’énergie de réserve.

� La chaleur est un transfert d’énergie thermique. Le calcul de la chaleur absorbéeou dégagée par une substance s’effectue à l’aide de la formule mathématiquesuivante : Q = mc∆T.

� La capacité thermique massique (c) correspond à la quantité d’énergie ther-mique qu’il faut fournir à un gramme d’une substance pour augmenter satempérature d’un degré Celsius.

� ∆T = Tf – Ti.

� Lorsqu’une substance absorbe de l’énergie du milieu environnant, sa tempéra-ture augmente. La variation de température et la chaleur sont alors positives.

� Lorsqu’une substance dégage de l’énergie dans le milieu environnant, sa tem-pérature diminue. La variation de température et la chaleur sont alors néga-tives.

4.2 LES TRANSFORMATIONS ET L’ABSORPTION OU LE DÉGAGEMENT D’ÉNERGIE

� Une réaction endothermique est une transformation qui absorbe de l’énergie.

� Une réaction exothermique est une transformation qui dégage de l’énergie.

� On peut exprimer une réaction sous forme d’équation thermique.

� Dans le cas d’une réaction endothermique, l’énergie absorbée est placée ducôté des réactifs. Exemple :

H2O(s) + 6 kJ � H2O(l)

� Dans le cas d’une réaction exothermique, l’énergie dégagée est placée à la finde l’équation, du côté des produits. Exemple :

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(l) + 890 kJ

� L’enthalpie (H) d’un atome ou d’une molécule est reliée à son énergie interne.

� La variation d’enthalpie (ou chaleur de réaction) correspond à l’énergie absor -bée ou dégagée par une réaction, à pression et température constantes.

� La formule mathématique qui permet de calculer la variation d’enthalpie (∆H)est la suivante : ∆H = Hp – Hr.

� Si Hr > Hp, ∆H est négatif et la réaction est exothermique. Exemple :CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(l) ∆H = –890 kJ

� Si Hr < Hp, ∆H est positif et la réaction est endothermique. Exemple :H2O(s) � H2O(l) ∆H = +6 kJ

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� On peut représenter le rôle joué par l’énergie dans une transformation de lamatière à l’aide d’un diagramme de l’enthalpie en fonction de la progression dela réaction, ou diagramme énergétique (voir la section 4.3).

� La chaleur molaire de réaction correspond à la quantité d’énergie absorbée oudégagée par la transformation d’une mole d’un réactif ou la formation d’unemole d’un produit.

� La chaleur massique de réaction correspond à la quantité d’énergie absorbéeou dégagée par la transformation d’un gramme d’un réactif ou la formationd’un gramme d’un produit.

4.3 LE BILAN ÉNERGÉTIQUE D’UNE TRANSFORMATION

� Le bilan énergétique d’une transformation est l’ensemble des opérations quipermettent de calculer la somme de l’énergie absorbée lors du bris des liaisonset de l’énergie dégagée lors de la formation de nouveaux liens. Ainsi :

Bilan énergétique = Énergie absorbée + Énergie dégagée

� Le diagramme énergétique d’une transformation représente les différents niveauxd’énergie des substances présentes en fonction de la progression de la réaction.

� Voici des exemples de diagrammes énergétiques, dont l’interprétation permetde déterminer la variation d’enthalpie et l’énergie d’activation d’une réaction:

LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE D’UNE RÉACTION ENDOTHERMIQUE

H(kJ/mol)


Complexeactivé

Réactifs ∆H positif

ProduitsEa

LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE D’UNE RÉACTION EXOTHERMIQUE

H(kJ/mol)


Complexeactivé

Réactifs

∆H négatif

Produits

Ea

� Le complexe activé est un état de transition très énergétique qui se forme lorsde la transformation des réactifs en produits. Il se situe toujours au sommet dela courbe du diagramme énergétique. On symbolise son enthalpie par Hca.

� L’énergie d’activation (Ea) correspond à l’énergie minimale qu’il faut fournirpour amorcer une réaction.

� La formule mathématique suivante permet de calculer l’énergie d’activationd’une réaction: Ea = Hca – Hr.



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Exercices sur l’ensemble du chapitre 41. Voici le diagramme énergétique d’une

réaction.

a) Quels sont les réactifs ?Le NH3.

b) Est-ce que ce sont les réactifs ou lesproduits qui possèdent le plusd’enthalpie ?Les produits.

c) Est-ce une réaction endothermique ou exothermique ?C’est une réaction endothermique.

d) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?

e) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction directe ?

Ea = Hca — Hr= 2300 kJ — 0 kJ= 2300 kJ

∆H = Hp — Hr= 46 kJ — 0 kJ= +46 kJ

H (kJ)


46

2300

2 NH3(g)

N2(g) + 3 H2(g)

0

f) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction inverse ?

Ea = Hca — Hr= 2300 kJ — 46 kJ= 2254 kJ



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3. Pour chacune des transformations ci-dessous, indiquez si ce sont les réactifs ou les produits quipossèdent le moins d’enthalpie.

a) 2 Mg(s) + O2(g) � 2 MgO(s) ∆H = −1204 kJLe produit, l’oxyde de magnésium (MgO(s)).

b) 2 C(s) + 2 H2(g) � C2H4(g) ∆H = +52 kJLes réactifs, le carbone et le dihydrogène.

c) 2 Na(s) + Cl2(g) � 2 NaCl(s) + 824 kJLe produit, le chlorure de sodium (NaCl).

d) 2 Fe2O3(s) + 1660 kJ � 3 O2(g) + 4 Fe(s)Le réactif, le Fe2O3(s).

4. Complétez les phrases suivantes.

a) Dans une réaction endothermique, l’énergie absorbée est que

l’énergie dégagée.

b) Dans une réaction exothermique, l’énergie d’activation de la réaction directe est

que l’énergie d’activation de la réaction inverse.

c) La variation d’enthalpie d’une réaction endothermique est .

d) Dans une réaction exothermique, l’enthalpie des réactifs est

que celle des produits.

plus grande

positive

plus petite

plus grande

2. Voici l’équation thermique de l’évaporation de l’eau :H2O(l) � H2O(g) ∆H = +44 kJ/mol

Si l’enthalpie de la vapeur d’eau est de 924 kJ, quelle est l’enthalpie de l’eau sous forme liquide ?

∆H = Hp — HrD’où Hr = −(∆H — Hp)

= −(44 kJ — 924 kJ)= 880 kJ

5. Une étudiante note les observations suivantes :A. La transformation d’une mole d’un gaz libère 26 kJ.B. La transformation d’une mole d’un liquide libère 1475 kJ.C. La transformation d’une mole d’un solide absorbe 1615 kJ.D. La transformation d’une mole d’un liquide absorbe 12 kJ.

Lesquelles de ces transformations sont probablement des phénomènes physiques ? Expliquez votreréponse.La transformation A et la transformation D, puisqu’elles font intervenir moins d’énergie que les deux

autres.


6. Voici le diagramme énergétique d’uneréaction.

Quelle est la chaleur molaire dedécomposition du sulfure dedihydrogène ?∆Hi = 0 kJ — −20,2 kJ = +20,2 kJ

Donc, la chaleur molaire est de 20,2 kJ.


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CHAPITRE

4


H (kJ)


—20,2

0H2(g)+ S(s)

H2S(g)

7. Alexandre fait chauffer 250,0 ml d’eau à 18,0 °C par la combustion de 6,50 g de gaz naturel (CH4). Si la combustion de 20,00 g de gaz naturel dégage −19,0 kJ, quelle sera la température finale de l’eau ?

1. Tf = ?

2. Veau = 250,0 mlD’où meau = 250,0 ml × 1 g/ml = 250,0 g

Ti = 18,0 °C

QCH4=

mCH4= 6,50 g

3. Qeau = −QCH4pour 6,50 g

Qeau = meauceau∆Teau

D’où ∆Teau = Qeau

meauceau

−19,0 kJ20,00 g

∆T = Tf — TiD’où Tf = ∆T + Ti

4. = QCH4= −6,175 kJ

Donc Qeau = +6175 J

∆Teau = = 5,89 °C

Tf = 5,89 °C + 18,0 °C = 23,9 °C

6175 J250,0 g × 4,19 J /g°C

x kJ6,50 g

−19,0 kJ20,00 g

5. La température finale de l’eau sera de 23,9 °C.



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8. Pour amorcer une réaction chimique donnée, il faut 20 kJ. Cette réaction dégage ensuite 145 kJ.

a) La réaction est-elle endothermique ou exothermique ? Expliquez votre réponse.La réaction est exothermique, puisqu’elle dégage plus d’énergie qu’elle n’en absorbe.

b) L’enthalpie des réactifs est-elle supérieure ou inférieure à celle des produits ?L’enthalpie des réactifs est supérieure à celle des produits.

c) Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?∆H = −125 kJ

10. Indiquez le signe qui devrait être associé à la valeur du transfert d’énergie décrit dans chacun des énoncés ci-dessous.

a) La température du verre de jus oublié sur la table augmente graduellement.Positif.

b) Le sable exposé au soleil dégage une douce chaleur.Négatif.

c) En cas d’hypothermie, la température du corps chute de façon alarmante.Négatif.

9. Le graphique ci-contre représente la décomposition du dioxyde d’azote.Indiquez si chacun des énoncés suivants estvrai ou faux. S’il est faux, expliquez pourquoi.

a) Les réactifs sont N2(g) + 2 O2(g).Faux. Ce sont les produits.

b) Les réactifs possèdent plus d’enthalpieque les produits.Vrai.

c) La réaction de décomposition du dioxyde d’azote est exothermique.Vrai.

d) La variation d’enthalpie de cette réaction est positive.Faux. La variation est négative, puisque la réaction est exothermique.

e) La variation d’enthalpie de la réaction de synthèse du dioxyde d’azote est de +66,4 kJ/mol de NO2.Faux. La variation d’enthalpie est de +33,2 kJ/mol de NO2.

H (kJ)


—66,4

02 NO2(g)

N2(g) + 2 O2(g)

Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices sur l’ensemble du chapitre 4.



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CHIMIE �

CHAPITRE

4


Défis1. On remplit une piscine d’une capacité de 10 000 L avec de l’eau à 17 °C. Quelle quantité d’eau

bouillante devrait-on ajouter pour augmenter la température de l’eau de la piscine de 3 °C ?

1. meau bouillante = ?

2. Piscine :V = 10 000 L = 10 000 000 ml, d’où meau = 10 000 000 gTi = 17 °CTf = 20 °C∆T = 3 °C

Eau bouillante :Ti = 100 °CTf = 20 °C

3. Q = mc∆T∆T = Tf — Ti

4. Qpiscine = 10 000 kg × 4,19 kJ/kg°C × 3 °C

= 125 700 kJ

Q dégagée par l’eau bouillante = −125 700 kJ

m = = 375 kg−125 700 kJ

4,19 kJ/kg°C × −80 °C

5. Il faudrait ajouter environ 400 kg ou 400 L d’eau bouillante dans la piscine.

2. Gabrielle fait bouillir 100,0 g d’éthanol (C2H5OH) jusqu’à vaporisation complète. Si la températureinitiale de l’éthanol est de 15,0 °C, quelle quantité d’énergie sera nécessaire ?

Comme la température d’ébullition de l’éthanolest de 78 °C, il faut d’abord chauffer l’éthanolde 15,0 °C à 78 °C pour qu’elle se vaporise.Qtotal = Qchauffage + Qvaporisation

Calcul de la chaleur nécessaire pour chaufferl’éthanol de 15,0 °C à 78 °C Q = mc∆TQ = 100,0 g × 2,46 J/g°C × 63,0 °C

= 15 498 J ou 15,5 kJ

Calcul de la chaleur pour vaporiser l’éthanol Chaleur molaire de vaporisation de l’éthanol(voir l’annexe 5 ) = 39,3 kJ/mol

= donc, 85,3 kJ

Qtotal = 15,5 kJ + 85,3 kJ = 100,8 kJ

? kJ100,0 g

39,3 kJ46,08 g

Il faudra 101 kJ pour la vaporisation complète de l’éthanol.



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3. Vanessa mélange 120,0 ml d’eau froide à 10,0 °C avec 60,0 ml d’eau chaude à 75,0 °C. Quelle sera la température finale du mélange ?

Qeau froide = −Qeau chaude

120 g × 4,19 J/g°C (Tf — 10,0 °C) = −60 g × 4,19 J/g°C (Tf — 75,0 °C)

502,8 Tf — 5028 °C = —251,4 Tf + 18 855 °C

754,2 Tf = 23 883

Tf = 31,7 °C

La température finale du mélange sera de 31,7 °C.

H2(g) + I2(g) + 52,0 kJ � 2 Hl(g)1.

2.3.

4.5.

6.

1 mol 1 mol 52,0 kJ 2 mol

2,02 g 253,80 g 255,82 g

4,00 g ? kJ

2,02 g 52,0 kJ

= 103 kJ4,00 g × 52,0 kJ

2,02 g

7. La chaleur absorbée sera de 103 kJ.

4. Voici l’équation de la réaction de synthèse de l’iodure d’hydrogène :H2(g) + I2(g) � 2 HI(g)

Si la chaleur de cette réaction est de +26,0 kJ/mol d’iodure d’hydrogène, quelle sera la quantité de chaleur absorbée si l’on fait réagir complètement 4,00 g d’hydrogène (H2(g)) avec suffisamment de diiode (I2(g)) ?

5. Un étudiant détermine que l’énergie d’activation d’une réaction est égale à 240 kJ/mol tandis quel’énergie d’activation de la réaction inverse est de 820 kJ/mol. Quelle est la variation d’enthalpie de cette réaction ?

∆H = Ead — Eai= 240 kJ/mol — 820 kJ/mol= −580 kJ/mol



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CHAPITRE

4


6. La combustion du méthane (CH4(g)) est représentée par le diagramme ci-dessous.

H (kJ)


Quelle quantité d’énergie est nécessaire pour permettre à 80,00 g de méthane de former un complexe activé avec le dioxygène ?

—802

0

CH4(g) + 2 O2(g)

CO2(g) + 2 H2O(g)

2650

Ea = Hca — Hr= 2650 kJ — 0 kJ= 2650 kJ

ou = ? kJ

80,00 g2650 kJ 16,05 g

2650 kJ 1 mol

= 13 209 kJ2650 kJ × 80,00 g

16,05 g

Il faut 13 210 kJ pour permettre à 80,00 g de méthane de former un complexe activé.

6 C(s) + 3 H2(g) + 49 kJ � C6H6(l)1.

2.3.

4.5.

6.

6 mol 3 mol 49 kJ 1 mol

72,06 g 6,06 g 78,12 g

12,00 g ? kJ

72,06 g 49 kJ

= 8,2 kJ12,00 g × 49 kJ

72,06 g

7. Il faudra 8,2 kJ pour faire réagir complètement 12,00 g de carbone.

7. Soit la réaction suivante :6 C(s) + 3 H2(g) � C6H6(l) ∆H = +49 kJ/mol de C6H6(l)

Quelle quantité d’énergie sera nécessaire pour faire réagir complètement 12,00 g de carbone ?



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8. L’éthanol (C2H5OH) et le méthanol (CH3OH) sont deux types d’alcool qui peuvent être utiliséscomme carburants. Lequel des deux possède le plus grand potentiel énergétique ? Pour répondre àcette question, effectuez le bilan énergétique de la réaction de combustion de chacun de cescarburants.

Structure du méthanol Structure de l’éthanol

La combustion du méthanol :2 CH3OH(l) + 3 O2(g) � 2 CO2(g) + 4 H2O(l)

Énergie absorbée = ((3 × 414 kJ) + 351 kJ +464 kJ ) × 2) + (3 × 498 kJ) = 5608 kJ

Énergie dégagée = ((2 × —741 kJ) × 2) + ((2 × —464 kJ) × 4) = —6676 kJ

Bilan = 5608 kJ + —6676 kJ = −1068 kJ

Donc, la chaleur molaire de combustion du méthanol est de −534 kJ/mol.

La combustion de l’éthanol :C2H5OH + 3 O2(g) � 2 CO2(g) + 3 H2O(l)

Énergie absorbée = ((5 x 414 kJ) + 347 kJ +351 kJ + 464 kJ) + (3 × 498 kJ) = 4726 kJ

Énergie dégagée = ((2 × —741 kJ) × 2) + (2 × —464 kJ) × 3) = —5748 kJ

Bilan = 4726 kJ + —5748 kJ = −1022 kJ

Donc, la chaleur molaire de combustion de l’éthanol est de −1022 kJ/mol.

Si l’on considère la chaleur molaire, c’est l’éthanol qui possède le plus grand potentiel énergétique.


Les réactions endothermiques et...

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