Titre de l’activité d’apprentissage : la thermochimie
Les objectifs spécifiques d’enseignement et d’apprentissage Lorsque vous aurez terminé cette activité, vous seriez en mesure de
• Expliquer le fait que les changements chimiques sont suivis par les chan-gements d’énergie principalement sous forme d’énergie thermique • Utiliser le concept d’enthalpie afin d’expliquer les réactions endothermi
-ques et exothermi-ques
• Décrire comment les variations d’enthalpie et d’énergie thermique au cours d’une réaction chimique peuvent être mesurées à l’aide de la calo-rimétrie.
• Définir la l’énergie de liaison. Utiliser les tables des énergies de liaison afin d’évaluer l’enthalpie de la réaction.
• Écrire et manipuler les équations thermochimiques
- Combiner une série d’étapes des équations thermochimiques afin d’ob -tenir une équation thermochimique nette (la loi de Hess)
- Écrire les équations thermochimiques pour les réactions de la combustion et de la formation
Le résumé de l’activité d’apprentissage
La thermochimie est l’étude des variations de l’énergie thermique accompagnant les transformations chimiques. La combustion de carburants comme le pétrole utilisé pour conduire les voitures et les batteries utilisées pour alimenter les dif-férents appareils électroniques nécessite une certaine forme d’énergie. L’énergie utilisée dans plusieurs applications exige des réactions chimiques avant qu’elle ne soit disponible pour être utilisée. En thermochimie, nous utilisons les varia-tions de chaleur pour déterminer d’autres propriétés thermochimiques : l’énergie
interne, l’enthalpie et la capacité calorifique. Les relations établies en thermo
-chimie permettent le calcul des variations de chaleur qui sont soit trop difficiles
ou impossibles à mesurer expérimentalement. Nous y parvenons en utilisant les données thermochimiques tabulées.
La liste des lectures pertinentes • L’énergétique chimique • La thermochimie
La liste des ressources pertinentes • Chem1 Virtual Textbook
http://www.chem1.com/acad/webtext/virtualtextbook.html
• Chemistry Experiment Simulations and Conceptual Computer Ani-mations
http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/projectfolder/si-mDownload/index4.html#kinetics
Les ressources multimédias
• L’accès à un ordinateur avec une connexion à internet afin de permettre
l’accès au matériel pédagogique et à l’apprentissage interactif par courriel, la vidéoconférence et l’utilisation de CD-ROM.
• Le logiciel Movie Player de Quicktime • Le logiciel Shockwave Player
• Le logiciel Macromedia Flash Player La liste des liens pertinents et utiles
• The Catalyst: Chemistry Resources For Teachers http://www.thecatalyst.org
• Science Resource Centre http://chem.lapeer.org
• Chemistry Teaching Web Sites
http://people.moreheadstate.edu/fs/h.hedgec/sciteach.html • Mitopencourseware
La description détaillée de l’activité
Cette activité s’intéresse aux variations d’énergie au cours des transformations
chimiques. La variation de l’enthalpie, un facteur déterminant afin de savoir si
une réaction absorbe ou libère de la chaleur, les mesures de la chaleur impliquant la calorimétrie et la mise en application de la loi de Hess dans la résolution de problèmes et aux calculs thermochimiques sont des sujets abordés dans cette
activité d’apprentissage. Les exemples et les activités vous seront proposés afin
de tester votre compréhension des sujets abordés. L’évaluation formative
À mesure que vous effectuerez cette activité, vous allez serez confrontés à • Des problèmes pour tester votre compréhension du sujet en question • De courts jeux-questionnaires sont fournis afin de vérifier votre compré
-hension
• Des expériences pratiques seront données afin d’évaluer votre compré -hension des relations théorie-pratique
• Des expériences simulant la variation de chaleur suivies par des exerci-ces.
Les termes et concepts clés • Énergie thermique • Réaction endothermique • Réaction exothermique • Enthalpie • Enthalpie de changement • Diagramme d’enthalpie • Capacité calorifique • Chaleur de réaction • Loi de Hess
• Enthalpie standard de formation • Enthalpie standard de réaction Les activités d’apprentissage
Plusieurs réactions chimiques nécessitent soit le dégagement soit l’absorption de la chaleur. Lors de la combustion d’un hydrocarbure commun, tel que le pétrole,
l’air (l’oxygène) réagit afin de produire du dioxyde de carbone dans un proces -sus de rupture de liaisons et de formation de nouvelles liaisons chimiques. La thermochimie s’intéresse aux échanges de chaleur au cours de transformations
telles que les réactions chimiques et les changements de phase. Elle nous
per-met d’effectuer des calculs liés à la capacité calorifique, à la combustion et à la
formation des différentes substances. Les échanges de chaleur entre le système et le milieu extérieurs se mesurent facilement et peuvent être prédits à partir des enthalpies des produits et des réactifs.
Diminuer l’énergie d’un système
Les systèmes instables (énergie potentiellement élevée) ont une plus grande ten-dance à subir des transformations chimiques que les systèmes stables (énergie potentiellement plus basse). Les réactions chimiques, lorsqu’elles sont possibles, ont tendance à se dérouler spontanément d’un état à énergie potentielle plus haute vers celle à énergie potentielle plus basse. C’est comme un bidon ou une charrette perchée en haut de la colline! Cela va rouler vers le bas. Par exemple, prenez la combustion d’un charbon, un combustible couramment utilisé dans la plupart des zones africaines rural pour la cuisson des aliments et le chauffage. Le digramme du schéma 1 montre la variation de l’énergie lorsque le charbon réagit avec le dioxygène dans l’air. Les produits se retrouvent avec une énergie plus basse que celle des réactifs.
Enthalpie de réaction
Les réactions chimiques nécessitent soit le dégagement ou l’absorption de la chaleur par le système.
• Lorsqu’une réaction chimique se produit et que le système absorbe la chaleur, le processus est endothermique (il fait froid)
• Lorsqu’une réaction chimique se produit et que le système dégage de la chaleur, le processus est exothermique (il fait chaud)
La chaleur de réaction est la quantité de chaleur échangée entre le système et son milieu extérieur lorsqu’une réaction chimique a lieu. La chaleur aura tendance à se dégager jusqu’au moment que le système et le milieu extérieur soient à la même température.
L’enthalpie
Plusieurs processus chimiques et biologiques ont lieu à la pression constante. La chaleur libérée dans des conditions où la pression constante est une fonction thermodynamique connue sous l’enthalpie (H), parfois considérée comme étant le
« contenu calorifique ». La variation de l’enthalpie (décrite ou désignée par DH) n’est pas toujours mesurée directement, elle l’est lorsque l’énergie est libérée en tant que chaleur. La variation de l’enthalpie (DH) dépend uniquement des états
initial et final, c’est-à-dire
DH = Hf- Hi
Afin de déterminer si une réaction est exothermique ou endothermique, il faut comparer les enthalpies initiales et finales des réactifs et des produits respecti -vement.
Pour les réactions endothermiquesHfinal > Hinitialet DH est positif (+DH)
Pour les réactions exothermiques Hfinal < Hinitialet DH et négatif (–DH)
Le digramme du schéma 3 résume les réactions exothermiques et endothermi-ques. Le diagramme montre que pour les réactions exothermiques, les produits ont une énergie plus basse que celle des réactifs tandis que pour les réactions endothermiques, les produits ont une énergie plus haute que celle des réactifs. L’augmentation de l’enthalpie et l’importance de la réaction sont représentées respectivement sur les axes x et y.
Lors-que les réactions chimiLors-ques ont lieu, qu’elles soient exothermiLors-ques ou endother-miques, le principe de la conservation de l’énergie s’applique au système et au milieu extérieur. Au cours d’une réaction exothermique, la chaleur se dégage du système vers le milieu extérieur. Par conséquent, l’énergie du système doit dimi-nuer en raison de cette perte tandis que l’énergie du milieu extérieur augmente en raison du gain. Lors d’une réaction endothermique, la chaleur se dégage du milieu
extérieur vers le système afin que l’énergie du système augmente. L’énergie du
Notez que les produits ont une énergie plus basse (enthalpie) que les réactifs au cours d’une réaction exothermique.
Quelles sont les propriétés de l’enthalpie en tant que fonction d’état? • Étant une fonction d’état, l’enthalpie dépend uniquement des états initial
et final. L’oxydation du sucre (C12H22O11) aide à illustrer la propriété d’une
fonction d’état. Une fois avalé, le corps métabolise le sucre afin de produire
du dioxyde de carbone et de l’eau. sucre – dioxyde de carbone + eau + énergie
• Lors d’un processus de combustion, processus différent du métabolisme, le sucre va se combiner avec le dioxygène pour former les mêmes produits. C12H22O11 (s) + O2(g) ➝ 12CO2(g) + H2O(g) + énergie
• Malgré ces deux voies soient différentes, dans l’ensemble, la variation d’en-thalpie est la même puisque l’end’en-thalpie est une fonction d’état.
• L’enthalpie dépend de la quantité de substances réagissantes. Son importance dépend de la quantité de réactifs consommés.
• Inverser une équation thermochimique aura pour résultat d’inverser le signe de l’enthalpie, mais avec la même valeur.
• La variation de l’enthalpie dépend également de l’état des réactifs et des
pro-duits, c’est-à-dire, peut être spécifique.
Comment les variations d’enthalpie sont-elles mesurées?
Les conclusions expérimentales relatives à la chaleur dégagée ou libérée au cours des réactions chimiques sont tirées mesures calorimétriques. Si le calorimètre est isolé du milieu extérieur, la chaleur dégagée au cours de la réaction est déduite de l’augmentation de la température du système. La quantité de chaleur dégagée lors
de la réaction peut être déterminée si l’on connaît la quantité d’énergie nécessaire
pour augmenter la température d’une substance de 1K. La capacité calorifique
• La capacité calorifique d’un objet est définie par la quantité d’énergie
thermique requise pour augmenter sa température de 1 K (°C)
• Plus la capacité calorifique d’un objet est grande, plus la quantité d’énergie
thermique requise pour augmenter la température de l’objet sera encore plus grande.
Pour les substances pures, la capacité calorifique est habituellement donnée pour une quantité spécifique de la substance.
• La capacité calorifique de 1 mole d’une substance se nomme la capacité
calorifique molaire
• La capacité calorifique de 1 gramme d’une substance se nomme la chaleur massique.
La chaleur massique d’une substance peut être déterminée expérimentalement en mesurant la variation de température (DT) d’une masse connue (m) d’une
substance lorsqu’elle gagne ou perd une quantité spécifique de chaleur (q) :
T x m q e températur la de Variation x grammes en ce subs la de masse échangée chaleur de Quantité massique Chaleur D = = ) ( ) tan (
La mesure du flux de chaleur (q) est connue comme le calorimètre. Deux types de calorimètres sont décrits dans les sections suivantes.
La calorimétrie à pression constante
Dans un calorimètre à pression constante, la mesure de la chaleur est effectuée dans des conditions où la pression est constante. La constitution générale d’un calorimètre à pression constante est illustrée ci-dessous.
Le calorimètre est munit d’un régulateur de pression pour contrôler la pression. Lors Au cours de réactions ayant lieu à la pression atmosphérique, le régulateur
reste ouvert afin que la pression interne soit égale à la pression externe.
La chaleur libérée ou absorbée au cours de la réaction va se refléter par un chan -gement de température. Par exemple, si la chaleur est dégagée, la solution va
La calorimétrie à volume constant
Dans un calorimètre à volume constant, les mesures sont effectuées à un volume
fixe dans un récipient fermé. La réaction est déclenchée dans la cuve et la chaleur
libérée est absorbée par l’eau contenue dans la cuve. Le calorimètre à volume constant est idéal pour mesurer les chaleurs de réaction des processus de combus-tion s’accompagnant d’une libéracombus-tion de gaz. Dans cet assemblage (voir Schéma
6), tous les gaz émis sont contenus dans la boîte.
Les mesures à volume constant nous permettent de déterminer la variation de l’énergie interne DE. Selon le premier principe de la thermodynamique,
DE = q + PDV
S’il n’y aucun changement de volume, alors PDV = 0 et donc DE = q. Exemple 1
Calculez la quantité de chaleur requise pour augmenter la température de 9.25 L d’eau de 22.0 à 29.4 °C, en considérant que la chaleur massique de l’eau est de 4.18 J g–1°C–1. Solution De l’équation (2) ) ( ) tan
(massedela subs ceengrammesx Variationdelatempérature échangée chaleur de Quantité massique Chaleur =
Trouvez la quantité de chaleur transférée
q = masse x (changement de température) x (chaleur massique de l’eau). q = 9.25 x 103 g x (29.4 – 22.0) °C x 4.18 J g–1 °C–1
q = 286.3 kJ Problème pratique
Un échantillon de carbone, 3.0 g, a été transformé en dioxyde de carbone dans un calorimètre de cuivre. La masse du calorimètre était de 1.5 kg et la masse de l’eau dans le calorimètre était de 2 kg. La température initiale était de 20°C et la
température finale était de 31°C. Calculez la chaleur libérée pour la combustion de 1 g de charbon. La capacité calorifique spécifique pour le cuivre et l’eau sont
(a) 3.2 x 104 J (b) 9.3 x 104 J (c) 6.4 x 104 J (d) 9.2 x 104 J
Exercice interactif : La calorimétrie
La loi de Hess
La loi de Hess énonce que pour une réaction au cours de laquelle des produits forment, la variation de l’enthalpie demeure la même, qu’elle se passe en une ou plusieurs étapes. Par exemple, dans la réaction hypothétique ci-dessous.
A D B C H1 H2 H3 H
Dans l’ensemble, le changement de l’enthalpie s’obtient ainsi DH = DH1 + DH2 + DH3
L’importance de la loi tient au fait qu’elle nous permet de calculer les
enthal-pies pour les réactions pouvant être difficiles ou trop dangereuses à réaliser en
laboratoire. Plusieurs données thermochimiques peuvent être trouvées dans les
tables à cette fin.
Les changements de l’enthalpie standard
Une restriction à la loi de Hess est que toutes les enthalpies doivent être mesurées à la même température et la même pression. Les chimistes effectuent généralement les expériences (les réactions chimiques) sous une variété de conditions. Par consé-quent, il était pratique de mesurer et de rapporter les variations de l’enthalpie sous une série de conditions standards convenues. Toutes les variations de l’enthalpie mesurées sous ces conditions sont considérées comme étant les changements de l’enthalpie standard et notés par DH°. Les réactifs et les produits doivent se trouver dans leurs états standards. L’état standard d’une substance pure étant la forme (gaz, liquide ou solide) dans laquelle une substance est la plus stable à de
L’enthalpie standard de réaction
L’enthalpie standard de réaction est la variation de l’enthalpie au cours d’une réaction chimique. C’est la différence entre les enthalpies de réactifs et de pro-duits. Prenez par exemple la réaction hypothétique ci-dessous.
aA + bB ➝ cC + dD
La variation de l’enthalpie pour cette réaction peut se calculer à partir
DH = Somme des enthalpies de produits – Somme des enthalpies de réactants
Mathématiquement, il s’écrit ainsi
)
(
)
(
)
(
)
(
0C dH D aH A bH B
cH
H
o m o m o m m o R= + - +
D
Exemple 2Le gaz phosphine peut être préparé en utilisant la réaction suivante. Ca3P2 (s) + 6H2O (l) ➝ 3Ca (OH)2(s) + 2PH3 (g)
Utilisez les enthalpies standard de formation données ci-dessous afin de calculer
la variation de l’enthalpie standard pour la réaction ci-dessus.
Sub stance DH°f (kJmol-1)
Ca3P2 (s) 504 Ca (OH)2(s) 986
PH3 (g) + 90
H2O (l) 286
Solution
Le changement de l’enthalpie pour la réaction est donné dans la relation sui-vante.
DH = Somme des enthalpies de produits – Somme des enthalpies de réactants
DH = [3 x (–986) + (3 x 90)] – [(–504) + 6 x (–286)] = (–3048 + 270 + 504 + 1716) kJ
Problème pratique 2
La variation de l’enthalpie lors d’une combustion de 1 mole de pentane pour donner du dioxyde de carbone et de l’eau est -3526 kJ. Calculez l’enthalpie standard de formation du pentane en considérant les enthalpies standard de for-mation suivantes. CO2 (g) ° 393 -1 -= DH f kJ mol H20 (l) ° 286 -1 -= DH f kJ mol (a) –160 kJ (b) 155.2 kJ (c) –155.2 kJ (d) – 77.6 kJ
Les calculs thermochimiques
Une équation thermochimique est une réaction équilibrée suivie d’un changement de l’enthalpie s’y rattachant.
Zn(s) + H2O(l) ® ZnO(s) + H2(g) ΔH° = – 192.8 kJ mol–1
Lors des sections précédentes, la chaleur dégagée ou absorbée d’une réaction chimique est la variation de l’enthalpie. En chimie, nous effectuons habituellement nos expériences dans des conditions standard de température et de pression (STP). C’est pour cette raison que les résultats provenant des mesures thermochimiques sont généralement à STP.
L’enthalpie de liaison et l’enthalpie de liaison moyenne
L’enthalpie de rupture de liaison se rapporte aux variations d’enthalpie au cours de la formation ou de la rupture des liaisons chimiques. Rompre les liaisons requiert un apport d’énergie (endothermique) tandis que la formation des liaisons produit
de l’énergie (exothermique). L’enthalpie de rupture de liaison est définie comme étant la quantité d’énergie requise afin de briser une mole de liaisons covalentes
des espèces gazeuses. Le fait de savoir combien d’énergie est nécessaire pour briser et former de nouvelles liaisons au cours d’une réaction chimique nous fournit de l’information quant au type de variation d’énergie possible pour cette réaction en particulier.
Les enthalpies de rupture de liaison rapportées sont des valeurs moyennes pour les liaisons d’une molécule. Les liaisons d’énergie moyennes typiques pour les molécules sélectionnées sont représentées dans le tableau ci-dessous.