Module 3: Les variations d’énergie et les vitesses de réaction Chapitre 5: Les variations d’énergie

Résultats d’apprentissage Je peux comparer les changements d’énergie résultant des transformations physiques, des réactions chimiques et des réactions nucléaires. Je peux comparer les transformations énergétiques qui s’opèrent lors de la formation et de la rupture des liaisons chimiques dans les réactions endothermiques et exothermiques. Je peux résoudre des problèmes à l’aide de l’équation Q = m c Δ T. Je peux communiquer oralement et par écrit dans différents contextes en me servant des termes justes dont : complexe activé, enthalpie, chaleur absorbée, chaleur dégagée, énergie cinétique.

I- Les variations d’énergie Réactions exothermiques et endothermiques

Introduction La thermodynamique: L’étude de l’énergie et le transfert d’énergie (chaleur) La thermochimie : Branche de la thermodynamique qui étudie les variations d’énergie survenant lors des transformations chimiques et physiques.

Concepts essentiels en thermochimie 2 catégories de formes d’énergie: -Énergie potentielle: énergie emmagasinée dans un objet en raison de sa nature (énergie chimique) ou de sa position (énergie gravitationnelle). -Énergie cinétique: énergie en mouvement. -Unités de mesure de l’énergie: le joule (J) Lors des réactions chimiques, l’énergie est souvent exprimée en kJ (soit 1000 joules)

Introduction Il faut distinguer entre : Le système thermochimique : la portion de l’univers à l’étude (la réaction chimique.) Le milieu extérieur : le reste de l’univers.

Les parties du milieu extérieur qui sont importantes pour le système thermodynamique intéragissent avec ce dernier. Système ouvert: échange à la fois l’énergie et matière avec le milieu extérieur.(ex. casserole sans couvercle pour faire cuire des pommes de terre) Système fermé: échange seulement de l'énergie avec le milieu extérieur. (ex. autocuiseur) Système isolé: ne peut pas échanger avec le milieu extérieur ni matière ni énergie.(casserole de pommes de terre dans une glacière hermétique) Voir page 279 figure 5.3

La loi de la conservation de l’énergie ou premier principe de thermodynamique p.282 L’énergie de l’univers est constante; on ne peut ni créer ni détruire l’énergie. Peut être transférée d’une substance à une autre.

Énergie thermique d’un système: somme de toutes les énergies cinétiques de toutes les particules d’un échantillon de matière. (pas mesurables) On peut mesurer la température, le volume, la masse du système et la pression qu’il exerce sur le milieu extérieur ou subit par ce dernier. La capacité thermique massique, c: quantité d’énergie qu’il faut fournir à un gramme d’une substance pure pour élever sa T d’un degré Celsius.(donnée expérimentale) voir page 280 tableau 5.1 (à TAPN, 25°C et 100 kPa)

Différence entre la chaleur et la température La Chaleur, Q  transfert d’énergie cinétique (joules (J)). Se transfère spontanément d’un objet chaud vers un objet plus froid. (2ème principe de la thermodynamique (fig. 5.5 page 283) La température, T  mesure de l’énergie cinétique moyenne de toutes les particules d’un échantillon de matière.

La capacité thermique massique, c (specific heat capacity) : C’est la quantité d’énergie nécessaire pour élever de 1oC (ou 1K) la température de 1g d’une substance pure. Son unité c’est le J/g.oC. Tous les échantillons d’une même substance (peu importe la quantité) ont la même chaleur massique. La chaleur massique de l’eau est 4,184 J/g.oC. Donnée obtenue expérimentalement voir page 280 tableau 5.1

La capacité thermique massique, c (specific heat capacity) (suite): Elle peut aussi être définie comme la quantité d’énergie nécessaire pour élever de 1K la température de 1 Kg d’une substance. Son unité c’est dans ce cas le kJ/Kg.K. 1 K est la même chose 1 oC, lorsque nous considérons des changements de température.

Ex : une baignoire remplie d’eau vs. une tasse d’eau chaude. La capacité thermique massique de l’eau dans les deux cas est 4,184 J/g.oC. Il faut beaucoup plus de chaleur pour élever la température de l’eau de la baignoire de 10oC qu’il ne l’en faut pour la tasse. Vs.

Chaleur et température La chaleur peut être fournie à un système (Q >0, transformation endothermique) ou libérée par un système ( Q<0, transformation exothermique). Un système ne possède pas de chaleur, mais gagne ou perd de la chaleur à cause de la différence de température.

Calculer la chaleur d’une réaction La variation de température : Tf (température finale) – Ti (température initiale). En oC ou K La chaleur (Joules) La masse (grammes) La chaleur massique (J/g.oC) Voir exemple page 281 du manuel.

Calculer la chaleur d’une réaction Pratiquons-nous: Page 281 #1: Quelle quantité de chaleur faut-il fournir à un échantillon de 36,2 g de fer pour faire augmenter sa température de 250,0°C? Capacité thermique massique du fer=0,449 J/g.°C (voir page 280 tableau 5.1 manuel chimie 12)

Pratique-toi Complète les exercices de la page 281 #2,4,6,7 et 10

Différence entre l’enthalpie et la variation d’enthalpie : L’enthalpie, H : L’énergie interne totale à T donnée et P constante (kJ) La variation d’enthalpie : L’enthalpie relative des produits et des réactifs dans une réaction chimique. En d’autres mots, c’est le changement d’énergie qui prend place allant des réactifs aux produits. L’énergie interne totale à une température donnée et une pression constante.

Les réactions chimiques et ∆H Briser une liaison  nécessite de l’énergie Former une liaison  dégage de l’énergie

Enthalpie dans les réactions chimiques Qu’est-ce que l’enthalpie (H) d’une substance ? L’enthalpie d’une substance correspond à son énergie interne totale à pression constante. Seule la variation d’enthalpie peut être mesurée. Enthalpie d’une réaction chimique (ΔH) Elle correspond à la variation d’énergie libérée ou absorbée sous forme de chaleur à pression constante au cours d’une réaction chimique. Cette énergie porte également le nom de «chaleur de réaction».

Enthalpie dans les réactions chimiques La variation d’enthalpie au cours d’une réaction chimique correspond à la différence entre l’enthalpie des produits et des réactifs. ΔH = Hproduits – Hréactifs La variation d’enthalpie au cours d’une réaction chimique est proportionnelle à la quantité de matière impliquée dans la réaction.

Enthalpie dans les réactions chimiques La variation d’enthalpie au cours d’une réaction chimique résulte de la rupture et de la formation des liaisons chimiques. La rupture des liaisons est un processus nécessitant de l’énergie (endothermique ; ∆H est positive). La formation des liaisons est un processus dégageant de l’énergie (exothermique; ∆H est négative).

Enthalpie dans les réactions chimiques Réaction exothermique Une réaction exothermique s’accompagne d’une émission nette d’énergie. ΔH<0. Réactifs Produits Liaisons rompus Liaison formées Énergie absorbée Énergie émise < Émission d’énergie Voir page 292 fig. 5.12 du manuel

Enthalpie dans les réactions chimiques Représentation d’une réaction exothermique On écrit l’équation de la réaction et on place le terme de chaleur du côté des produits. On indique l’enthalpie de réaction sous forme d’une expression distincte à côté de l’équation chimique. L’indice r signifie que cette valeur est la variation d’enthalpie d'une réaction. Représentation sous forme de diagramme d’enthalpie.

Enthalpie dans les réactions chimiques Représentation graphique d’une réaction exothermique ΔH = Hp - HR< 0 Complexe activé HR Réactifs Énergie Produits Hp Avancement de la réaction

Enthalpie dans les réactions chimiques Réaction endothermique Une réaction endothermique s’accompagne d’une absorption nette d’énergie. ΔH>0. Réactifs Produits Liaisons rompus Liaison formées Énergie absorbée Énergie émise > Absorption d’énergie Page 293 et 294

Enthalpie dans les réactions chimiques Représentation d’une réaction endothermique On écrit l’équation de la réaction et on place le terme thermique du côté des réactifs. On indique l’enthalpie de réaction sous forme d’une expression distincte à côté de l’équation chimique. Représentation sous forme de diagramme d’enthalpie.

Enthalpie dans les réactions chimiques Représentation graphique d’une réaction endothermique ΔH = Hp - HR> 0 Complexe activé Produits HP Énergie H > 0 Réactifs HR Avancement de la réaction

Réactions exothermiques communes La combustion: Hydrocarbure + Oxygène  dioxyde de + eau carbone   La neutralisation Acide + Base  Eau + sel

Vérifies tes connaissances Réponds aux questions 1, 2,3,4, 5 et 6 de la page 283 de ton manuel de Chimie 12.

5.2 Calculs de variations d’enthalpie

Énergie et transformations physiques p.285 et 286 manuel de Chimie 12 Qu’est-ce qu’un transformation physique ? C’est une transformation au cours de laquelle il n’y a pas l’apparition de nouvelles substances. Les transformations physiques ont lieu à T = cte L’énergie associée à une transformation physique inclut plusieurs termes thermiques selon l’état initial et l’état final. ΔHofus ΔHovap Solide Liquide Gaz Tfusion Tébul Chaleur Voir fig. 5.7 page 285

L’enthalpie et les transformations physiques L’enthalpie d’évaporation  ΔH°vap L’enthalpie de condensation  ΔH°cond L’enthalpie de fusion  ΔH°fus L’enthalpie de solidification  ΔH°sol ΔH°vap= -ΔH°cond ΔH°fus = -ΔH°sol

L’enthalpie et la courbe d’échauffement Voir page 287 fig. 5.8 40,7 kJ/mol 6,01kJ/mol

Section 5.2 Les équations chimiques et la calorimétrie Résultats d’apprentissage Je peux comparer les transformations énergétiques qui s’opèrent lors de la formation et de la rupture des liaisons chimiques dans les réactions endothermiques et exothermiques. Je peux décrire l’influence de la masse, de la capacité thermique et de la température d’un corps sur la quantité de chaleur qu’il absorbe ou qu’il dégage. Je peux écrire des équations thermochimiques en exprimant la variation énergétique sous la forme ΔH ou à l’aide d’un terme énergétique inséré dans l’équation. Je peux résoudre des problèmes à l’aide de l’équation Q = m c Δ T. Je peux déterminer expérimentalement la chaleur de réaction à l’aide d’un calorimètre et la comparer à la valeur théorique en calculant l’incertitude relative Je peux communiquer oralement et par écrit dans différents contextes en se servant des termes justes.

L’enthalpie molaire de combustion pages 294-295 La variation d'enthalpie standard (ΔH°comb), ou enthalpie molaire de combustion, correspond à la variation d'enthalpie liée à la transformation d'une mole d'une substance particulière à TAPN (température de 25°C et pression de 100 kPa). 2 CH3OH (l) + 3O2 (g) 2 CO2 (g) + 4 H2O (l) Tu dois trouver la valeur d’enthalpie molaire de combustion à l’aide du tableau 5.4 voir page 295. Équation thermochimique correspondante: CH3OH (l) + 3 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) +726,1 kJ 2 ΔH°comb = -726,1 kJ/mol

Vérifies tes connaissances Réponds aux questions 7-12 de la page 295 de ton manuel de Chimie 12.

Les quantités de réactifs page 296  

Pratiquons-nous Page 299 #11,12 et # 15 Pratique-toi: Complète les exercices #13,14,16 et 20

Déterminer l’enthalpie de réaction expérimentalement. Il faut isoler le système du milieu extérieur et mesurer la variation thermique via la variation de température. Il faut donc trouver la relation entre la variation thermique et la variation de la température.

Quand on fait une réaction dans une solution aqueuse et que le système est fermé, où va l’énergie libérée? D’où vient l’énergie absorbée?

Isoler le système p. 300 : En laboratoire, on isole le système en utilisant des calorimètres. En mesurant Δ T d’une réaction prenant place dans un calorimètre, on est capable de calculer le montant de chaleur absorbée ou émise par le système.

Les calorimètres en polystyrène : Calorimètres à pression constante On assume que leur chaleur massique est négligeable; ils n’affecteront pas Δ T. p. 301

Isoler le système du milieu extérieur: Si la réaction est exothermique : La chaleur émise par la réaction est absorbée par l’eau. (Voir page 300 fig. 5.15) La T de l’eau va augmenter. Si la réaction est endothermique : La chaleur absorbée par la réaction est prise du système (l’eau). La T de l’eau va diminuer car il y a eu perte de chaleur. Alors; la chaleur de la réaction et du système isolé a la même valeur, mais un signe opposé. Vidéo: https://www.youtube.com/watch?v=QUrdwSx6N5w Qréaction = - Qsystème isolé

La stœchiométrie et les équations thermochimiques: Dans l’exemple ci-dessous, l’équation d’atomisation de l’hydrogène, absorbe 432 KJ d’énergie, lorsqu’une mole, ou 2,02 g d’hydrogène se décompose. H2 (g) → 2H (g) avec ∆H = +432 KJ La décomposition de 2 moles d’hydrogène absorbe deux fois plus d’énergie 864 KJ 2H2 (g) → 4H (g) avec ∆H = +864 KJ

La stœchiométrie et les équations thermochimiques: Ce diagramme résume la relation entre la stœchiométrie d’une réaction et ∆H Quantité de composé A (mol) Quantité de composé B (mol) Chaleur absorbée ou émise(KJ) Varie de façon directe avec (facteur: rapport molaire) (facteur: ∆Horxn En conclusion, L’enthalpie de réaction est directement proportionnelle de la quantité de produits. Ex : si la quantité double, l’enthalpie double aussi.

En d’autres mots… Problème-type: L’aluminium réagit avec le chlore gazeux pour produire du chlorure d’aluminium. 2 Al(s) + 3Cl2 (g)  2AlCl3 ΔHorxn = -1408 kJ Quelle est la variation de l’enthalpie lorsque 1 kg de Al réagit complètement avec un excès de chlore?

Étapes : 1- Qu’est-ce que je sais? Deux moles de Al  -1408 kJ Donc n1 = 2 et H1 = -1408 kJ

Étapes : 2- Je transforme les masses en moles (à travers la masse molaire) :

2- Je transforme les masses en moles (à travers la masse molaire) : Masse molaire de Al = 26,98 g/mol

Étapes : 3- J’applique http://www.wwnorton.com/college/chemistry/gilbert/tutorials/interface.asp?chapter=chapter_11&folder=estimating_enthalpy

Stœchiométrie et équations thermochimiques Lecture des pages 299 à 304 du manuel de Chimie 12. Voir exemple page 303 et 304 Pratiquons-nous page 305 #21 et 25 Pratique-toi Page 305 du manuel de Chimie 12 #22,23,26,27 et 30 pour le prochain cours.

5.3 La loi de Hess

Résultats d’apprentissage Je peux expliquer la loi de Hess à l’aide d’exemples de réactions. Je peux comparer les transformations énergétiques qui s’opèrent lors de la formation et de la rupture des liaisons chimiques dans les réactions endothermiques et exothermiques. Je peux décrire l’influence de la masse, de la capacité thermique et de la température d’un corps sur la quantité de chaleur qu’il absorbe ou qu’il dégage. Je peux écrire des équations thermochimiques en exprimant la variation énergétique sous la forme ΔH ou à l’aide d’un terme énergétique inséré dans l’équation. J e peux résoudre des problèmes à l’aide de l’équation Q = m c Δ T. Je peux résoudre divers problèmes en appliquant la loi de Hess. Je peux calculer des chaleurs de réactions chimiques à partir d’un tableau de valeurs des enthalpies standard de formation. Je peux communiquer oralement et par écrit dans différents contextes en se servant des termes justes.

Loi de Hess (loi d’additivité des chaleurs) Il est très souvent impossible de mesurer directement par calorimétrie la chaleur d’une réaction chimique, parce que: La réaction est trop lente, Trop rapide, Trop violente, etc. La loi de Hess devient à ce moment un outil indispensable.

Chimiste russe d’origine suisse (1802-1850). Germain Henri Hess Germain Hess observa, dans les années 1840, le comportement des réactions chimiques. Il formula une loi, la loi de l'additivité des chaleurs. Ensuite, cette loi devint la loi de Hess. Il a découvert la deuxième loi de la thermodynamique. Chimiste russe d’origine suisse (1802-1850).

Deuxième loi de la thermodynamique Cette loi stipule que la chaleur de réaction d’une réaction chimique est égale à la somme des chaleurs de réaction des réactions partielles impliquées. Par exemple et ont la même valeur d’enthalpie totale De plus, la chaleur d’une réaction est indépendante du chemin que prend cette réaction Ici, deux chemins différents partent du même point de départ et se rendent au même point d’arrivé.

Applications de la loi de Hess Cette méthode est semblable à un système d'équations en mathématiques. On additionne algébriquement les réactions chimiques. Il y a, cependant, quelques règles à respecter: 1-Tous les termes d'un même côté de la flèche s'additionnent. 2- Les termes situés de chaque côté de la flèche se soustraient. 3- On peut multiplier ou diviser tous les termes de l'équation par le même entier ou la même fraction sans oublier la valeur de ΔH correspondante. 4- On peut inverser une équation. Les produits deviennent réactifs et les réactifs deviennent produits. On multiplie alors la valeur de ΔH par -1. 5- Il faut tenir compte de l'état solide (s), liquide (l), gazeux (g) ou aqueux (aq) de chaque substance impliquée dans les équations.

Exemple S (s) + H2 (g) + 2 O2 (g)  H2SO4 (l) (1) ΔH = ??? Trouve la chaleur molaire (Δ H) de formation de H2SO4 (l) dans l’équation ci-dessous, S (s) + H2 (g) + 2 O2 (g)  H2SO4 (l) (1) ΔH = ??? en te servant des trois équations connues suivantes. SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (l) (2) ΔH = -80 kJ/mol S (s) + 3/2 O2 (g)  SO3 (g) (3) ΔH = -395 kJ/mol H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) (4) ΔH = -286 kJ/mol Étape 1 : balancer les équations 2 à 4 pour que les réactifs et les produits soient en quantités égales à celles de la réaction 1. Si on multiplie l’équation, il faut aussi multiplier la valeur de l’énergie. Dans ce cas-ci, l’équation est balancée. Étape 2 : inverser, au besoin, les équations des réactions 2 à 4 pour que les espèces chimiques se trouvent du même côté de la flèche. Dans ce cas-ci, tout est du bon côté.

Maintenant, on doit… Étape 3 : Éliminer les espèces chimiques semblables situées de part et d’autre de la flèche. Étape 4 : Additionner algébriquement les espèces chimiques qui se trouvent d’un même côté de la flèche. Étape 5 : Additionner toutes les énergies des réactions individuelles en tenant compte du signe, pour obtenir la chaleur totale de la réaction de référence.

S (s) + H2 (g) + 2 O2 (g)  H2SO4 (l) (1) En te servant des trois équations connues suivantes. SO3 (g) + H2O (l)  H2SO4 (l) (2) ΔH = -80 kJ/mol S (s) + 3/2 O2 (g)  SO3 (l) (3) ΔH = -395 kJ/mol H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) (4) ΔH = -286 kJ/mol S (s) + H2 (g) + 2 02 (g)  H2SO4 (l) (1) ΔH = -761 kJ/mol

Exercice CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  2 H2O (l) + CO2 (g) (1) ΔH = ? Trouve la chaleur molaire (Δ H) de combustion de l’alcool méthylique dans l’équation ci-dessous, CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  2 H2O (l) + CO2 (g) (1) ΔH = ? en te servant des trois équations connues suivantes. - 572 H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) (2) ΔH = -286 kJ/mol 1 X2 2 2 C(s) + 2H2 (g) + ½ O2 (g)  CH3OH (l) (3) ΔH = -239 kJ/mol -1 CH3OH (l)  C(s) + 2H2 (g) + ½ O2 (g) (3) ΔH = +239 kJ/mol C (s) + O2 (g)  CO2 (g) (4) ΔH = -394 kJ/mol Réponse : -727 kJ /mol Source: Apprentissage électronique Ontario

Vérifie tes connaissances: Réponds aux questions 13-19 de la page 317 du manuel de Chimie 12. Exercices # 41,42 de la page 316 et # 50 de la page 317 pour le prochain cours.

Enthalpie de formation

Calcul de la chaleur de réaction à partir de l’enthalpie de formation de composés L'enthalpie standard de formation, ∆H à T, d'un composé chimique, est la quantité d’énergie absorbée ou émise lorsqu’une mole de ce composé se forme de façon directe à l’aide de ses éléments pris dans l’état standard. Exemple: C(s) + ½ O2(g) → CO(g), ∆H = -110,5 kJ. Par définition, l’enthalpie de formation des éléments est nulle. Vidéo: https://fr.khanacademy.org/science/chemistry/thermodynamics-chemistry/enthalpy-chemistry-sal/v/heat-of-formation o f

Calcul de la chaleur de réaction à partir de l’enthalpie de formation de composés À partir des chaleurs de formation des composés, on peut calculer la variation d’enthalpie d’une réaction chimique. « n », représente le coefficient molaire de chaque composé dans l’équation chimique équilibrée.

Calcul de la chaleur de réaction à partir de l’enthalpie de formation de composés Le Annexe B de ton manuel de chimie 12 page 743, nous donne l’enthalpie de formation de divers composés. Voir exemples de calculs pages 321 et 322 du manuel de chimie 12 Pratique-toi Exercices # 51,53 et 59 page 323 à faire pour le prochain cours.

Laboratoire virtuel-Loi de Hess Clique ici pour faire le laboratoire virtuel de la loi de Hess: https://csdccs.apprentissageelectroniqueontario.ca/content/enforced/7937586-I_sch4u_abergeron_1516/unite3/media/oai/schu08_oai_2_3_1_1/index.html?ou=7937586