Réactions endothermiques et exothermiques

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1 Réactions endothermiques et exothermiques
Chapitre 4 Réactions endothermiques et exothermiques

2 L’Énergie Unité de mesure: le joule (J) C’est la capacité à
Effectuer un travail Provoquer un changement Unité de mesure: le joule (J)

3 Types d’énergie: Énergie potentielle Énergie cinétique
Énergie de réserve Énergie associée au mouvement Énergie chimique Emmagasinée dans les molécules Énergie thermique

4 Loi de la conservation de l’énergie
L’énergie ne peut être ni crée, ni détruite. Elle peut être: Transformée (passe d’une forme à une autre) Transférée (passe d’un milieu à un autre) Un transfert d’énergie s’accompagne généralement d’une transformation d’énergie.

5 Chaleur et température
Dépend de la vitesse des particules. C’est la mesure de leur degré d’agitation. Se mesure en oC. Chaleur (Q): Dépend à la fois de la vitesse des particules et de la quantité de matière. Se mesure en Joules (J).

6 Q = mc∆T Chaleur absorbée ou dégagée par une substance: Où:
Q = chaleur absorbée ou dégagée m = masse de la substance c = capacité thermique massique ∆T = variation de température en oC (T2 – T1) Si Q est positif: l’énergie est absorbée Si Q est négatif: l’énergie est dégagée

7 Capacité thermique massique (c):
Quantité d’énergie nécessaire pour que 1 g de substance augmente de 1oC. Unité de mesure: J/goC Capacité thermique massique de l’eau: ceau = 4,19 J/goC

8 Transformations et absorption ou dégagement d’énergie

9 Réaction endothermique:
Absorbe de l’énergie Requiert un apport constant d’énergie Réaction exothermique: Dégage de l’énergie Peut nécessiter une amorce (énergie d’activation)

10 Équation thermique Réaction endothermique: l’énergie est placée avec les réactifs Ex.: N2(g) + 2O2(g) + 66,4 kJ → 2 NO2(g) Réaction exothermique: l’énergie est placée avec les produits: Ex.: N2(g) + 3H2(g) → 2 NH3(g) + 92,2 kJ

11 Dans une équation thermique, la quantité d’énergie est proportionnelle à la quantité de substance (masse ou nombre de moles). Exemple: Soit la réaction suivante: CO2(g) ,5 kJ → C(s) + O2(g) Si la réaction a absorbé 200 kJ, quelle masse de carbone a été produite? É : C(s) 393,5 kJ 1 mol 12,01 g 200 kJ x 12,01 x ,5 = 6,10 g

12 Enthalpie (H): énergie interne contenue dans les molécules ou les atomes.
Énergie cinétique: Mouvement des électrons dans l’atome Mouvements des molécules Énergie potentielle Force d’attraction entre les électrons et le noyau Force d’attraction entre les atomes d’une molécule Force d’attraction entre les molécules Force de cohésion dans le noyau des atomes

13 L’enthalpie étant très difficile à mesurer, on mesure plutôt la variation de l’enthalpie lors d’une transformation physique ou chimique. Variation d’enthalpie (ΔH): énergie absorbée ou dégagée par une réaction. Elle correspond à la chaleur de réaction (Q). ΔH = Hp - Hr

14 Enthalpie en fonction de la progression de la réaction
L’enthalpie étant propre à chaque substance, les réactifs et les produits ne possèdent habituellement pas la même enthalpie.

15 Réaction exothermique
Une partie de l’énergie interne des molécules est transformée en énergie thermique qui est libérée dans le milieu. Hp - Hr = - Énergie 2 façons de représenter la réaction: Réactifs Produits + Énergie Réactifs Produits ΔH = -Énergie

16 Réaction endothermique
Une partie de l’énergie interne des molécules est transformée en énergie thermique qui est libérée dans le milieu. Hp - Hr = + Énergie 2 façons de représenter la réaction: Réactifs + Énergie Produits Réactifs Produits ΔH = +Énergie

17 Chaleur molaire de réaction
Quantité d’énergie absorbée ou dégagée par la transformation d’une mole d’un réactif ou la formation d’une mole de produit. Elle se mesure en kJ/mol Exemple: si: 2 H2(g) + O2(g)  2H2O(g) ,6 kJ alors: ΔH = - 483,6 kJ ou ΔH = - 241,8 kJ/mol

18 Chaleur massique de réaction
Quantité d’énergie absorbée ou dégagée par la transformation d’un gramme d’un réactif ou la formation d’un gramme de produit. Elle se mesure en kJ/g