CHIMIE 12 (ch. 5 dans le manuel p. 220)

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1 CHIMIE 12 (ch. 5 dans le manuel p. 220)

2 Module 1 – La thermochimie
Chapitre 5 – Les variations d’énergie Page 218 – Les variations d’énergie et la vitesse des réactions NITROGLYCÉRINE (Très instable)

3 Variation d’énergie pour vous veux dire quoi ? Énergie :
tout ce qui permet d’effectuer un travail fabrique de la chaleur fabrique de la lumière fabrique un mouvement

4 Grec – ergos = travail Unité officiel = Joule
Énergie Grec – ergos = travail Unité officiel = Joule Il est défini comme étant le travail produit par une force de 1 newton dont le point d'application se déplace de 1 mètre dans la direction de la force.

5 Quand est-ce qu’il y a des variations d’énergie ?
Cube de glace qui fond Une chandelle qui brûle Combustion de gaz naturel Production d’électricité (à la grande échelle)

6 Thermodynamique : étude de l’énergie et du transfert d’énergie. Thermochimie : étude de l’énergie présente ds (dans) les réactions chimiques. Des réactions nucléaires : mettent en jeu des changements ds les noyaux des atomes.

7 Loi de la conservation de l’énergie :
l’énergie totale de l’univers est constante. On ne peut ni créer ni détruire de l’énergie. Cependant, l’énergie peut se transférer d’une substance à une autre ou se convertir en différentes formes.

8 Système : Portion de l’univers qui fait l’objet d’une étude et d’une observation. Milieu extérieur : comprend tout le reste de l’univers qui est susceptible à être touché par les variations d’énergie du système.

9 Exemple : un bécher avec une solution
Exemple : un bécher avec une solution. La solution est le système (réactifs et les produits), et le bécher, le laboratoire et l’élève nous donne le milieu extérieur, tout le reste de l’univers. (techniquement… au sommet du mont Everest, il ferait partie du milieu extérieur… mais pas en réalité..)

10 ∆Eunivers = ∆Esystème + ∆Emilieu extérieur = 0

11 Énergie cinétique : énergie associée au mouvement. Énergie potentielle : énergie que possède un objet en fonction de sa position ds l’espace.

12 Chaleur  Q: est le terme utilisé pour décrire le transfert d’énergie thermique. (mesurée en joule J ) Exemple : de fermer la porte ds une maison pour garder la chaleur ; on ne veut pas que l’énergie cinétique de ta maison chaude se transfert aux objets plus froids Température  T : est une mesure de l’énergie cinétique moyenne de particules formant une substance ou un système Exemple : une manière de mesurée physiquement laquelle des substances est plus chaude ou froide…

13 L’échelle degré Celsius ; Kelvin … T K = T oC + 273
Zéro absolu = 0K, -273oC Exemple : Une cuillère à thé d’eau bouillante possède une température plus élevée qu’un bain d’eau tiède, MAIS l’H2O ds le bain possède plus d’énergie thermique au total et peut donc transférer plus de chaleur à un objet froid. Question : lequel aimeriez-vous mieux pour vous garder chaud durant une nuit froide ? Une cuillère à thé d’eau bouillante, ou un bain d’eau tiède ?

14 L’enthalpie et la variation de l’enthalpie
L’enthalpie H: énergie interne totale d’une substance à une pression constante. Fonction d’état servant à quantifier l’énergie totale (cinétique et potentielle) d’une substance, susceptible de changement au cours d’une réaction chimique.

15 La variation de l’enthalpie ∆H:
la variation de la chaleur dans un système à une pression constante. L’enthalpie est une fonction d’état et une propriété générale (déterminée seulement par les conditions présentées, et qui dépend de la substance qui est présente).

16 Une variation de l’enthalpie est égal au transfert de chaleur pour un système à PRESSION CONSTANTE.
Du point A au point B, il n’y a pas de différence comment on se rend, ou la position comme telle, mais seulement la variation… où il se situe un par rapport à l’autre.

17 Les liaisons chimiques sont des sources d’énergies
emmagasinées. Il faut de l’énergie pour briser une liaison chimique (il faut ajouter de l’énergie pour effectuer le travail). L’énergie est dégagée lorsqu’on crée une liaison chimique. L’énergie était emmagasinée

18 Réaction endothermique :
le système absorbe de l’énergie (lorsqu’il y a rupture de liaison chimique) Réaction exothermique : le système libère de l’énergie (lorsqu’il y a création de

19 Liaisons rompues  liaisons formées
Réactifs  Produits Liaisons rompues  liaisons formées Énergie absorbée > énergie émise Énergie absorbée < Énergie émise Réaction endothermique (système absorbe de l’énergie) Réaction exothermique (système libère de l’énergie)

20 L’enthalpie de réaction  ∆Hrxn :
la variation de l’enthalpie ds une réaction chimique Dépend de la température et de la pression. L’enthalpie standard de réaction ∆Horxn (ou chaleur de réaction) : la variation de l’enthalpie d’une réaction chimique à TAPN (température ambiante et pression normale – température = 25 degré Celsius, pression = 100 kPa.)

21 Équation thermochimique :
équation équilibrée qui indique la quantité d’énergie qui est libérée ou absorbée Représentation d’une réaction exothermique Exemple : 2H2 + O2 → 2H2O + 571,6 kJ Ou bien 2H2 + O2 → 2H2O ∆Horxn  = - 571,6kJ Exo = + le côté des produits Exo = la valeur est négative

22 Dans une réaction exothermique, l’enthalpie standard de réaction (la variation de l’énergie d’une réaction chimique à TAPN) est toujours un chiffre négatif. (elle n’est plus dans la réaction - énergie est libérée)

23 Représentation d’une réaction endothermique
Exemple : 117,3 kJ + MgCO3 → MgO + CO2 Ou bien MgCO3 → MgO + CO2 ∆Horxn  = +117,3 kJ Endo = + le côté des réactifs Endo = la valeur est positive

24 EXOTHERMIQUE Système dégage de l’énergie, forme la liaison

25 ENDOTHERMIQUE MgO(s) + CO2(g) MgCO3(s)
∆H = kJ Enthalpie H MgO(s) + CO2(g) MgCO3(s) (Réactifs) (Produits) Système absorbe de l’énergie, brise la liaison

26 La stœchiométrie et les équations thermochimiques
Dans une réaction chimique, l’enthalpie de réaction est dépendante de façon linéaire de la quantité de produits. Exemple : MgCO3  MgO + CO2 ∆Horxn  = +117,3 kJ 2MgCO3  2 MgO + 2 CO2 ∆Horxn  = +234,6 kJ

27 Une réaction est exothermique – de petite à grande échelle peut devenir dangereuse
Problème Al + Cl2  AlCl3 ∆Ho  = kJ Quelle est la variation de l’enthalpie lorsque 1,0 kg d’Al réagit de façon complète avec Cl2 en excès?

28 Les variations thermiques et les transformations physiques
L’enthalpie de : Évaporation (liquide à gaz) ∆Hevap Condensation (gaz à liquide) ∆Hcond ∆Hevap = - ∆Hcond

29 Fusion (solide à liquide)
∆Hfus Solidification (Liquide à solide) ∆Hsol ∆Hfus = -∆Hsol

30 Si on ajoute de la chaleur à une substance, la température augmente.
Cependant, la température demeure stable lorsque la substance change d’état. (solide/liquide/gaz)

31 Point d’ébullition Gaz liquide Point de fusion solide Chaleur ajoutée
M P É R A U

32 Les compresses chaudes et froides
Dissolution : capacité de dissoudre (température, taille des particules, agitation) ∆Hsoln = enthalpie de solution (Lorsqu’elle est formée) Lecture des compresses : Page 228

33 Compresse froide sel se dissout prend de la chaleur (énergie) pour dissoudre endothermique réduit l’inflammation de l’articulation rupture de liaison

34 Compresse chaude exothermique dégage de la chaleur création de liaison

35 L’énergie et les réactions nucléaires
Réaction nucléaire Une réaction où il y a des changements dans le noyau de l’atome et est accompagnée d’une variation d’énergie (Une importante quantité de la masse des réactifs se convertit elle-même en énergie) E = mc2 E = énergie m = masse c = vitesse de la lumière = 3,00 ×108 m/s c2 = 9,0 × m2/ s2

36 (Même une petite masse donnera une grande quantité d’énergie)
Note : L’énergie des liaisons au niveau du noyau est plus grande que celle associée aux liaisons chimiques. Noyau est plus lourd ce qui implique qu’il est plus stable (généralement)

37 Fission et fusion nucléaire
Fission nucléaire une réaction où un noyau lourd se sépare en un noyau plus léger plus commune : fission de l’uranium Exemple : 1 mole d’uranium se fissionne (scinde) et dégage 2,1 × 1012 J d’énergie. En comparaison, 1 mole de charbon dégage seulement 3,9 × 10 6 J d’énergie. 1no + U  Kr + Ba + 3no + énergie 1no +  + 3no + énergie

38 Fusion nucléaire une réaction de noyaux légers pour donner un noyau plus lourd. Exemple : deutérium + tritium  hélium (produit 1,7×1012 J d’énergie)

39 Page Numéros : 2, 3, 4 (c- oxyde de calcium), 5, 8

40 Détermination de l’enthalpie de réaction
Afin de mesurer l’enthalpie d’un système, les chimistes mesurent la variation de la température du système. Chaleur massique (c) quantité d’énergie nécessaire pour élever la température par 1oC de 1g de substance unité : J / g* oC Utile afin de calculer la quantité d’énergie nécessaire pour réchauffer une masse donnée. Plus élevée qu’est la valeur, implique qu’il faut plus d’énergie pour augmenter ou diminuer la température. Exemple : l’eau

41 Capacité thermique (C)
Quantité d’énergie nécessaire pour élever la température d’un objet de 1oC (ou de 1K) Unité : kJ / oC Exemple : une baignoire et une tasse pleine d’eau. Tous les deux ont le même c, mais différent C. Baignoire avec une capacité thermique (C) plus élevée Page 235 Figure 5,12 Bois et l’aluminium

42 La formule suivante nous permet de calculer Q :
Q = mc∆T Q = chaleur (J) m = masse (g) c = chaleur massique ( J / g * oC ) ∆T = variation de la température (Tf – Ti)

43 Ds votre tableau périodique – 2e feuille – milieu à gauche :
Chaleurs spécifiques des substances pures Page – 234 – manuel (Tableau) Notez bien : des constantes : tous les échantillons d’une même substance ont la même chaleur massique.

44 Exercices – petite page photocopiée

45 Loi de Hess : La loi de l’additivité des chaleurs
Détermine la variation de l’enthalpie de n’importe quelle réaction qui dépend seulement des réactifs et des produits Est indépendante du cheminement du processus et du nombre d’étapes dans le processus. La variation de l’enthalpie pour un processus est indépendante du cheminement suivi par le processus.

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47 Exemple : La formation de dioxyde de carbone (2 façons)
Première façon : C + ½ O2  CO ∆H = kJ CO + ½ O2  CO2 ∆H = kJ Deuxième façon C + O2  CO2 ∆H = kJ N.B. Le résultat net est identique dans les deux façons.

48 Diagramme d’enthalpie :
Enthalpie H C + O2 CO + ½ O2 ΔH = kJ ΔH = kJ CO2 Produits Réactifs ΔH = kJ

49 La loi de Hess et la combinaison algébrique
D’après la loi de Hess, nous pouvons calculer la variation de l’enthalpie en additionnant les équations de la réaction en question.

50 Exemple : la décomposition du peroxyde d’hydrogène
1. H2O2  H2 + O2 ΔHo = kJ 2. H2 + ½ O2  H2O ΔHo = kJ 3. H2O2  H2O + ½ O2 ΔHo = ? kJ ÉQUATION CIBLE 1 H2O  H2 + O2 + 2 H2 + ½ O2  H2O H2O  H2O + ½ O2

51 Les H2 s’annulent – 1 mole de chaque côté
H2O2  H2O + ½ O2 i.e ΔHo = kJ – 286 kJ = -98 kJ

52 Diagramme d’enthalpie
H2 + O2 H2O2 H2O + ½ O2 +188 kJ - 98 kJ -286 kJ

53 Nous pouvons manipuler une équation d’après les façons suivantes :
inverse l’équation et change le signe de l’enthalpie multiplie tous les coefficients et l’enthalpie de la réaction par le même nombre Tout ceci afin d’obtenir l’équation cible.

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55 Le résultat final de l’addition des enthalpies de formation
ou de l’addition des équations est le même, parce que les équations de formation mettent en jeu des éléments ds leur état standard, et que ces dernières vont toujours s’annuler, ne laissant que les composés ou les éléments qui sont ds l’équation cible.

56 Par exemple : CO + ½ O2  CO2 Équation cible Pour atteindre l’équation cible, nous pouvons additionner les équations suivantes : C + O2  CO2 CO  C + ½ O2 + C + O2 + CO  CO2 + C + ½ O2 ½ O2 + CO  CO2 J’enlève ce qu’il y a de commun les 2 côtés de la réaction (en principe, si 1 côté = l’autre côté, je devrais pour l’ENLEVER!)

57 Problème : Détermine ΔHo étant donné les équations suivantes : 1. CO + ½ O2  CO2 ΔHo = kJ 2. 2Fe + 3/2 O2  Fe2O3 ΔHo = kJ Équation cible : Fe2O3 + 3CO  3CO2 + 2Fe

58 3 × eq 1 3CO + 3/2 O2  3CO2 ΔHo = 3 ×( - 283.0 kJ)
RÉPONSE 3 × eq 1 3CO + 3/2 O2  3CO2 ΔHo = 3 ×( kJ) Inverse # 2 Fe2O3  2Fe + 3/2 O2 ΔHo = - ( kJ) 3 CO + 3/2 O2 + Fe2O3  3CO2 + 2Fe + 3/2 O2 3CO + Fe2O3  3CO2 + 2Fe ΔHo = 3( kJ) + -( kJ) = kJ

59 Exercices – Page 247 # 13, 14, 15 (attention aux états des composés) et 16

60 L’utilisation de l’enthalpie standard de formation
(Présenter une autre méthode afin de calculer la variation d’enthalpie (ΔH) pour une équation cible) Réaction de formation : est une réaction où une substance se forme L’enthalpie standard de formation (ΔHof – unité kJ / mol) est l’énergie absorbée ou libérée lorsqu’une mole d’un composé se forme (de façon directe à l’aide de ses éléments dans leur état standard).

61 N.B – L’enthalpie de formation d’un élément en particulier dans son état standard est égale à zéro
Tableau 5.3 – manuel page 250 État standard : sa forme la plus stable ds des conditions normales 25oC et 100 kPa Exemple : Oxygène L’état standard d’oxygène : O2 + stable  ΔHof = 0 kJ/mol Ozone : O3  ΔHof = +143 kJ/mol

62 Le calcul des variations de l’enthalpie
ΔHo = ∑ (nΔHof produits) - ∑ (nΔHof réactifs) ∑ = somme n = coefficient molaire de chaque composé de l’équation chimique équilibrée

63 Par exemple : Combustion de méthane CH4
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O(g) ΔHo = ∑(nΔHof produits) - ∑(nΔHof réactifs) ΔHo = [ (1 mol × ΔHofCO2) + (2 mol × ΔHof H2O)] – [ (1mol × ΔHofCH4) + (2 mol × ΔHofO2)] ΔHo = [ (1mol × kJ/mol) + (2 mol × kJ/mol)] – [ (1 mol × kJ/mol) + (2 mol × 0)] ΔHo = [ kJ] – [-74.6 kJ] ΔHo = kJ

64 Lien entre l’addition de variations d’enthalpie de formation et la loi de Hess :
Équation cible : CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O(g) H2 + ½ O2  H2O(g) ΔHof = kJ C + O2  CO2 ΔHof = kJ C + 2H2  CH4 ΔHof = kJ

65 ΔHo = -483.6 kJ + (-393.5 kJ) + 74.6 kJ ΔHo = - 802.5 kJ MÊME VALEUR!
2 × éq H2 + O2  2H2O(g) ΔHof = 2 ( kJ) = kJ Rien C + O2  CO2 ΔHof = kJ Inverse # CH4  C + 2H ∆Hof = - ( kJ) = kJ 2 H2 + O2 + C + O2 + CH4  2H2O + CO2 + 2H2 + C 2 O2 + CH4  2H2O + CO2 ΔHo = kJ + ( kJ) kJ ΔHo = kJ MÊME VALEUR!

66 N.B. L’addition des enthalpies de formation est conforme à la loi de Hess. Cependant, les réactifs ne se décomposent pas généralement en leurs éléments avant de former les produits

67 Problème Fe2O3 + 3 CO  3CO2 + 2Fe ∆Ho = ? ∆Ho = ∑(n∆Hof produits) - ∑ (n∆Hof réactifs) ∆Ho = [(3 mol × ∆HofCO2) + (2 mol × ∆HofFe) ] – [ (1 mol × ∆HofFe2O3) + ( 3mol × ∆HofCO)] ∆Ho = [ (3 mol × kJ/mol) + (2 mol × 0 kJ/mol) ] – [ (1 mol × kJ/mol) + (3 mol × kJ/mol) ] ∆Ho = [ kJ] – [ kJ] ∆Ho = kJ

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