Transformation de l’énergie

1. Transformation de l’énergie Absorption et dégagement d’énergie dans une réaction chimique

2. Rappel : endothermique vs. exothermique • Réaction endothermique • Réaction qui absorbe de l’énergie  Baisse de température du milieu • Besoin constant d’énergie pour se produire • Exemples : • Fonte de la neige ou évaporation d’un parfum. • Réaction exothermique • Réaction qui dégage de l’énergie  Hausse de température du milieu • Parfois besoin d’énergie pour s’amorcer • Exemples : • Combustion, respiration cellulaire • Important : Une transformation physique ou chimique peut être endothermiqueou exothermique. La distinction est généralement la quantité d’énergie impliqueé. http://www.meteolaurentides.com/Multimedia.htm http://en.wikipedia.org/wiki/Combustion

3. Équation thermique • Pour montrer qu’une réaction est endothermique ou exothermique • On inscrit dans l’équation la quantité d’énergie absorbée ou dégagée. • Endothermique : avec les réactifs • H2O(s)+ 6 kJ  H2O(l) • Exothermique : avec les produits • CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)+ 890 kJ • La quantité d’énergie inscrite dépend de la quantité (nb. moles) de substance. • Les principes de stœchiométrie s’appliquent. • Exemple : • Synthèse d’une mole de NO2 demande 33,2 kJ • Équation : N2(g) + 2 O2(g) + 66,4 kJ  2 NO2(g)

4. Enthalpie • Pourquoi certaines transformation dégagent de l’énergie et d’autres en absorbent? • Dépende l’énergie interne des réactifs et des produits (enthalpie). • D’où provient cette énergie? • Accumulée lors de la formation de la particule (atome ou molécule). • Diverses sources : • Énergie cinétique du mouvement des particules • Énergie potentielle des forces d’attraction (électrons vs. noyau) • Énergie potentielle des forces d’attraction (entre les atomes d’une molécule) • Énergie potentielle des forces d’attraction (entre les particules) • L’enthalpie d’une substance est très difficile à déterminer directement, on mesure plutôt la chaleur impliquée dans une réaction,

5. Variation d’enthalpie (∆H) • Énergie absorbée ou dégagée par une réaction à température et pression constante. • Aussi appelée chaleur de réaction. • Correspond à la différence entre l’enthalpie des produit et celle des réactifs • ∆H = Hp – Hr • On parle parfois de variation d’enthalpie dans des conditions normalisées : • ∆H0 • Température de 25°C • Pression de 101,3 kPa • Concentration des solutions aqueuses de 1 mol/L

6. ∆H d’une réaction exothermique • Par convention : • On associe une valeur négative à l’énergie dégagée ou à l’enthalpie d’une réaction exothermique • Donc : Réactifs  Produits ∆H = -énergie OU Réactifs  Produits + énergie

7. ∆H d’une réaction endothermique Réactifs  Produits ∆H = énergie OU Réactifs + énergie  Produits

8. Diagrammes d’enthalpies • Les enthalpies réelles sont très difficile à déterminer. • Par convention : • Enthalpie des réactifs est placé à 0 sur le diagramme • Enthalpie des produits est placé en fonction de la réaction • Négatif si exothermique • Positif si endothermique • Exemples : p.171

9. Chaleur molaire de réaction • Quantité d’énergie absorbée ou dégagée par la transformation d’une mole d’une substance. • Exprimée en kJ/mol • On l’identifie pour une substance d’une réaction, mais elle s’applique aussi aux autres substances. • Exemple : • Chaleur molaire de combustion du méthane (CH4) est de -890 kJ/mol de CH4 • CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) • Réaction de 1 mol de CH4 dégage 890 kJ • Réaction de 2 mol de O2dégage 890 kJ • Production de 1 mol de CO2dégage 890 kJ • Production de 2 mol de H2Odégage 890 kJ