Réactions chimiques exothermiques et endothermiques - Interactions entre matière et énergie

Une réaction chimique endothermique est une réaction qui absorbe de l'énergie de l'environnement. L'énergie des produits est supérieure à celle des réactifs. Ces réactions refroidissent leur environnement.

• 1 Absorption de chaleur de l'environnement
• 2 Refroidissement du système
• 3 Énergie des produits > énergie des réactifs
• 4 ΔH > 0 (enthalpie positive)

L'enthalpie (H) est une grandeur thermodynamique qui mesure le contenu énergétique d'un système à pression constante. La variation d'enthalpie (ΔH) lors d'une réaction chimique est égale à la chaleur échangée à pression constante.

• 1 ΔH < 0 : réaction exothermique (énergie libérée)
• 2 ΔH > 0 : réaction endothermique (énergie absorbée)
• 3 ΔH = 0 : réaction isothermique (pas d'échange net d'énergie)

L'énergie libre de Gibbs (ΔG) détermine si une réaction est spontanée ou non :

Si ΔG < 0, la réaction est spontanée.

ΔH = -890,3 kJ/mol (fortement exothermique)

ΔH ≈ -57,3 kJ/mol (réaction exothermique)

ΔH = -483,6 kJ/mol (libération importante d'énergie)

ΔH = +571,6 kJ/mol (fortement endothermique)

ΔH = +25,7 kJ/mol (refroidissement du mélange)

ΔH = +2803 kJ/mol (absorption d'énergie lumineuse)

Dans une réaction exothermique, l'énergie des réactifs est supérieure à celle des produits. Le diagramme montre une baisse d'énergie entre les réactifs et les produits, avec éventuellement un pic d'énergie d'activation.

Dans une réaction endothermique, l'énergie des réactifs est inférieure à celle des produits. Le diagramme montre une augmentation d'énergie entre les réactifs et les produits.

L'énergie d'activation (Ea) est l'énergie minimale nécessaire pour initier une réaction chimique. Elle correspond au pic d'énergie entre réactifs et produits dans le diagramme énergétique.

• 1 Combustion des carburants dans les moteurs
• 2 Chauffage par combustion de gaz
• 3 Réactions dans les batteries
• 4 Neutralisation acido-basique dans les médicaments

• 1 Réfrigération par dissolution de sels
• 2 Photosynthèse dans les plantes
• 3 Processus de décomposition
• 4 Réactions dans les packs froids

Un calorimètre est un dispositif utilisé pour mesurer la quantité de chaleur échangée lors d'une réaction chimique. Il permet de déterminer la variation d'enthalpie (ΔH) d'une réaction.

Le principe repose sur la conservation de l'énergie : la chaleur libérée ou absorbée par la réaction est égale à la chaleur absorbée ou libérée par le calorimètre et ses composants.

Où q est la quantité de chaleur, m la masse, c la capacité thermique massique, et ΔT la variation de température.

Où n est le nombre de moles de réactif limitant.

La température influence la vitesse des réactions chimiques. Pour les réactions exothermiques, une augmentation de température favorise les réactifs (déplacement de l'équilibre selon le principe de Le Chatelier). Pour les réactions endothermiques, une augmentation de température favorise les produits.

Les catalyseurs abaissent l'énergie d'activation d'une réaction sans modifier la variation d'enthalpie (ΔH). Ils permettent aux réactions de se produire plus facilement à température ambiante.

Augmenter la concentration des réactifs augmente la fréquence des collisions entre molécules, ce qui augmente la vitesse de la réaction. Cependant, cela ne modifie pas la valeur de ΔH.

Ou sous forme ionique :

Masses de la solution : m = 100 mL × 1,0 g/mL = 100 g

Variation de température : ΔT = 27,5 - 22,0 = 5,5°C

Nombre de moles de HCl (limitant) : n = 0,050 L × 1,0 mol/L = 0,050 mol

Comme ΔH < 0, la réaction est exothermique. Elle libère de la chaleur et la température du système augmente.

• 1 Libération d'énergie (ΔH < 0)
• 2 Température du système augmente
• 3 Énergie des produits < énergie des réactifs
• 4 Exemples : combustion, neutralisation acido-basique

• 1 Absorption d'énergie (ΔH > 0)
• 2 Température du système diminue
• 3 Énergie des produits > énergie des réactifs
• 4 Exemples : photosynthèse, dissolution de certains sels