Cas d'étude thermochimique - Interactions entre matière et énergie

• 1 Système : partie de l'univers étudiée
• 2 Environnement : le reste de l'univers
• 3 Frontière : surface séparant le système de l'environnement

• 1 Système ouvert : échange de matière et d'énergie
• 2 Système fermé : échange d'énergie seulement
• 3 Système isolé : aucun échange

Les variables d'état (pression, volume, température, composition) décrivent l'état d'un système. Les fonctions d'état (énergie interne U, enthalpie H, entropie S) ne dépendent que de l'état initial et final.

Le premier principe de la thermodynamique exprime la conservation de l'énergie. Pour un système thermodynamique :

Où :

• ΔU est la variation d'énergie interne du système
• Q est la chaleur échangée avec l'extérieur
• W est le travail échangé avec l'extérieur

• 1 Q > 0 : le système reçoit de la chaleur
• 2 Q < 0 : le système cède de la chaleur
• 3 W > 0 : le système reçoit du travail
• 4 W < 0 : le système fournit du travail

L'enthalpie (H) est une fonction d'état définie par : H = U + PV

Avec U l'énergie interne, P la pression et V le volume.

À pression constante, la variation d'enthalpie est égale à la chaleur échangée : ΔH = Qp

L'enthalpie de réaction (ΔHr) est la variation d'enthalpie lors d'une transformation chimique à pression constante.

• 1 ΔHr < 0 : réaction exothermique (libération de chaleur)
• 2 ΔHr > 0 : réaction endothermique (absorption de chaleur)

L'enthalpie de formation standard (ΔHf°) est la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments dans leurs états standards.

Par convention, ΔHf° = 0 pour les éléments dans leur état standard.

La variation d'enthalpie d'une réaction chimique ne dépend que des états initial et final, et non du chemin suivi.

ΔHtotal = Σ(ΔHi) pour toutes les étapes intermédiaires.

La loi de Hess permet de calculer des enthalpies de réaction à partir d'autres réactions connues.

Exemple : Si on connaît les enthalpies de formation de CO₂ et H₂O, on peut calculer l'enthalpie de combustion du méthane.

Un calorimètre est un dispositif isolé thermiquement permettant de mesurer la chaleur échangée lors d'une réaction chimique ou d'un phénomène physique.

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.

Pour un corps de masse m, de capacité thermique massique c, subissant une variation de température ΔT :

Pour un calorimètre de capacité thermique Ccal :

ΔHr = -qtotal / n

Où n est le nombre de moles de réactif limitant.

Le signe négatif est ajouté car la chaleur mesurée est celle absorbée par le calorimètre.

• 1 Combustion des gaz dans les fours
• 2 Évaporation de l'eau (processus endothermique)
• 3 Réactions de cuisson (caramelisation, Maillard)

• 1 Centrales thermiques : combustion → électricité
• 2 Piles à combustible : H₂ + O₂ → énergie électrique
• 3 Réactions de stockage d'énergie

• 1 Combustion des glucides (exothermique)
• 2 Photosynthèse (endothermique)
• 3 Réactions enzymatiques

ΔHr° = -890,3 kJ/mol

Cette réaction est fortement exothermique, libérant une grande quantité d'énergie.

Données :

• ΔHf°(CH₄,g) = -74,8 kJ/mol
• ΔHf°(O₂,g) = 0 kJ/mol (élément dans son état standard)
• ΔHf°(CO₂,g) = -393,5 kJ/mol
• ΔHf°(H₂O,l) = -285,8 kJ/mol

Le méthane est un combustible fossile important utilisé pour le chauffage domestique, la production d'électricité et comme matière première dans l'industrie chimique.

ΔHr° = -57,3 kJ/mol

La réaction de neutralisation acido-basique est toujours exothermique.

On mélange 50 mL de HCl 1,0 M avec 50 mL de NaOH 1,0 M dans un calorimètre.

Température initiale : 22,0°C, Température finale : 28,5°C

Capacité thermique du calorimètre : 100 J/°C

Volume total = 100 mL, densité ≈ 1,0 g/mL

Capacité thermique massique de la solution = 4,18 J·g⁻¹·°C⁻¹

ΔT = 28,5 - 22,0 = 6,5°C

Chaleur absorbée par la solution : qsol = m×c×ΔT = 100×4,18×6,5 = 2717 J

Chaleur absorbée par le calorimètre : qcal = Ccal×ΔT = 100×6,5 = 650 J

Chaleur totale absorbée : qtotal = 2717 + 650 = 3367 J

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

ΔT = 32,5 - 20,0 = 12,5°C

Chaleur absorbée par l'eau : qeau = m×c×ΔT = 500×4,18×12,5 = 26 125 J

Chaleur absorbée par le calorimètre : qcal = Ccal×ΔT = 200×12,5 = 2 500 J

Chaleur totale absorbée : qtotal = 26 125 + 2 500 = 28 625 J

Chaleur libérée par la combustion : qcomb = -28 625 J

Masse de butane : m = 0,50 g

Masse molaire : M = 58,12 g/mol

Nombre de moles : n = m/M = 0,50/58,12 = 0,0086 mol

Chaleur libérée par mole : qmol = qcomb/n = -28 625/0,0086 = -3 328 488 J/mol = -3 328 kJ/mol

ΔHc°(expérimental) = -3 328 kJ/mol

Valeur tabulée : ΔHc° = -2877 kJ/mol

Écart absolu : | -3 328 - (-2 877) | = 451 kJ/mol

Écart relatif : (451/2877) × 100 = 15,7%

Les erreurs expérimentales (pertes thermiques, mesures imprécises) expliquent cet écart.

• 1 Conservation de l'énergie (premier principe)
• 2 Enthalpie de réaction : ΔHr = Σ(Hproduits) - Σ(Hréactifs)
• 3 Loi de Hess : additivité des enthalpies
• 4 Calorimétrie : mesure des échanges thermiques

• 1 ΔHr < 0 : réaction exothermique (énergie libérée)
• 2 ΔHr > 0 : réaction endothermique (énergie absorbée)

• 1 ΔU = Q - W (premier principe)
• 2 ΔH = Qp (à pression constante)
• 3 q = mcΔT (calorimétrie)
• 4 ΔHr = Σ(ΔHf°produits) - Σ(ΔHf°réactifs)