Combustion : Réaction chimique avec le dioxygène produisant de la chaleur.
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
ΔH°combustion = -890.4 kJ/mol
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
T = 298 K, P = 1 atm
ΔH°combustion = -890.4 kJ/mol (valeur négative = exothermique)
890.4 kJ d'énergie sont libérés par mole de CH₄ brûlée
Si on brûle 0.1 mol de CH₄, l'énergie libérée est : Q = 0.1 × 890.4 = 89.04 kJ
La combustion du méthane libère 890.4 kJ/mol d'énergie thermique
• État standard : Gaz à 1 atm, solutions à 1 M, T = 298 K
• Signe de ΔH° : ΔH° < 0 pour les réactions exothermiques
• Unités : kJ/mol de réactif limitant
Neutralisation : Réaction entre un acide et une base produisant de l'eau.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l)
ΔH°neutralisation = -57.3 kJ/mol
La formation de liaison H-O libère de l'énergie
Si 0.05 mol de H⁺ réagissent avec 0.05 mol de OH⁻, Q = 0.05 × 57.3 = 2.87 kJ libérés
La neutralisation acido-basique libère 57.3 kJ/mol d'énergie thermique
• Valeur typique : ~57.3 kJ/mol pour les acides et bases forts
• Observation : Augmentation de température du mélange
• Stoechiométrie : 1 mol H⁺ réagit avec 1 mol OH⁻
Formation : Réaction de synthèse d'une mole de composé à partir d'éléments dans leur état standard.
H₂(g) + 1/2O₂(g) → H₂O(l)
2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l)
ΔH°f(H₂O,l) = -285.8 kJ/mol
285.8 kJ sont libérés lors de la formation d'une mole d'eau
Pour 5 moles d'eau formée : ΔH = 5 × (-285.8) = -1429 kJ
L'enthalpie de formation de l'eau est de -285.8 kJ/mol
• Définition : Formation d'une mole de composé à partir d'éléments standards
• Éléments standards : ΔH°f = 0 pour éléments dans leur état standard
• Unités : kJ/mol de composé formé
Décomposition : Réaction qui casse une molécule en plusieurs composants simples.
CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g)
ΔH°décomposition = +178.3 kJ/mol
La réaction est endothermique (ΔH° > 0)
Se produit à haute température (>800°C)
Pour décomposer 2 moles de CaCO₃ : ΔH = 2 × 178.3 = 356.6 kJ absorbés
La décomposition du carbonate de calcium absorbe 178.3 kJ/mol
• Caractère endothermique : ΔH° > 0, nécessite apport d'énergie
• Application industrielle : Production de chaux vive
• Énergie requise : Pour rompre les liaisons chimiques
Enthalpie de formation : Énergie échangée lors de la formation d'une mole de composé à partir d'éléments purs.
Réaction : 1/2N₂(g) + 3/2H₂(g) → NH₃(g)
N₂(g) + 3H₂(g) → 2NH₃(g)
ΔH°réaction = -92.4 kJ
ΔH°f(NH₃,g) = -92.4 / 2 = -46.2 kJ/mol
46.2 kJ sont libérés lors de la formation d'une mole de NH₃
L'enthalpie de formation de NH₃(g) est de -46.2 kJ/mol
• Calcul : Diviser ΔH°réaction par le coefficient stoechiométrique
• Éléments standards : ΔH°f = 0 pour éléments dans leur état standard
• Convention : Énergie libérée = ΔH° < 0
Loi de Hess : L'enthalpie de réaction est indépendante du chemin suivi.
Calculer ΔH° pour C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
R1: C(s) + 1/2O₂(g) → CO(g) avec ΔH°₁ = -110.5 kJ/mol
R2: CO(g) + 1/2O₂(g) → CO₂(g) avec ΔH°₂ = -283.0 kJ/mol
ΔH°total = ΔH°₁ + ΔH°₂ = -110.5 + (-283.0) = -393.5 kJ/mol
La réaction totale est : C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
ΔH° = -393.5 kJ/mol, valeur connue expérimentalement
ΔH° pour la combustion du carbone est de -393.5 kJ/mol
• Principe : ΔH°total = ΣΔH°étapes
• Manipulation algébrique : Additionner les équations chimiques
• Annulation : Les espèces intermédiaires s'annulent
Énergie de liaison : Énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique.
H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
1 liaison H-H (436 kJ/mol) + 1 liaison Cl-Cl (243 kJ/mol)
2 liaisons H-Cl (431 kJ/mol chacune)
ΔH° = ΣE_rompues - ΣE_formées
ΔH° = (436 + 243) - (2 × 431) = 679 - 862 = -183 kJ/mol
La réaction est exothermique car les liaisons formées sont plus stables
ΔH° = -183 kJ/mol pour la formation de 2 moles de HCl
• Formule : ΔH° = ΣE_rompues - ΣE_formées
• Unités : kJ/mol de réaction
• Approximation : Valeurs moyennes, donc résultats approchés
Capacité thermique : Énergie nécessaire pour élever de 1°C la température du calorimètre.
On ajoute 50 mL d'eau chaude (70°C) à 50 mL d'eau froide (20°C) dans un calorimètre
Température finale : 42°C (au lieu de 45°C sans pertes)
Énergie cédée par l'eau chaude : Q₁ = 50 × 4.18 × (70-42) = 5852 J
Énergie reçue par l'eau froide : Q₂ = 50 × 4.18 × (42-20) = 4598 J
Énergie perdue dans le calorimètre : Q_perte = 5852 - 4598 = 1254 J
ΔT_calorimètre = 42 - 20 = 22°C
C_calorimètre = 1254 / 22 = 57.0 J/°C
Cette valeur servira pour d'autres mesures calorimétriques
La capacité thermique du calorimètre est de 57.0 J/°C
• Principe : Énergie cédée = énergie reçue + énergie perdue
• Calibration : Déterminer C_calorimètre par une expérience de référence
• Unités : J/°C ou J/K
Précipitation : Réaction chimique produisant un solide insoluble.
AgNO₃(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO₃(aq)
Ag⁺(aq) + Cl⁻(aq) → AgCl(s)
ΔH°prec = -65.5 kJ/mol
La formation de la liaison solide Ag-Cl libère de l'énergie
Si 0.02 mol de précipité se forme : Q = 0.02 × 65.5 = 1.31 kJ libérés
La précipitation de AgCl libère 65.5 kJ/mol d'énergie thermique
• Caractère exothermique : Formation d'une liaison solide = libération d'énergie
• Observation : Augmentation de température du mélange
• Quantité : Calculée par mole de précipité formé
Cycle thermochimique : Ensemble de réactions chimiques liées par des relations d'enthalpie.
ΔH°f(CO₂,g) = -393.5 kJ/mol
ΔH°f(H₂O,l) = -285.8 kJ/mol
ΔH°c(CH₄,g) = -890.4 kJ/mol
Calculer ΔH°f(CH₄,g) en utilisant le cycle de combustion
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)
ΔH°c = ΣΔH°f(products) - ΣΔH°f(reactants)
-890.4 = [ΔH°f(CO₂) + 2×ΔH°f(H₂O)] - [ΔH°f(CH₄) + 2×ΔH°f(O₂)]
-890.4 = [-393.5 + 2×(-285.8)] - [ΔH°f(CH₄) + 0]
-890.4 = [-393.5 - 571.6] - ΔH°f(CH₄)
-890.4 = -965.1 - ΔH°f(CH₄)
ΔH°f(CH₄) = -965.1 + 890.4 = -74.7 kJ/mol
L'enthalpie de formation de CH₄(g) est de -74.7 kJ/mol
• Cycle : Relations entre différentes réactions chimiques
• Conservation : ΔH° est une fonction d'état
• Calcul : Manipulation algébrique des équations thermochimiques
