Réactions exothermiques et endothermiques
Toute réaction chimique implique des échanges d'énergie avec le milieu extérieur, principalement sous forme de chaleur (à pression constante). On distingue :
- Réaction exothermique : libère de l'énergie vers le milieu (Q < 0 pour le système). La température du milieu augmente. Exemples : combustion, neutralisation acide-base, hydratation de CaO.
- Réaction endothermique : absorbe de l'énergie du milieu (Q > 0 pour le système). La température du milieu diminue. Exemples : dissolution du NH₄NO₃, électrolyse, photosynthèse.
Le signe de l'échange thermique est une propriété intrinsèque de la réaction (à T et P données).
Énergie de liaison
Les liaisons chimiques sont maintenues par des forces électrostatiques. Rompre une liaison nécessite de l'énergie ; former une liaison libère de l'énergie. L'énergie de liaison D(A-B) est l'énergie nécessaire (en kJ·mol⁻¹) pour briser homolytiquement la liaison A-B en phase gazeuse.
Énergie de quelques liaisons : | Liaison | D (kJ·mol⁻¹) | |---|---| | H-H | 436 | | O=O | 498 | | H-O | 463 | | C-H | 412 | | C=O | 745 |
Le bilan énergétique d'une réaction s'estime par : ΔH ≈ Σ D(liaisons rompues) - Σ D(liaisons formées)
Si les liaisons rompues nécessitent plus d'énergie que celles formées → ΔH > 0 (endothermique).
Application à la combustion
La combustion complète d'un hydrocarbure libère une grande quantité d'énergie. Pour le méthane CH₄ : CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l) ΔH° = -890 kJ·mol⁻¹
Calcul par énergies de liaison (en phase gazeuse, valeurs approchées) : - Liaisons rompues : 4 × C-H + 2 × O=O = 4×412 + 2×498 = 2644 kJ - Liaisons formées : 2 × C=O + 4 × H-O = 2×745 + 4×463 = 3342 kJ - ΔH ≈ 2644 - 3342 = -698 kJ·mol⁻¹ (valeur approchée car les énergies de liaison sont des moyennes)
L'énergie de liaison est un outil qualitatif ; pour des valeurs précises, on utilise les enthalpies de formation standard (voir la leçon suivante).
Piles électrochimiques — énergie chimique → énergie électrique
Dans une pile, une réaction d'oxydoréduction spontanée produit de l'énergie électrique. L'anode est le siège de l'oxydation (perte d'électrons), la cathode de la réduction (gain d'électrons).
Exemple — pile Daniell : - Anode (oxydation) : Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻ - Cathode (réduction) : Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s) - Réaction globale : Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) ΔG < 0
L'énergie libérée peut être calculée à partir de la tension à vide E = E°cathode - E°anode (notions de potentiels standard d'électrode).
L'énergie électrique maximale est W_élec = n × F × E (F = 96 485 C·mol⁻¹, constante de Faraday).
Conservation de l'énergie
Le premier principe de la thermodynamique stipule que l'énergie se conserve : elle ne peut être ni créée ni détruite, seulement convertie d'une forme à une autre.
Pour un système chimique à pression constante : ΔU = Q + W (U = énergie interne, Q = chaleur, W = travail) À pression constante, le travail des forces de pression est W = -P ΔV, d'où : Q_p = ΔH = ΔU + P ΔV