- comprendre que les réactions chimiques s'accompagnent de variations d'enthalpie et que ces variations peuvent être exothermiques ($\Delta H$ est négatif) ou endothermiques ($\Delta H$ est positif)
- construire et interpréter un diagramme de parcours réactionnel, en termes de variation d'enthalpie de la réaction et d'énergie d'activation
- définir et utiliser les termes : (a) conditions standards (ce programme suppose qu'elles sont $298\text{ K}$ et $101\text{ kPa}$) indiquées par $^{\ominus}$. (b) variation d'enthalpie avec une référence particulière à : réaction, $\Delta H_r$, formation, $\Delta H_f$, combustion, $\Delta H_c$, neutralisation, $\Delta H_{\text{neut}}$
- comprendre que les transferts d'énergie se produisent lors des réactions chimiques en raison de la rupture et de la formation de liaisons chimiques
- utiliser les énergies de liaison ($\Delta H$ positive, c.-à-d. rupture de liaison) pour calculer la variation d'enthalpie de la réaction, $\Delta H_r$
- comprendre que certaines énergies de liaison sont exactes et d'autres sont des moyennes
- calculer les variations d'enthalpie à partir de résultats expérimentaux appropriés, y compris l'utilisation des relations $q = mc\Delta T$ et $\Delta H = -mc\Delta T/n$
Énergétique chimique
Chimie A-Level · Sujet 5
8:21
Énergétique chimique
Un réchaud Bunsen devient assez chaud pour assouplir le verre. Un sac froid instantané, une fois pressé, descend près de la congélation. Ce sont tous deux des réactions chimiques — l'une dans un…
Narration en anglais · Sous-titres anglais + 中文 incrustés
5.1
Variation d'enthalpie, ΔH
Programme
Source : Programme Cambridge International
Toute réaction chimique absorbe ou libère de l'énergie. Ce changement d'énergie, mesuré à pression constante, est la variation d'enthalpie 焓变, notée $\Delta H$.
- Dans une réaction exothermique 放热, le système libère de la chaleur, donc les produits ont moins d'énergie que les réactifs et $\Delta H$ est négatif.
- Dans une réaction endothermique 吸热, le système absorbe de la chaleur, donc les produits ont plus d'énergie que les réactifs et $\Delta H$ est positif.
Schémas de voie réactionnelle
Un schéma de voie réactionnelle 反应路径图 montre l'énergie des réactifs et des produits, ainsi que la « colline » énergétique entre eux. La hauteur de cette colline correspond à l'énergie d'activation 活化能 — l'énergie minimale nécessaire aux particules pour qu'elles réagissent.
- exothermique : les produits sont situés plus bas que les réactifs ($\Delta H < 0$).
- endothermique : les produits sont situés plus haut que les réactifs ($\Delta H > 0$).
Conditions standards et types de variation d'enthalpie
Les valeurs énergétiques sont comparées dans des conditions standards 标准条件 : $298\ \text{K}$ et $101\ \text{kPa}$, indiquées par le symbole $^{\ominus}$. Chaque substance est dans son état physique normal à ces conditions.
| Symbole | Nom | Définition (par mole, dans des conditions standards) |
|---|---|---|
| $\Delta H_r^{\ominus}$ | variation d'enthalpie de réaction 反应焓变 | pour les quantités indiquées dans l'équation |
| $\Delta H_f^{\ominus}$ | variation d'enthalpie de formation 生成焓变 | une mole d'un composé se forme à partir de ses éléments |
| $\Delta H_c^{\ominus}$ | variation d'enthalpie de combustion 燃烧焓变 | une mole d'une substance brûle complètement dans l'oxygène |
| $\Delta H_{\text{neut}}^{\ominus}$ | variation d'enthalpie de neutralisation 中和焓变 | une mole d'eau se forme à partir d'un acide et d'une base |
Énergie dégagée par la rupture et la formation des liaisons
Lors d'une réaction, d'anciennes liaisons se cassent et de nouvelles se forment. Casser une liaison nécessite de l'énergie (endothermique) ; former une liaison libère de l'énergie (exothermique). La variation d'enthalpie de la réaction est la différence entre les deux :
$$\Delta H_r = \sum (\text{bond energies broken}) - \sum (\text{bond energies made})$$
La énergie de liaison 键能 est l'énergie nécessaire pour casser une mole d'une liaison particulière à l'état gazeux, elle est donc toujours positive. Certaines énergies de liaison sont exactes (pour une molécule spécifique) ; d'autres sont des moyennes prises sur de nombreuses molécules différentes, donc les calculs utilisant ces valeurs ne sont qu'approximatifs.
Exemple résolu. Utilisez les énergies de liaison pour trouver $\Delta H$ pour $\text{H}_2 + \text{Cl}_2 \rightarrow 2\text{HCl}$. Énergies de liaison (kJ mol⁻¹) : H–H $= 436$, Cl–Cl $= 242$, H–Cl $= 431$.
$$\Delta H = \sum(\text{broken}) - \sum(\text{made}) = (436 + 242) - (2 \times 431) = 678 - 862 = -184\ \text{kJ mol}^{-1}.$$
Mesurer la variation d'enthalpie en laboratoire
Lorsqu'une réaction chauffe (ou refroidit) une masse connue d'eau ou de solution, la chaleur transférée est :
$$q = mc\Delta T$$
où $m$ est la masse, $c$ est la capacité thermique massique 比热容 (quantité d'énergie nécessaire pour élever 1 g de 1 K), et $\Delta T$ est la variation de température. La variation d'enthalpie par mole est ensuite :
$$\Delta H = -\frac{mc\Delta T}{n}$$
Le signe moins rend $\Delta H$ négatif lorsque la température augmente (réaction exothermique).
Exemple résolu. Brûler $0.50\ \text{g}$ de méthanol ($M_r = 32$) élève la température de $100\ \text{g}$ d'eau de $18\ ^{\circ}\text{C}$. Trouvez la variation d'enthalpie de combustion par mole. ($c = 4.18\ \text{J g}^{-1}\,\text{K}^{-1}$.)
La chaleur dégagée est $q = mc\Delta T = 100 \times 4.18 \times 18 = 7520\ \text{J}$. La quantité brûlée est $n = 0.50/32 = 0.0156\ \text{mol}$, donc
$$\Delta H_c = -\frac{q}{n} = -\frac{7520}{0.0156} \approx -480\ \text{kJ mol}^{-1}.$$
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Réactions exothermiques et endothermiques
Faites glisser ΔH. Une réaction exothermique libère de l'énergie (produits plus bas) ; une réaction endothermique la absorbe (produits plus hauts).
Vocabulaire
Entrainer
| Anglais | Chinois | Pinyin |
|---|---|---|
| enthalpy change/enˈθælpi tʃeɪndʒ/ | 焓变 | hán biàn |
| exothermic/eɡzəˈðɜːmɪk/ | 放热 | fàng rè |
| endothermic/ˌendəʊˈθɜːmɪk/ | 吸热 | xī rè |
| reaction pathway diagram/rɪˈækʃn ˈpæθweɪ ˈdaɪəɡræm/ | 反应路径图 | fǎn yìng lù jìng tú |
| activation energy/ˌæktɪˈveɪʃn ˈenədʒi/ | 活化能 | huó huà néng |
| standard conditions/ˈstændəd kənˈdɪʃnz/ | 标准条件 | biāo zhǔn tiáo jiàn |
| enthalpy change of reaction/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv rɪˈækʃn/ | 反应焓变 | fǎn yìng hán biàn |
| enthalpy change of formation/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv fɔːˈmeɪʃn/ | 生成焓变 | shēng chéng hán biàn |
| enthalpy change of combustion/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv kəmˈbʌstʃn/ | 燃烧焓变 | rán shāo hán biàn |
| enthalpy change of neutralisation/enˈθælpi tʃeɪndʒ ɒv ˌnjuːtrəlaɪˈzeɪʃn/ | 中和焓变 | zhōng hé hán biàn |
| bond energy/bɒnd ˈenədʒi/ | 键能 | jiàn néng |
| specific heat capacity/spəˈsɪfɪk hiːt kəˈpæsɪti/ | 比热容 | bǐ rè róng |
| Hess's law/ˈhesɪz lɔː/ | 盖斯定律 | gài sī dìng lǜ |
| energy cycle/ˈenədʒi ˈsaɪkl/ | 能量循环 | néng liàng xún huán |
5.2
Loi de Hess
Programme
- appliquer la loi de Hess pour construire des cycles d'énergie simples
- effectuer des calculs à l'aide de cycles et des termes d'énergie pertinents, y compris : (a) déterminer les variations d'enthalpie qui ne peuvent pas être trouvées par expérience directe (b) utiliser des données d'énergie de liaison
Source : Programme Cambridge International
La loi de Hess 盖斯定律 stipule que la variation d'enthalpie totale d'une réaction est la même, quelle que soit la voie suivie des réactifs aux produits. Cela est dû à la conservation de l'énergie.
Cela permet de tracer un cycle énergétique 能量循环 : relier les réactifs et les produits par une étape directe et par une voie indirecte, puis additionner les étapes pour que les deux voies donnent le même total.
La loi de Hess est utile de deux manières :
- elle permet de trouver une variation d'enthalpie que vous ne pouvez pas mesurer directement (par exemple, la formation d'un composé qui se forme lentement ou avec des réactions secondaires).
- elle permet de calculer $\Delta H_r$ à partir de données d'énergie de liaison, ou de données de formation ou de combustion fournies dans l'énoncé.
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Cycle de Hess
Le changement d'enthalpie est le même quelle que soit la voie suivie — ainsi une ΔH inconnue peut être trouvée par une voie alternative.
5.2
Conseils d'examen
- Définissez chaque variation d'enthalpie avec ses conditions standards exactes (par ex., combustion = une mole brûlée complètement dans un excès d'oxygène).
- Utilisez $\Delta H = \sum(\text{bonds broken}) - \sum(\text{bonds made})$ ; la rupture est endothermique ($+$), la formation est exothermique ($-$) — inverser le signe est l'erreur classique.
- En $q = mc\Delta T$ utilisez la masse de l'eau/solution, puis divisez par les moles et ajoutez le signe moins pour une réaction exothermique.
- Tracez des cycles de Hess avec des flèches orientées dans le même sens, suivez la voie alternative, et donnez toujours à $\Delta H$ un signe et des unités ($\text{kJ mol}^{-1}$).
Leçons interactives sur ce sujet
Traversez-le étape par étape, avec des exercices à vérification instantanée.