Thermochimie

AP Chimie · Sujet 6

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6.1

Processus endothermiques et exothermiques

Programme

Objectif d'apprentissage 6.1.A : Expliquer la relation entre les observations expérimentales et les changements d'énergie associés à une transformation chimique ou physique.

6.1.A.1 Les changements de température dans un système indiquent des changements d'énergie.
6.1.A.2 Les changements d'énergie dans un système peuvent être décrits comme des processus endothermiques et exothermiques tels que le chauffage ou le refroidissement d'une substance, les changements de phase ou les transformations chimiques.
6.1.A.3 Lorsqu'une réaction chimique se produit, l'énergie du système diminue (réaction exothermique), augmente (réaction endothermique) ou reste la même. Pour les réactions exothermiques, l'énergie perdue par les espèces réagissantes (système) est gagnée par l'environnement, par transfert de chaleur ou travail effectué par le système. De même, pour les réactions endothermiques, le système gagne de l'énergie de l'environnement par transfert de chaleur vers ou travail effectué sur le système.
6.1.A.4 La formation d'une solution peut être un processus exothermique ou endothermique, selon les forces relatives des interactions intermoléculaires/interparticulaires avant et après le processus de dissolution.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

Pack froid instantané : les processus endothermiques absorbent la chaleur de l'environnement

Thermochimie 热化学 suit l'énergie dans les réactions. Un processus est exothermique 放热 s'il libère de l'énergie vers l'environnement (chauffe, $\Delta H<0$) et endothermique 吸热 s'il absorbe de l'énergie (rafraîchit, $\Delta H>0$). Casser des liaisons coûte de l'énergie ; former des liaisons en libère — le bilan détermine le signe.

Une réaction exothermique chauffe l'environnement ; une endothermique le refroidit

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Comparer les profils endothermiques et exothermiques

Une réaction exothermique libère de l'énergie (produits plus bas que les réactifs, $\Delta H<0$) ; une réaction endothermique en absorbe. Le pic est l'énergie d'activation.

6.2

Diagrammes énergétiques

Programme

Objectif d'apprentissage 6.2.A : Représenter une transformation chimique ou physique par un diagramme énergétique.

6.2.A.1 Un processus physique ou chimique peut être décrit par un diagramme énergétique montrant la nature endothermique ou exothermique de ce processus.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

Un diagramme énergétique trace l'énergie des réactifs aux produits. Les réactifs au-dessus des produits signifie exothermique ; en dessous signifie endothermique. L'écart vertical entre eux est le changement d'enthalpie $\Delta H$.

Diagrammes énergétiques : les produits exothermiques sont situés sous les réactifs, endothermiques au-dessus

6.3

Transfert de chaleur et équilibre thermique

Programme

Objectif d'apprentissage 6.3.A : Expliquer la relation entre le transfert d'énergie thermique et les collisions moléculaires.

6.3.A.1 Les particules d'un corps plus chaud ont une énergie cinétique moyenne supérieure à celles d'un corps plus froid.
6.3.A.2 Les collisions entre particules en contact thermique peuvent entraîner un transfert d'énergie. Ce processus est appelé « transfert de chaleur », « échange de chaleur » ou « transfert d'énergie sous forme de chaleur »."
6.3.A.3 Finalement, l'équilibre thermique est atteint lorsque les particules continuent de collisonner. À l'équilibre thermique, l'énergie cinétique moyenne des deux corps est la même, et donc leurs températures sont identiques.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

Chaleur 热量 circule du chaud vers le froid jusqu'à ce que les objets atteignent l'équilibre thermique 热平衡 (température égale). L'énergie est conservée : la chaleur perdue par l'objet chaud est égale à celle gagnée par l'objet froid.

6.4

Capacité calorifique et calorimétrie

Programme

Objectif d'apprentissage 6.4.A : Calculer la chaleur $q$ absorbée ou dégagée par un système subissant un chauffage/refroidissement en fonction de la quantité de substance, de la capacité calorifique et du changement de température.

6.4.A.1 Le chauffage d'un corps froid par un corps chaud est une forme importante de transfert d'énergie entre deux systèmes. La quantité de chaleur transférée entre deux corps peut être quantifiée par l'équation de transfert de chaleur :
- Équation : $q = mc\Delta T$.
Les expériences de calorimétrie sont utilisées pour mesurer le transfert de chaleur.
6.4.A.2 La première loi de la thermodynamique stipule que l'énergie est conservée dans les processus chimiques et physiques.
6.4.A.3 Le transfert d'une quantité donnée d'énergie thermique ne produira pas le même changement de température dans des masses égales de matière ayant des capacités calorifiques massiques différentes.
6.4.A.4 Chauffer un système augmente l'énergie du système, tandis que refroidir un système diminue l'énergie du système.
6.4.A.5 La capacité calorifique massique d'une substance et la capacité calorifique molaire sont toutes deux utilisées dans les calculs énergétiques.
6.4.A.6 Les systèmes chimiques changent leur énergie par trois processus principaux : chauffage/refroidissement, transitions de phase et réactions chimiques.
6.4.A.7 Dans les expériences de calorimétrie impliquant la dissolution, les changements de température du mélange dans le calorimètre peuvent être utilisés pour déterminer la direction du flux d'énergie. Si la température du mélange augmente, l'énergie thermique est dégagée par le processus de dissolution (exothermique). Si la température du mélange diminue, l'énergie thermique est absorbée par le processus de dissolution (endothermique).

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

La chaleur nécessaire pour changer la température d'une substance est

$$q=mc\,\Delta T,$$

où $c$ est la capacité calorifique massique 比热容 (énergie par gramme par degré). Calorimétrie 量热法 mesure la chaleur d'une réaction en suivant le changement de température de l'eau environnante : la chaleur gagnée par l'eau est égale à celle dégagée par la réaction.

Calorimétrie : mesurer le changement de température d'une masse connue de solution

Exemple résolu. Une réaction dans un calorimètre à tasse à café réchauffe $100\ \text{g}$ d'eau de $8.0\,{}^{\circ}\text{C}$ ($c=4.18\ \text{J/(g}\,{}^{\circ}\text{C)}$). La chaleur absorbée par l'eau est

$$q=mc\,\Delta T=100\times4.18\times8.0=3.3\times10^{3}\ \text{J}.$$

Par conservation de l'énergie, la réaction a dégagé cette $3.3\ \text{kJ}$, donc elle est exothermique ($q_{\text{rxn}}=-3.3\ \text{kJ}$).

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La chaleur affecte différents matériaux

$Q=mc\Delta T$ : une chaleur spécifique élevée (comme celle de l'eau) signifie beaucoup d'énergie pour une petite augmentation de température. Comparez les matériaux pour la même entrée de chaleur.

Vocabulaire Entrainer

Anglais	Chinois	Pinyin
Thermochemistry/ˈθɜːməkemɪstri/	热化学	rè huà xué
exothermic/eɡzəˈðɜːmɪk/	放热	fàng rè
endothermic/ˌendəʊˈθɜːmɪk/	吸热	xī rè
Heat/hiːt/	热量	rè liàng
thermal equilibrium/ˈθɜːml ˌiːkwɪˈlɪbrɪəm/	热平衡	rè píng héng
specific heat/spəˈsɪfɪk hiːt/	比热容	bǐ rè róng
Calorimetry/ˌkælɔːˈrɪmətri/	量热法	liàng rè fǎ
phase change/feɪz tʃeɪndʒ/	相变	xiāng biàn
enthalpy of reaction/enˈθælpi ɒv rɪˈækʃn/	反应焓	fǎn yìng hán
state function/steɪt ˈfʌŋkʃn/	状态函数	zhuàng tài hán shù
standard enthalpy of formation/ˈstændəd enˈθælpi ɒv fɔːˈmeɪʃn/	生成焓	shēng chéng hán
Hess's law/ˈhesɪz lɔː/	盖斯定律	gài sī dìng lǜ

6.5

Énergie des changements de phase

Programme

Objectif d'apprentissage 6.5.A : Expliquer les variations de la chaleur $q$ absorbée ou dégagée par un système subissant une transition de phase en fonction de la quantité de substance en moles et de l'enthalpie molaire de la transition de phase.

6.5.A.1 De l'énergie doit être transférée à un système pour faire fondre (ou bouillir) une substance. L'énergie du système augmente donc lorsque le système subit une transition de phase solide-liquide (ou liquide-gaz). Inversement, un système libère de l'énergie lorsqu'il gèle (ou condense). L'énergie du système diminue lorsque le système subit une transition de phase liquide-solide (ou gaz-liquide). La température d'une substance pure reste constante lors d'un changement de phase.
6.5.A.2 L'énergie absorbée lors d'un changement de phase est égale à l'énergie dégagée lors d'un changement de phase complémentaire dans le sens inverse. Par exemple, l'enthalpie molaire de condensation d'une substance est égale à l'opposé de son enthalpie molaire de vaporisation. De même, l'enthalpie molaire de fusion peut être utilisée pour calculer l'énergie absorbée lors de la fusion d'une substance et l'énergie dégagée lors de sa congélation.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

Lors d'un changement de phase 相变 (fusion, ébullition), la température reste constante pendant que la chaleur sert à briser les forces intermoléculaires, sans augmenter l'énergie cinétique. L'énergie requise est $q=n\,\Delta H_{\text{fus}}$ (fusion) ou $q=n\,\Delta H_{\text{vap}}$ (ébullition) — les paliers plats sur une courbe de chauffage.

Vapeur d'eau bouillante : les changements de phase absorbent ou dégagent de l'énergie à température constante

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Chaleur à travers un changement de phase

Pendant un changement de phase, la température reste plate tandis que l'énergie rompt les liaisons — la chaleur latente. Observez les plateaux à la fusion et à l'ébullition.

6.6

Introduction à l'enthalpie de réaction

Programme

Objectif d'apprentissage 6.6.A : Calculer la chaleur $q$ absorbée ou dégagée par un système subissant une réaction chimique en relation avec la quantité de substance réagissante en moles et l'enthalpie molaire de réaction.

6.6.A.1 Le changement d'enthalpie d'une réaction donne la quantité d'énergie thermique dégagée (pour les valeurs négatives) ou absorbée (pour les valeurs positives) par une réaction chimique à pression constante.
6.6.A.2 Lorsque les produits d'une réaction sont à une température différente de celle de leur environnement, ils échangent de l'énergie avec cet environnement pour atteindre l'équilibre thermique. L'énergie thermique est transférée vers l'environnement alors que les réactifs se transforment en produits dans une réaction exothermique. L'énergie thermique est transférée depuis l'environnement alors que les réactifs se transforment en produits dans une réaction endothermique.
6.6.A.3 L'énergie potentielle chimique des produits d'une réaction est différente de celle des réactifs en raison de la rupture et de la formation de liaisons. La différence d'énergie entraîne un changement de l'énergie cinétique des particules, ce qui se manifeste par une variation de température.
- Énoncé d'exclusion : Les distinctions techniques entre enthalpie et énergie interne ne seront pas évaluées à l'examen AP. La plupart des réactions étudiées au niveau AP sont menées à pression constante, où le changement d'enthalpie du processus est égal à la chaleur (et par extension, l'énergie) de réaction.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

L'enthalpie de réaction 反应焓 $\Delta H_{\text{rxn}}$ est la chaleur dégagée ou absorbée à pression constante. Comme l'enthalpie est une fonction d'état 状态函数, $\Delta H$ ne dépend que des états initial et final, pas du chemin suivi — c'est la clé qui rend possible les trois méthodes suivantes.

6.7

Énergies de liaison

Programme

Objectif d'apprentissage 6.7.A : Calculer le changement d'enthalpie d'une réaction basé sur les énergies de liaison moyennes des liaisons rompues et formées dans la réaction.

6.7.A.1 Lors d'une réaction chimique, des liaisons sont rompues et/ou formées, et ces événements modifient l'énergie potentielle du système.
6.7.A.2 L'énergie moyenne requise pour rompre toutes les liaisons des molécules de réactifs peut être estimée en additionnant les énergies de liaison moyennes de toutes les liaisons des molécules de réactifs. De même, l'énergie moyenne dégagée lors de la formation des liaisons des molécules de produits peut être estimée. Si l'énergie dégagée est supérieure à l'énergie requise, la réaction est exothermique. Si l'énergie requise est supérieure à l'énergie dégagée, la réaction est endothermique.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

Une façon d'estimer $\Delta H$ : additionner l'énergie pour casser toutes les liaisons des réactifs, puis soustraire l'énergie libérée lors de la formation des liaisons des produits :

$$\Delta H \approx \sum (\text{bonds broken}) - \sum (\text{bonds formed}).$$

Ceci est une approximation, car les énergies de liaison sont des moyennes.

Casser des liaisons absorbe de l'énergie ; former des liaisons la libère

Exemple résolu. Estimer $\Delta H$ pour $\text{H}_2+\text{Cl}_2\rightarrow2\text{HCl}$ en utilisant les énergies de liaison H–H $=436$, Cl–Cl $=242$, H–Cl $=431\ \text{kJ/mol}$. Casser les deux liaisons des réactifs ($436+242=678$) et former deux liaisons H–Cl ($2\times431=862$) :

$$\Delta H\approx 678-862=-184\ \text{kJ},$$

exothermique, car les fortes liaisons H–Cl formées libèrent plus que le coût des liaisons des réactifs.

6.8

Enthalpie de formation

Programme

Objectif d'apprentissage 6.8.A : Calculer le changement d'enthalpie d'un processus chimique ou physique basé sur les enthalpies standards de formation.

6.8.A.1 Les tableaux d'enthalpies standards de formation peuvent être utilisés pour calculer les enthalpies standards de réaction.
- Équation : $\Delta H^{\circ}_{reaction} = \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ products} - \Sigma \Delta H^{\circ}_{f\ reactants}$

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

L'enthalpie standard de formation 生成焓 $\Delta H_f^\circ$ est l'enthalpie nécessaire pour former une mole d'un composé à partir de ses éléments (zéro pour un élément dans son état standard). Ensuite

$$\Delta H_{\text{rxn}}^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{products}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{reactants}).$$

Formation forme un composé à partir de ses éléments ; combustion le brûle dans l'oxygène

Exemple résolu. Trouver $\Delta H_{\text{rxn}}^\circ$ pour la combustion du méthane, $\text{CH}_4+2\text{O}_2\rightarrow\text{CO}_2+2\text{H}_2\text{O}$, sachant $\Delta H_f^\circ$ : CH$_4=-75$, CO$_2=-394$, H$_2$O$=-286\ \text{kJ/mol}$ (O$_2=0$). Produits moins réactifs :

$$\Delta H_{\text{rxn}}^\circ=[-394+2(-286)]-[-75+0]=-966+75=-891\ \text{kJ},$$

une grande libération, comme attendu pour une combustion.

6.9

Loi de Hess

Programme

Objectif d'apprentissage 6.9.A : Représenter un processus chimique ou physique comme une séquence d'étapes.

6.9.A.1 De nombreux processus peuvent être décomposés en une série d'étapes. Chaque étape de la série a son propre changement d'énergie.

Objectif d'apprentissage 6.9.B : Expliquer la relation entre l'enthalpie d'un processus chimique ou physique et la somme des enthalpies des étapes individuelles.

6.9.B.1 Puisque l'énergie totale est conservée (première loi de la thermodynamique), et que chaque réaction individuelle dans une séquence transfère de l'énergie thermique vers ou depuis l'environnement, l'énergie thermique nette transférée dans la séquence sera égale à la somme des transferts d'énergie thermique dans chacune des étapes. Ces transferts d'énergie thermique résultent de changements d'énergie potentielle parmi les espèces de la séquence de réaction ; ainsi, à pression constante, le changement d'enthalpie du processus global est égal à la somme des changements d'enthalpie des étapes individuelles.
6.9.B.2 Les principes essentiels suivants régissent la loi de Hess :
- i. Lorsqu'une réaction est inversée, le changement d'enthalpie reste constant en magnitude mais s'inverse mathématiquement.
- ii. Lorsqu'une réaction est multipliée par un facteur $c$, le changement d'enthalpie est multiplié par le même facteur $c$.
- iii. Lorsqu'on additionne deux (ou plusieurs) réactions pour obtenir une réaction globale, les changements d'enthalpie individuels de chaque réaction sont additionnés pour obtenir le changement d'enthalpie net de la réaction globale.
- Énoncé d'exclusion : Le concept de fonctions d'état ne sera pas évalué à l'examen AP.

Source : Description du cours et de l'examen AP College Board

Loi de Hess : le parcours n'a pas d'importance

Loi de Hess 盖斯定律 : si une réaction est la somme de plusieurs étapes, sa $\Delta H$ est la somme des $\Delta H$ de ces étapes. Inverser une étape change le signe ; multiplier une étape multiplie aussi sa $\Delta H$. Cela permet de trouver une $\Delta H$ difficile à mesurer en combinant des réactions connues — un calcul d'examen fréquent.

Loi de Hess : les chemins directs et indirects donnent la même variation totale d'enthalpie

6.9

Conseils d'examen

Une réaction exothermique a $\Delta H<0$ (semble chaude) ; endothermique a $\Delta H>0$ — donnez toujours à $\Delta H$ un signe et des unités.
En calorimétrie utiliser $q=mc\,\Delta T$ avec la masse de l'eau/solution ; la réaction dégage ce que l'eau gagne.
Énergies de liaison : $\Delta H\approx\sum(\text{bonds broken})-\sum(\text{bonds made})$ — casser est endothermique, former est exothermique (le piège classique des signes).
Loi de Hess : la $\Delta H$ totale est la somme des étapes — inverser une étape change le signe, multiplier une étape multiplie $\Delta H$.
Lors d'un changement de phase, la température reste constante tandis que l'énergie va aux forces entre particules.

Leçons interactives sur ce sujet

Traversez-le étape par étape, avec des exercices à vérification instantanée.

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