Trois questions déterminent si une réaction est utile : produit-il de la chaleur ou de la froid, quelle est sa vitesse, et s'achève-t-elle ? La physique-chimie y répond — calorimétrie et Q = mcΔT, théorie des collisions avec ses quatre leviers, et l'équilibre dynamique qu'atteint une réaction réversible dans un récipient fermé.
Chimie Edexcel International GCSE 4CH1, Section 3 (déclarations 3.1–3.22C) est courte mais riche en calculs. Les déclarations suffixées C concernent uniquement la chimie.
Exothermique : les réactions dégagent de la chaleur (combustion, neutralisation, plupart des déplacements) — le mélange chauffe, ΔH est négatif. Endothermique : les réactions absorbent de la chaleur (décomposition thermique, certaines dissolutions) — le mélange refroidit. Calorimétrie simple : mesurer le changement de température d'une masse connue (coupe en polystyrène pour les solutions ; brûleur d'alcool sous un bécher d'eau pour la combustion).
$$Q = mc\Delta T$$
Exemple résolu. 50 g d'eau montent de 24 °C lors d'un essai au brûleur d'alcool : $Q = 50 \times 4.2 \times 24 = 5040$ J. Si 0.010 mol de carburant ont été brûlés : $\Delta H = -5040/0.010 = -504\,000\ \mathrm{J\,mol^{-1}} = -504\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$.
Diagrammes énergétiques pour les réactions exothermiques et endothermiques avec l'énergie d'activation indiquée.
(C) La rupture de liaisons est endothermique ; la formation de liaisons est exothermique. ΔH = liaisons rompues − liaisons formées. Exemple résolu. H₂ + Cl₂ → 2HCl : rompues 436 + 242 = 678 ; formées 2 × 431 = 862 ; ΔH = 678 − 862 = −184 kJ/mol (exothermique).
Connect opposite heat changes in the solution and reaction, using the page’s worked quantities to turn a temperature change into an energy estimate.
3.3
Vitesses de réaction
Les expériences suivent une réaction visible : volume de gaz (marbre + acide), perte de masse sur une balance, ou disparition d'une croix (thiosulfate de sodium + acide). Quatre leviers : surface d'un solide, concentration (ou pression gazeuse), température, et un catalyseur.
Courbes de vitesse : la poudre bat les copeaux ; un acide plus faible ralentit la réaction.
Théorie des collisions explique tout cela : les réactions nécessitent des collisions ayant au moins l'énergie d'activation. La poudre offre plus de surface exposée → plus de collisions par seconde ; concentration ou pression plus élevées rapprochent les particules → collisions plus fréquentes ; température plus élevée accélère les particules → collisions à la fois plus fréquentes et plus énergétiques — parmi ces trois facteurs, seul celui qui augmente la fraction de collisions dépassant l'énergie d'activation est la température. Un catalyseur fournit une voie alternative avec une énergie d'activation plus faible — plus de collisions réussissent — et reste chimiquement inchangé à la fin ; il ne modifie pas la quantité de produit, seulement sa vitesse de formation.
Explorer
An interval mean differs from a tangent rate
Compare the worked 10 to 34 cm³ interval with a tangent; increasing model speed keeps the final volume fixed.
3.4
Réactions réversibles et équilibres
Une réaction réversible (⇌) se déroule dans les deux sens : sulfate de cuivre(II) hydraté ⇌ sel anhydre + eau (la chaleur pousse vers l'avant, l'eau inverse la réaction) ; chlorure d'ammonium ⇌ ammoniaque + chlorure d'hydrogène sous chauffage. (C) Dans un contenant fermé, elle atteint un équilibre dynamique : les vitesses directe et inverse sont égales, et toutes les concentrations restent constantes — les deux réactions continuent de se produire.
Ce que chacun des changements fait à la position de l'équilibre.
(C) Température augmentée → l'équilibre se déplace dans le sens endothermique ; pression augmentée → déplacement vers le côté avec moins de moles de gaz ; un catalyseur accélère les deux sens également et laisse la position inchangée.
Explorer
Equal rates do not require equal amounts
$A\rightleftharpoons B$
In this closed A ⇌ B model, a catalyst changes how quickly equilibrium is reached, not its final composition.
3.5
Vérifiez-vous
Classer comme exo- ou endothermique : combustion, décomposition thermique, neutralisation.
100 g d’eau refroidit de 8.0 °C lors d’une expérience de dissolution. Calculer Q.
(C) Indiquer le signe de ΔH pour la rupture et la formation de liaisons.
Utiliser les énergies de liaison pour trouver ΔH pour 2H₂ + O₂ → 2H₂O (H–H 436, O=O 498, O–H 463 kJ/mol).
Pourquoi la poudre de marbre réagit-elle plus vite avec un acide qu'un seul copeau ?
Parmi la surface, la concentration et la température, laquelle augmente la fraction de collisions fructueuses, et pourquoi ?
Définir un catalyseur.
(C) Énoncer les deux caractéristiques de l'équilibre dynamique.
(C) N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ : que fait l’augmentation de la pression et pourquoi ?
(C) Pourquoi un catalyseur ne change-t-il pas la position de l'équilibre ?
Réponses : 1 exothermique (combustion), endothermique (décomposition thermique), exothermique (neutralisation) ; 2 $Q = 100 \times 4.2 \times 8.0 = 3360$ J absorbés — l’eau refroidit, donc la dissolution est endothermique ; 3 (C) rupture des liaisons positives (endothermique), formation des liaisons négatives (exothermique) ; 4 rompues : 2(436) + 498 = 1370 ; formées : 4(463) = 1852 ; ΔH = 1370 − 1852 = −482 kJ/mol (par 2 mol H₂O) ; 5 la poudre expose une surface bien plus grande, augmentant le nombre de chocs avec l’acide par seconde ; 6 température — particules plus rapides entrent en collision plus souvent ET plus de collisions dépassent l’énergie d’activation ; 7 substance qui augmente la vitesse sans être consommée chimiquement à la fin ; 8 (C) vitesses directe et inverse égales ; concentrations constantes ; 9 (C) déplacement vers la droite — 4 moles de gaz à gauche, 2 à droite, donc pression élevée favorise le côté ayant moins de moles.
Réponses continues : 10 (C) elle abaisse l’énergie d’activation directe et inverse également, accélérant les deux sans modifier leur équilibre.
Plus de sujets dans Pearson Edexcel · International GCSE · Chemistry
