Processus endothermiques et exothermiques

Définir les processus endothermiques et exothermiques

Commençons par définir quelques termes clés :

Il existe trois grands types de processus thermodynamiques :

• Changement de système - passage d'un système d'un état initial à un état final d'équilibre thermodynamique.

• Cycles au sein d'un système - processus qui commence par un état initial puis fait passer le système par des étapes cycliques et se termine par un état final.

• Processus d'écoulement - pour un système donné, les processus d'écoulement rendent compte du flux de matière entrant et sortant du système et rendent compte du transfert de chaleur, de travail, d'énergie cinétique et potentielle à travers les parois du récipient.

Distinguer les processus exothermiques et endothermiques

Qu'est-ce qu'un processus endothermique et exothermique ? En quoi les processus endothermiques et exothermiques diffèrent-ils ?

Les processus endothermiques et exothermiques impliquent tous deux un transfert d'énergie sous forme de chaleur.

• Les processus endothermiques sont ceux qui absorbent de l'énergie sous forme de chaleur.
• Les processus exothermiques sont ceux qui libèrent de l'énergie sous forme de chaleur.

Exemples de processus endothermiques et exothermiques

Classons les exemples supplémentaires de processus exothermiques et endothermiques.

1. Presque toutes les machines actuellement utilisées, et les moteurs qui les font fonctionner, sont le résultat de l'application de la thermodynamique et impliquent des processus endothermiques et exothermiques.

Figure 1 : Modèle thermodynamique d'un moteur.

2. Les laboratoires de chimie sont en fait des usines qui manipulent la chaleur pour créer des substances avec de nouvelles propriétés et possibilités. La chaleur est une forme d'énergie qui est absorbée ou libérée lors des réactions chimiques. C'est cette énergie, sous forme de chaleur, qui transforme une substance en une autre.

Figure 2 : Laboratoire de chimie moderne

Changements d'énergie dans les réactions chimiques : Processus exothermiques et endothermiques

Examine les diagrammes d'enthalpie, ou d'énergie potentielle, suivants pour un ensemble de réactions chimiques hypothétiques :

1. Une réaction chimique endothermique :

Figure 3 : diagramme d'enthalpie, réaction endothermique.

2. Une réaction chimique exothermique :

Figure 4 : diagramme d'enthalpie, réaction exothermique.

Les diagrammes d'énergie ci-dessus représentent graphiquement l'enthalpie, ou les énergies potentielles, associées aux produits et aux réactifs. Les réactifs se transforment en produits par un chemin de réaction qui implique l'ajout d'énergie cinétique, sous forme de chaleur, au système. L'enthalpie de la formation d'une substance chimique peut être considérée comme équivalente à l'énergie potentielle qui est stockée sous forme de chaleur dans les liaisons chimiques d'un composé. On note que :

• Dans une réaction chimique exothermique, les réactifs ont une énergie potentielle plus élevée que les produits, et l'enthalpie de la réaction est négative, -ΔH. (L'énergie est libérée dans l'environnement).

• Dans une réaction chimique endothermique, les produits ont plus d'énergie potentielle que les réactifs, et l'enthalpie de la réaction est positive, +ΔH. (L'énergie est absorbée par l'environnement).

Pourquoi certains processus de solvatation sont-ils endothermiques et d'autres exothermiques ?

Lorsque nous examinons le processus de solvatation, celui-ci peut être endothermique ou exothermique.

Figure 5 : Modèle de la façon dont un solvant dissout un soluté pour former une solution.

Dans la figure ci-dessus, on remarque que le soluté est souvent un sel qui est maintenu par des liaisons ioniques dans un réseau régulièrement ordonné (réseau cristallin). En revanche, dans le solvant, il existe des interactions comparativement plus faibles, telles que les liaisons hydrogène, les interactions dipôle-dipôle et les forces de London. En outre, le solvant est moins ordonné dans un certain sens par rapport au soluté.

La première étape du processus de dissolution du soluté dans le solvant impliquerait la rupture d'une liaison ionique entre un cation (chargé positivement) et un anion (chargé négativement). Pour ce faire, chaque liaison ionique est remplacée par de multiples interactions solvant-soluté. Cette étape du processus de solvatation implique la rupture d'une liaison forte par de multiples interactions faibles avec le solvant et, par conséquent, libère de la chaleur ou constitue une réaction exothermique.

1. Prenons l'exemple de la dissolution de l'hydroxyde de sodium, NaOH, dans l'eau.

$$NaOH_{(s)} + H_2O_{(l)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} + H_2O_{(l)}$$$.

ii. Ce processus est fortement exothermique et résulte de la rupture de la liaison ionique de l'hydroxyde de sodium par de multiples interactions avec l'eau :

Figure 6 : Modèle de dissolution de l'hydroxyde de sodium dans l'eau.

iii. Le processus global de la dissolution de l'hydroxyde de sodium dans l'eau peut également être représenté dans un diagramme d'enthalpie :

Figure 7 : diagramme d'enthalpie pour la dissolution de l'hydroxyde de sodium.

Considérons maintenant la thermochimie de l'équation chimique équilibrée pour la dissolution de l'hydroxyde de sodium dans l'eau :

$$NaOH_{(s)} + H_2O_{(l)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)} + H_2O_{(l)}$$.

Ou simplement ,

$$NaOH_{(s)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + OH^-_{(aq)}$$$

Calculons la température finale de l'eau pour cette réaction.

Étant donné que la chaleur molaire de la solution(_ΔHsolution ) de l'hydroxyde de sodium (NaOH) est _ΔHsolution = -44,51 kJ/mol, nous voulons calculer la température finale de l'eau(_Tf ) contenue dans un récipient isolé, après que 45 grammes de NaOH y ont été dissous.

i. Soit la température initiale de l'eau de 20,0°C et un volume d'eau de 1L. La formule de la différence de température(ΔT ) pour la dissolution de NaOH dans l'eau est :

$$\Delta T=\frac{\Delta H_{solution\,NaOH}}{C_{p\,(H_2O)}*m_{tot}}$$

Où :

• ΔT est la différence de température,
• ΔHsolution_{, NaOH} est la chaleur molaire de la solution pour l'hydroxyde de sodium.
• _cp (_H2O) est la chaleur spécifique de l'eau
• _mtot est la masse de l'eau plus la masse de NaOH.

Tout d'abord, nous calculons la chaleur molaire de la solution pour 45 grammes d'hydroxyde de sodium :

$$\Delta H_{solution\,NaOH}=(45\,g\,NaOH)*\frac{1\,mol\,NaOH}{40.00\frac{g}{mol}}*\frac{-44.51\,kj}{1\,mol\,NaOH}*\frac{1000\,J}{1\,kJ}=-5.564x10^4\,J$$

Où la masse molaire de l'hydroxyde de sodium est de 40,00 g/mol.

Remarque, que la chaleur molaire de la solution pour cette réaction (ΔHsolution_{, NaOH} = -55,64 kJ/mol) est négative, ce qui montre que la réaction est exothermique.

ii. Maintenant, nous insérons cette valeur de la chaleur molaire de la solution pour 45 grammes d'hydroxyde de sodium dans la formule de différence de température :

$$\Delta T=\frac{5.564x10^4\,J}{(4.18\frac{J}{g\,^\circ C})*(1000\,g\,H_2O+45\,g\,NaOH)}=12.7^\circ C$$

Les données ^{thermochimiques2} sont incluses dans le tableau ci-dessous :

$$\Delta H^\circ =[2*\Delta H^\circ_{f\,(g)\NH_3}+10*\Delta H^\circ_{f\N(l)\NH_2O}+\Delta H^\circ_{f\N(s)\NBaCl_2}]-[\Delta H^\circ_{f\N(s)\NBa(OH)_2*8H_2O}+2*\Delta H^\circ_{f\N(s)\NNNH_4Cl}]$$

Puis, en insérant les valeurs du tableau :

$$\Delta H^\circ=[2*(-46\frac{kJ}{mol})+10*(-286\frac{kJ}{mol})+(-859\frac{kJ}{mol})]-[(-3345\frac{kJ}{mol})+2*(-314\frac{kJ}{mol}]=162\frac{kJ}{mol}$$

Remarque, que la valeur positive de l'enthalpie de cette réaction, ΔH° = +162 kJ/mol, montre que la réaction est endothermique.

ii. Calcul de l'entropie de la réaction, ΔS° :

$$\Delta S^\circ = [2*\Delta S^\circ_{(g)\N- NH_3}+10*\Delta S^\circ_{(l)\N- H_2O}+\Delta S^\circ_{(s)\N- BaCl_2}]-[\Delta S^\circ_{(s)\N- Ba(OH)_2*8H_2O}+2*\Delta S^\circ_{(s)\N- NH_4Cl}]$$.

Puis, en insérant les valeurs du tableau :

$$\Delta S^\circ = [2*(0.192\frac{kJ}{K*mol}+10*(0.070\frac{kJ}{K*mol})+(0.124\frac{kJ}{K*mol})]-[(0.427\frac{kJ}{K*mol})+2*(0.095\frac{kJ}{K*mol})]=0.591\frac{kJ}{K*mol}$$

iii. Enfin, nous calculons la différence d'énergie libre de Gibbs, ΔGº:

$$\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ = 162\frac{kJ}{mol}-(298\,K*0.591\frac{kJ}{K*mol})=-14.12\frac{kJ}{mol}$$.

Remarque que la valeur négative de la différence d'énergie libre de Gibbs de cette réaction, ΔG° = -14,12 kJ/mol, montre que la réaction est spontanée, ou favorable.

Changements dans l'enthalpie des réactions exothermiques et endothermiques

Un processus peut-il être exothermique et endothermique ? Réponse : Oui, un processus peut contenir une série de réactions chimiques qui sont individuellement soit endothermiques, soit exothermiques. Par exemple, le processus biochimique de la glycolyse comprend au moins 12 réactions différentes, dont quelques-unes sont endothermiques, la majorité des autres réactions en cours étant exothermiques.