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Lorsque tu penses à la chimie, tu imagines peut-être un scientifique dans un laboratoire en train de créer une réaction explosive. Certaines réactions chimiques libèrent de l'énergie sous forme de chaleur. Les processus physiques impliquent également de l'énergie. Par exemple, lorsque la glace fond, elle a besoin d'énergie pour passer de l'état solide à l'état liquide. La thermochimie concerne les changements d'énergie impliqués dans…
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Jetzt kostenlos anmeldenLorsque tu penses à la chimie, tu imagines peut-être un scientifique dans un laboratoire en train de créer une réaction explosive. Certaines réactions chimiques libèrent de l'énergie sous forme de chaleur. Les processus physiques impliquent également de l'énergie. Par exemple, lorsque la glace fond, elle a besoin d'énergie pour passer de l'état solide à l'état liquide.
La thermochimie concerne les changements d'énergie impliqués dans les processus physiques et chimiques. En thermodynamique chimique, nous nous concentrons spécifiquement sur la thermochimie des systèmes chimiques.
La thermodynamique chimique est l'étude de l'énergie thermique (chaleur) dans les processus chimiques et physiques, tels que les réactions chimiques et les changements d'état. Elle traite de la façon dont l'énergie thermique se convertit en d'autres types d'énergie et de la manière dont cela affecte les propriétés d'un système.
Détaillons un peu cette définition.
Pour comprendre la thermodynamique chimique, nous devons parler d'énergie. Qu'est-ce que l'énergie ? Les scientifiques s'efforcent de la définir. Voici une définition simple :
L'énergie est la capacité à effectuer un travail ou à transférer de la chaleur.
En chimie, on parle de travail \( w \)
Tout dans l'univers est fait d'énergie. Cela signifie que tout a le potentiel d'effectuer un travail ou de transférer de la chaleur. L'énergie est stockée sous deux formes de base, qui peuvent être converties de l'une à l'autre :
Toutes les formes d'énergie relèvent de ces deux types fondamentaux. Par exemple, l'énergie thermique est une forme d'énergie cinétique. Cependant, comme toute énergie, elle peut être convertie en d'autres formes, comme l'énergie chimique ou l'énergie électrique.
Nous devons également tenir compte des systèmes. En thermochimie, nous séparons l'univers en deux parties, afin de simplifier nos calculs :
Par exemple, si une réaction a lieu dans un bocal, le bocal est le système. Tout ce qui se trouve en dehors du bocal est l'environnement.
Fig.1- Un système et son environnement.
En résumé, la thermodynamique est l'étude de la conversion de l'énergie thermique en d'autres types d'énergie dans des environnements spécifiques appelés systèmes. En thermochimie, nous nous concentrons spécifiquement sur la façon dont l'énergie thermique se transforme en énergie chimique, et comment cela affecte les réactions chimiques ou les changements d'état.
La thermochimie repose sur les quatre lois de la thermodynamique. Ces quatre principes de base, découverts par des scientifiques comme Isaac Newton et James Joule, nous aident à comprendre comment l'énergie se déplace et régissent l'étude de la thermochimie. Dans ce résumé de cours, nous examinerons la première et la deuxième loi.
Précédemment, tu as appris la loi de la conservation de l'énergie. Cette loi stipule :
L'énergie ne peut être ni créée ni détruite, elle ne fait que passer d'une forme à une autre.
La première loi de la thermodynamique est basée sur la conservation de l'énergie. Cependant, nous ajoutons une phrase supplémentaire :
La quantité totale d'énergie dans l'univers est constante.
Nous appelons la quantité totale d'énergie dans un système particulier son enthalpie.
L'enthalpie \( (H) \) est une mesure de l'énergie thermique dans un système chimique. Elle est généralement mesurée en \( kJ.mol^{-1} \)
L'énergie peut passer d'une forme à une autre dans un système. Elle peut également être transférée du système à son environnement. Cependant, la quantité totale d'énergie dans l'univers entier reste toujours la même.
Consulte le résumé de cours " Enthalpie de changement d'état " pour des exemples d'enthalpie dans les réactions chimiques.
La première loi de la thermodynamique nous dit que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, et explique de nombreux processus quotidiens, comme la façon dont un courant électrique alimente une ampoule ou dont le glucose nous donne l'énergie de bouger. Mais si l'énergie peut être utilisée à l'infini, elle n'est pas toujours utilisée efficacement. En fait, une grande partie de l'énergie est gaspillée. Cela permet d'expliquer certains des phénomènes les plus aléatoires que nous observons dans l'univers qui nous entoure et constitue la base de la deuxième loi de la thermodynamique :
Toute l'énergie thermique n'est pas convertie en énergie utile.
Mais où va cette énergie ? Elle contribue à un phénomène appelé entropie.
L'entropie \( S \)
Cela nous amène à la partie suivante de la deuxième loi de la thermodynamique :
Dans les changements spontanés, l'univers tend vers un état de plus grande entropie.
La deuxième loi nous dit que l'énergie dans les systèmes naturels tend à se déplacer dans la direction d'une entropie croissante - ou en d'autres termes, d'un plus grand désordre. Elle explique pourquoi l'énergie se déplace dans une direction et pas dans l'autre. La dissolution de solides ou le mélange de gaz sont des exemples d'entropie croissante.
Nous avons appris à connaître deux des lois de la thermodynamique. Voyons maintenant comment elles s'appliquent aux processus chimiques du monde réel.
Nous pouvons combiner les principes explorés dans les deux premières lois de la thermodynamique, l'enthalpie et l'entropie, pour prédire si les réactions sont spontanées ou non.
Les réactions spontanées sont des réactions qui se produisent sans intervention extérieure, comme l'apport d'énergie. Elles sont également appelées réactions réalisables.
La dissolution des sels, la rouille du fer ou la fonte de la glace sont des exemples de réactions spontanées.
Fig.2 - La rouille du fer un exemple de réaction spontanée. Crédit image : pixabay.com
Nous utilisons une quantité appelée enthalpie libre de Gibbs
$$ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $$
À noter :
L'entropie est généralement mesurée en \( J. K^{-1}. mol^{-1} \) . Assure-toi de la convertir en \( kJ. K^{-1} mol^{-1} \) en la divisant par \( 1000 \) .
Si \( \Delta G \) est négatif, alors la réaction est spontanée. À partir de cette équation, nous pouvons déduire que les réactions hautement exothermiques, ou les réactions présentant une forte augmentation de l'entropie, ont tendance à être spontanées.
Tu as peut-être déjà découvert la loi de Hess au cours de ton parcours de chimiste.
La loi de Hess stipule que le changement d'enthalpie d'une réaction est toujours le même, quel que soit le chemin emprunté.
Tant que tu commences par les mêmes réactifs et que tu finis avec les mêmes produits, le changement d'enthalpie est le même. Peu importe que la réaction se fasse en une, deux ou quinze étapes.
Fig.3- Le cycle de Hess.
Nous exprimons la loi de Hess par l'équation suivante :
Dans cette équation :
Le changement d'enthalpie est généralement mesuré en \( kJ. mol^{-1} \) , mais à condition que toutes tes unités soient cohérentes, tu peux utiliser \( J.mol^{-1} \) dans tes calculs.
Une excellente application de la loi de Hess est le calcul de l'enthalpie de réseau.
L'enthalpie de réseau également appelée enthalpie de formation du réseau, est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'un réseau ionique est formée à partir de ses ions gazeux dans des conditions standards.
Un cycle de Born-Haber (souvent écrit sans trait d'union) est un modèle théorique basé sur la loi de Hess que nous utilisons pour calculer l'enthalpie de réseau.
Le principe ici est le même que celui que nous utilisons dans les cycles de la loi de Hess : Si nous créons une route indirecte vers les ions gazeux, nous pouvons utiliser l'équation de la loi de Hess pour trouver l'enthalpie de réseau. Par exemple, il se peut que nous ne connaissions pas la voie directe pour l'enthalpie de réseau. Cependant, nous pouvons la calculer en utilisant une voie indirecte qui inclut les changements d'enthalpie que nous connaissons. Voici un aperçu du fonctionnement des cycles :
Voici un exemple. Ne t'inquiète pas si cela te semble un peu confus - nous examinerons chaque terme plus en détail dans Cycles de Born-Haber.
Fig.4- Cycle de Born-Haber pour l'enthalpie de réseau du fluorure de lithium, LiF.
Nous allons maintenant examiner l'importance de la thermochimie. Voici quelques-uns de ses avantages :
Enfin, nous allons examiner certaines des limites de la thermochimie :
C'est la fin de ce résumé de cours. Tu devrais maintenant comprendre ce que nous entendons par thermochimie et comment l'enthalpie et l'entropie sont liées à ses deux premières lois. Tu devrais également connaître certaines des applications de la thermodynamique, comme le calcul des changements d'enthalpie et la prédiction de la faisabilité des réactions, et savoir pourquoi la thermodynamique est un domaine scientifique utile. Enfin, il est indispensable que tu saches pourquoi la thermodynamique a ses limites.
Une réaction est thermodynamique lorsque l'énergie interne du système varie. Cette variation ne dépend que de l'état initial et de l'état final du système.
Une réaction est thermodynamiquement possible spontanément,lorsque l'enthalpie libre ΔG < 0, c'est-à-dire sans apport d'énergie extérieure. Par contre une réaction est thermodynamiquement impossible spontanément,lorsque l'enthalpie libre ΔG > 0, c'est-à-dire qu'elle nécessite un apport d'énergie extérieure.
Une réaction est endothermique lorsqu'elle absorbe de l'énergie provenant de l'environnement ce qui, par conséquent, abaisse la température du milieu.
S est le symbole de l'entropie, et ΔS est la variation de l'entropie. Si l'entropie d'un système augmente, ΔS est positif. Si l'entropie d'un système diminue, ΔS est négatif.
L'entropie augmente lorsque tu passes d'un solide à un liquide puis à un gaz. La variation d'entropie peut être positive ou négative si l'on observe les phases des réactifs et des produits.
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