I – Chaleur de réaction

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Les réactions chimiques sont très souvent accompagnées d’effets thermiques :

 Emission de chaleur dans le cas d’explosions ou brûlures,
 Absorption de chaleur lors de dissolution de certains sels dans l’eau.

L’étude des effets thermiques accompagnant les réactions chimiques est la thermochimie.

I – Chaleur de réaction

1 – Application du premier principe

Combustion du carbone dans le dioxygène dont le bilan s’écrit : C + O2 CO2

Soit le Système : 6g de l’élément Carbone et 16g de l’élément Oxygène.

Si l’Etat Initial : 6g de carbone graphite et 11,2 l de dioxygène gazeux à 298K et 1bar

et l’Etat Final : 11,2 l de dioxyde de carbone à 298K et 1 bar,

alors nous observons que ΔUsystème = – 197 kJ

quel que soit le chemin parcouru et les valeurs de W et Q :

La chaleur d’une réaction est la variation d’énergie accompagnant cette réaction à une
température donnée (en général 298K).

 Si variation énergie <0 réaction exothermique (dégage de l'énergie)  Si variation énergie >0 réaction endothermique (absorbe de l’énergie)

Rmq : La réaction est écrite de façon à mettre en jeu 1 mole de composé. Par exemple, la
variation d’énergie accompagnant la décomposition de l’eau est 285,8 kJ.mol-1

H2O H2 + 1/2 O2

2 – Réaction à volume constant

Réaction à volume constant : la variation d’énergie interne est
donnée par la relation
ΔU = Qv + W = Qv – PdV = Qv

La chaleur d’une réaction qui se développe à volume constant est égale à la variation
d’énergie interne et ne dépend pas du chemin suivi.

3 – Réaction à pression constante

ΔU = Qv

Réaction à pression constante : la variation d’énergie interne
est donnée par la relation

ΔU = Qp – PΔV

Qp = ΔU + Δ(PV) = ΔH

La chaleur d’une réaction qui se développe à pression constante est égale à la variation
d’enthalpie et ne dépend pas du chemin suivi.

ΔH = Qp

4 – Relation entre ΔU et ΔH



si la réaction met en jeu uniquement des phases condensées (solide, liquide)

ΔH = ΔU et Qp = Qv



si la réaction met en jeu des phases gazeuses (gaz parfait) :

ΔH = ΔU + Δ(PV) or PV = ngRT (ng : nbre mole de gaz)

donc Δ(PV) = ΔnRT avec Δn = ng(final) – ng(initial)

ΔH = ΔU + ΔnRT
avec Δn : variation du nbre mole gaz au cours de la réaction

exemple : lorsqu’on écrit à 298K

H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(liq) ΔH = -285,7 kJ.mol-1

ΔU = -282 kJ.mol-1

cela signifie que :








l’énergie interne du système en fin de réaction est inférieure de 282 kJ à celle
des réactifs, quelle que soit la façon dont se déroule la réaction,
l’enthalpie du système a diminuée de 285,7 kJ, quel que soit le chemin suivi,
si la réaction à lieu à volume constant, la chaleur cédée au milieu extérieur est
Qv = -282 kJ,
si la réaction à lieu à pression constante, la chaleur de réaction est Qp = -286
kJ,

 Δn = 0-(1 + 1/2) = -3/2 vérifie bien la relation entre ΔU et ΔH.

II – Enthalpies de réaction

1 – Intérêt

Les chaleurs de réaction ΔU et ΔH étant liées, il n’est pas nécessaire de consigner les deux
dans des tables. La majorité des réactions chimiques ayant lieu à pression constante, la
variation d’enthalpie ΔH accompagnant une réaction est la plus employée :

 Evaluer la quantité de chaleur mise en jeu lors d’une réaction
 Moyennant l’introduction d’une nouvelle fonction d’Etat définie à partir de l’enthalpie
(cf second principe de la thermodynamique), prévoir si une réaction peut avoir lieu

2 – Etat standard

La variation d’enthalpie d’une réaction n’a de sens que si EI (réactifs) et EF (produits) sont
bien définis : nature chimique, état physique, température et pression, donc nécessité de fixer
un Etat standard.

Etat standard : état physique sous lequel tout corps pur est le plus stable, à la pression
atmosphérique (1 bar) et pour une température donnée.

Ex : à 298K, l’état standard de l’eau est liquide.

Une variation d’enthalpie standard à une température T est notée : ΔH°T

3 – Différentes catégories d’enthalpie

* Enthalpie standard de formation : variation d’enthalpie accompagnant la formation
d’une mole de composé à partir de ses éléments à l’état standard, à une température donnée,
généralement 298K.

C(s) + O2(g) CO2(g)

ΔH°f (CO2) = -393,5 kJ.mol-1 à 298K

2C(s) + 2H2(g) + 1/2 O2(g) CH3CHO(l)

ΔH°f (CH3CHO) = -239 kJ.mol-1 à 298K

Par définition, l’enthalpie de formation d’un élément (carbone, fer, soufre…) ou d’un
corps simple (O2, H2…) dans l’état standard est nulle.

* Enthalpie de changement de phase : elle correspond à la chaleur latente L de
changement d’état (cf cours 1er principe) si la température donnée est celle du changement
d’état.

H2O(l) H2O(g)

ΔH°vap (H2O) = Lvap = 40,7 kJ.mol-1 à 373K (100°C)
ΔH°vap (H2O) = 44 kJ.mol-1 à 298K

* Enthalpie de réaction : elle est notée ΔrH°

réaction de combustion du glucose

C6H12O6 + 6 O2

6 CO2 + 6 H2O ΔrH° = -2800 kJ.mol-1 à 298K

* Energie de liaison : variation d’enthalpie lors de la formation d’une liaison à partir des
atomes isolés à l’état gazeux (réaction en général hypothétique).

2 H (g)
H (g) + Cl (g) HCl (g)

H2 (g)

EH-H = – 436 kJ.mol-1
EH-Cl = – 431 kJ.mol-1

III – Détermination des enthalpies

1 – Loi de Hess

Lorsqu’on peut remplacer une réaction globale par une suite de réactions se produisant à la
même température, la variation d’enthalpie globale est la somme des variations d’enthalpies
des réactions composantes.

à la température T

Appliquée aux enthalpies standards de formation, la loi de Hess se généralise pour une
réaction REACTIFS

PRODUITS

où νj et νi sont les coefficients stoechiométriques des réactifs et produits de la réaction.

2 – Mesures calorimétriques

Principe : technique consistant à réaliser une transformation dans un système
adiabatique( Qext=0 ) et à mesurer les variations de température qui accompagnent cette
transformation. De ces variations de température, on peut déduire les chaleurs de réaction
( Qv ou Qp ).

Exemple : on fait brûler n mole de Carbone dans un excès de O2 selon la réaction C + O2
CO2

La réaction est effectuée dans une bombe en acier indéformable (V cte). La bombe est placée
dans le calorimètre adiabatique de capacité calorifique C. La chaleur (Qv) produite par la
réaction est intégralement transférée au calorimètre et son contenu, ce qui provoque une
variation de température ΔT.

 Quantité de chaleur produite par la réaction : Qv = n ΔU
 Quantité de chaleur absorbée par calorimètre : Q = C.ΔT
 Système adiabatique : ΣQ = 0 => ΔU

IV – Effet de la température sur les enthalpies

Les variations d’enthalpies sont en général données à 298K et on peut avoir besoin d’en
connaître la valeur à une autre température T.

Diagramme de Hess :

La variation d’enthalpie à T est

Ce résultat est généralisé sous la forme de la Loi de Kirchhoff