Réaction exothermique - Exothermic reaction

La réaction de thermite est réputée exothermique. La réduction de l'oxyde de fer (III) par l' aluminium dégage une chaleur suffisante pour produire du fer fondu.

Une réaction exothermique est une «réaction pour laquelle le changement d'enthalpie standard global Δ H ⚬ est négatif». Les réactions exothermiques dégagent généralement de la chaleur et impliquent le remplacement des liaisons faibles par des liaisons plus fortes. Le terme est souvent confondu avec la réaction exergonique , que l'IUPAC définit comme "... une réaction pour laquelle le changement d'énergie de Gibbs standard global Δ G ⚬ est négatif." Une réaction fortement exothermique sera généralement également exergonique car Δ H ⚬ apporte une contribution majeure à Δ G ⚬ . La plupart des réactions chimiques spectaculaires mises en évidence dans les salles de classe sont exothermiques et exergoniques. Le contraire est une réaction endothermique , qui prend généralement de la chaleur et est entraînée par une augmentation d' entropie dans le système.

Exemples

Les exemples sont nombreux: la combustion , la réaction de thermite , l'association d'acides et de bases forts, les polymérisations . À titre d'exemple dans la vie de tous les jours, les chauffe-mains utilisent l'oxydation du fer pour provoquer une réaction exothermique:

4Fe + 3O 2   → 2Fe 2 O 3   Δ H ⚬ = - 1648 kJ / mol

Une classe particulièrement importante de réactions exothermiques est la combustion d'un combustible hydrocarboné, par exemple la combustion de gaz naturel:

Δ H ⚬ = - 890 kJ / mol
Vidéo d'une réaction exothermique. La vapeur d'éthanol s'enflamme à l'intérieur d'une bouteille, provoquant une combustion.

Dans ces exemples, la majeure partie de l'énergie libérée était stockée dans l'O 2 avec sa double liaison relativement faible. La plupart des réactions chimiques impliquent à la fois la rupture de liaisons chimiques existantes et la création de nouvelles liaisons chimiques plus fortes. Lorsque les atomes se réunissent pour former de nouvelles liaisons chimiques plus stables, les forces électrostatiques qui les réunissent quittent la liaison avec un excès d'énergie important (généralement sous forme de vibrations et de rotations). Si cette énergie n'est pas dissipée, le nouveau lien se briserait à nouveau rapidement. Au lieu de cela, la nouvelle liaison peut se débarrasser de son excès d'énergie - par rayonnement, par transfert vers d'autres mouvements de la molécule, ou vers d'autres molécules par collisions - et devenir ensuite une nouvelle liaison stable. Cet excès d'énergie est la chaleur qui quitte le système moléculaire.

Les réactions exothermiques incontrôlées, celles qui conduisent à des incendies et des explosions, sont inutiles car il est difficile de capter l'énergie libérée. La nature effectue des réactions de combustion dans des conditions hautement contrôlées, évitant les incendies et les explosions, dans la respiration aérobie afin de capter l'énergie libérée, par exemple pour la formation d' ATP .

La mesure

L' enthalpie d'un système chimique est essentiellement son énergie. Le changement d'enthalpie Δ H pour une réaction est égal à la chaleur q transférée hors (ou dans) d'un système fermé à pression constante sans entrée ou sortie d'énergie électrique. La production ou l'absorption de chaleur dans une réaction chimique est mesurée en utilisant la calorimétrie , par exemple avec un calorimètre à bombe . Un instrument de laboratoire courant est le calorimètre de réaction , où le flux de chaleur depuis ou dans le récipient de réaction est surveillé. Le dégagement de chaleur et le changement d'énergie correspondant, Δ H , d'une combustion réaction peut être mesurée avec précision en particulier.

L'énergie thermique mesurée libérée lors d'une réaction exothermique est convertie en Δ H ⚬ en Joule par mole (anciennement cal / mol ). Le changement d'enthalpie standard Δ H ⚬ est essentiellement le changement d'enthalpie lorsque les coefficients stoechiométriques dans la réaction sont considérés comme les quantités de réactifs et de produits (en mole); on suppose généralement que la température initiale et finale est de 25 ° C. Pour les réactions en phase gazeuse, les valeurs de Δ H ⚬ sont liées aux énergies de liaison avec une bonne approximation par:

Δ H ⚬ = énergie de liaison totale des réactifs - énergie de liaison totale des produits
Un profil énergétique d'une réaction exothermique

Dans une réaction exothermique, par définition, le changement d'enthalpie a une valeur négative:

Δ H = H produits - H réactifs <0

où une valeur plus grande (l'énergie plus élevée des réactifs) est soustraite d'une valeur plus petite (l'énergie inférieure des produits). Par exemple, lorsque l'hydrogène brûle:

2H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g)
Δ H ⚬ = −483,6 kJ / mol

Voir également

Les références

Liens externes