Fiche de physique - chimie
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CONVERSION DE L'ÉNERGIE STOCKÉE DANS LA MATIÈRE ORGANIQUE

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I. Combustion des matières organiques

1. Notion de combustion

Définition
Une combustion est une transformation chimique d'oxydoréduction au cours de laquelle le système libère de l'énergie : c'est une réaction exothermique. Elle s'accompagne donc d'une hausse systématique de température du milieu extérieur.



2. Réactifs et produits d'une combustion

* Une combustion se caractérise par le contact de deux réactifs :
le combustible, qui est l'espèce chimique qui brûle ; c'est celui des réactifs qui a subi une oxydation.
le comburant, qui est l'espèce chimique qui aide le combustible à brûler (généralement il s'agira du dioxygène O_2). C'est celui des réactifs qui a subi une réduction.

Propriété
Lors d'une combustion complète, tout le combustible a réagi (= réaction totale, le dioxygène étant généralement en excès) et les produits formés sont le dioxyde de carbone (CO_2) et l'eau (H_2O).

3. Combustibles organiques usuels

* Les combustibles utilisés dans la vie quotidienne sont essentiellement d'origine fossile. Ils résultent de la décomposition d'organismes vivants effectuée pendant plusieurs millions d'années.

* Les alcanes et les alcools sont privilégiés comme combustibles car ils ont une forte énergie massique ou volumique :
Le gaz naturel est composé d'hydrocarbures gazeux constitués de méthane CH_4_\text{(g)} (en grande majorité), d'éthane C_2H_6 _\text{(g)}, de propane C_3H_8 _\text{(g)} et de butane C_4H_\text{10} _\text{(g)}. Il est rendu odorant par l'ajout de THT (tétrahydrothiophène) ;
Certaines cheminées ou poêles fonctionnent à l'éthanol C_2H_5OH_{(\ell)}

II. Réaction de combustion des alcanes et des alcools

1. Notion d'alcane et d'alcool

Ces deux notions sont abordées dans la fiche suivante :

fiches Structure des entités organiques

2. Réaction de combustion d'un alcane ou d'un alcool

* Comme nous l'avons vu précédemment, la réaction de combustion d'un alcane ou d'un alcool est une réaction d'oxydoréduction entre l'une des deux espèces organiques et le dioxygène, les produits formés étant le dioxyde de carbone et l'eau.

* Remarque : pour plus d'information sur une réaction d'oxydoréduction, se référer à la fiche suivante :

fiches Réaction d'oxydoréduction

* Ces réactions exothermiques s'effectuant à des températures élevées, on suppose que cette transformation entre ses réactifs et ses produits se fait à l'état gazeux.

3. Équation-bilan d'une réaction de combustion


a. Combustion d'un alcane (cas général)

* Les couples \text{Ox/Réd} en jeu sont :
CO_2/C_nH_{2n + 2} ;
O_2/H_2O.

* Les demi-équations électroniques, dans le sens de la réaction effective, sont les suivantes :
C_nH_{2n + 2} + 2nH_2O = nCO2 + (6n + 2)H^+ + (6n + 2)e^- ;
O_2 + 4H^+ + 4e^- = 2H_2O.

* On remarque que le nombre d'électrons n'est pas le même, on va donc multiplier la première demi-équation par 4 et la deuxième demi-équation par (6n+2), on aura donc 4(6n+2) électrons :
\textcolor{blue}{(} C_nH_{2n + 2} + 2nH_2O = nCO2 + (6n + 2)H^+ + (6n + 2)e^- \textcolor{blue}{)\times 4} ;
\textcolor{red}{(}O_2 + 4H^+ + 4e^- = 2H_2O \textcolor{red}{) \times (6n + 2)}.

* Finalement, l'équation de la réaction (une fois simplifiée) sera :

\boxed{C_nH_{2n + 2} + \dfrac{3n + 1}{2}O_2 = nCO_2 + (n+1)H_2O}



b. Combustion d'un alcool (cas général)

* Les couples \text{Ox/Réd} en jeu sont :
CO_2/C_nH_{2n + 1}OH ;
O_2/H_2O.

* Les demi-équations électroniques, dans le sens de la réaction effective, sont les suivantes :
C_nH_{2n + 1}OH + (2n - 1)H_2O = nCO2 + 6nH^+ + 6ne^- ;
O_2 + 4H^+ + 4e^- = 2H_2O.

* On remarque que le nombre d'électrons n'est pas le même, on va donc multiplier la première demi-équation par 4 et la deuxième demi-équation par 6n, on aura donc 4\times6n=24n électrons :
\textcolor{blue}{(} C_nH_{2n + 1}OH + (2n - 1)H_2O = nCO2 + 6nH^+ + 6ne^- \textcolor{blue}{)\times 4} ;
\textcolor{red}{(}O_2 + 4H^+ + 4e^- = 2H_2O \textcolor{red}{) \times 6n}.

* Finalement, l'équation de la réaction (une fois simplifiée) sera :

\boxed{C_nH_{2n + 1}OH + \dfrac{3n}{2}O_2 = nCO_2 + (n+1) H_2O}



c. Remarque importante

* Généralement, il ne sera pas nécessaire de refaire toutes les étapes d'écriture d'une équation-bilan d'oxydoréduction.

* En effet, on peut équilibrer ces réactions directement en commençant par équilibrer le carbone et l'oxygène et en terminant par l'hydrogène, selon le principe de Lavoisier. Pour cela, il est conseillé de lire attentivement le §II. 4. de la fiche suivante :

fiches Les transformations chimiques



d. Exemples

* Combustion du propane : C_3H_8_\text{(g)} + 5O_2_\text{(g)} \rightarrow 3CO_2_\text{(g)} + 4H_2O_\text{(g)} (l'équilibrage de cette équation-bilan est détaillé dans la fiche ci-dessus) ;

* Combustion de l'éthanol : C_2H_5OH_{(\ell)} + 3O_2_\text{(g)} \rightarrow  2CO_2_\text{(g)} + 3H_2O_\text{(g)}.

III. Energie libérée au cours d'une combustion

1. Énergies disponibles dans une molécule


a. Énergie de liaison

* La formation d'une liaison covalente entre deux atomes est une transformation qui conduit à libérer de l'énergie : on dit qu'il s'agit d'un processus exothermique. A l'inverse, la rupture d'une liaison covalente entre deux atomes d'une molécule requiert de l'énergie (dite énergie de liaison) : on dit qu'il s'agit d'un processus endothermique.
Définition
Pour une liaison covalente entre deux atomes, l'énergie de liaison est égale à l'énergie nécessaire pour rompre une mole de cette liaison entre les deux atomes pris à l'état gazeux : A-B_{(g)} \rightarrow  A_{(g)} + B_{(g)}.

Elle s'exprime en kilojoules par mole (\mathrm{kJ}\cdot \mathrm{mol}^{-1} ou \mathrm{kJ/mol}).

* Plus la liaison à rompre est forte, plus la quantité d'énergie qu'il faudra fournir est importante. Cette énergie à fournir peut par exemple l'être sous forme thermique.

Propriété
Au cours d'une transformation chimique, des liaisons covalentes sont rompues et d'autres sont formées.


b. Énergie molaire de cohésion
Définition
L'énergie molaire de cohésion est égale à l'énergie nécessaire à une mole d'une molécule pour la dissocier en tous ses atomes constitutifs. En d'autres termes, elle est égale à la somme de toutes les énergies de liaison entre les atomes constituant cette molécule.

Ainsi, si on note D_{A-B} l'énergie de la liaison covalente entre deux atomes A et B, on peut écrire :

\boxed{E_{m_C} = \sum_{i} D_{A_i-B_i}}

Elle s'exprime donc également en kilojoules par mole (\mathrm{kJ}\cdot \mathrm{mol}^{-1} ou \mathrm{kJ/mol}).

2. Énergie molaire de la réaction de combustion

Définition
Au cours d'une combustion, l'énergie molaire de la réaction correspond au bilan des énergies consommées (= liaisons dans le combustible et le comburant - les réactifs - qui se rompent et libérées (= énergies dans le dioxyde de carbone et l'eau - les produits - qui se forment).

Elle correspond donc à la somme algébrique des énergies de liaisons rompues et formées sur la base de l'équation-bilan de la combustion :

\boxed{\Delta E _{\text{réaction}} = \sum_{i} D_{A_i-B_i} (\text{rompues}) - \sum_{j} D_{A_j-B_j} (\text{formées})}

* Exemple de la combustion du méthane :

L'équation-bilan de la réaction de combustion est CH_4_\text{(g)} + 2O_2_\text{(g)} \rightarrow CO_2_\text{(g)} + 2H_2O_{(\ell)} ;

Si on décompose cette combustion :
- les 4 liaisons C-H du méthane CH_4 sont rompues ;
- la liaison O = O du dioxygène O_2 est rompue ;
- les 2 liaisons C = O du dioxyde de carbone CO_2 sont formées ;
- les 2 liaisons O-H de l'eau H_2O sont formées ;
- étant donnée que les énergies de liaisons sont prises à l'état gazeux, il faut tenir compte d'un changement d'état \text{gaz} \rightarrow \text{liquide} pour l'eau : il s'agit d'une chaleur latente (ou énergie massique de changement d'état) de liquéfaction (= l'inverse de la chaleur latente de vaporisation). En cas de besoin, se référer à la fiche suivante :

fiches Les transformations physiques


En tenant compte des coefficients stoechiométriques, l'énergie molaire de la réaction de combustion du méthane s'écrit :

\Delta E _{\text{réaction}} = 4D_{C-H} + 2D_{O = O} - 2D_{C = O} - 4 D_{O-H} - 2 L_{m\text{vap}}

\Leftrightarrow \Delta E _{\text{réaction}} = 4 \times 410 + 2 \times 497 - 2 \times 795 - 4 \times 460 - 2 \times 41

\Leftrightarrow \boxed{\Delta E _{\text{réaction}} = -878 ~ \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{mol}^{-1}}

3. Cas de la combustion des alcanes et des alcools en phase gazeuse


a. Une réaction exothermique

* Avec l'exemple traité ci-dessus, on constate que l'énergie molaire d'une réaction de combustion est négative. Cela permet donc de confirmer que de l'énergie est libérée au cours de cette transformation : c'est bel et bien une réaction exothermique.

* La totalité de cette énergie cédée à l'extérieur du système chimique l'est sous forme thermique.


b. Énergie libérée au cours d'une combustion
Définition
Connaissant la quantité de matière de combustible introduite dans une réaction de combustion complète (= en supposant que celle-ci sera totale), l'énergie libérée au cours de cette combustion s'écrit :

\boxed{\Delta _r E = n \times \Delta E _{\text{réaction}}}

\Delta _r E est l'énergie libérée lors de la combustion (en \mathrm{kJ}) ;
n est la quantité de matière du combustible introduite dans la combustion (en \mathrm{mol}) ;
\Delta E _{\text{réaction}} est l'énergie molaire de la réaction de combustion étudiée (en \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{mol}^{-1}).


c. Pouvoir calorifique
Définition
Le pouvoir calorifique d'un alcane ou d'un alcool, noté PC ~ (\text{nom de l'alcane ou de l'alcool}) correspond à l'énergie thermique libérée par une combustion complète de 1 kg de combustible ;

C'est l'opposé de l'énergie libérée au cours d'une réaction de combustion par unité de masse.

C'est donc une grandeur positive, qui s'exprime généralement en \mathrm{kJ}\cdot\mathrm{kg}^{-1} ou \mathrm{kJ/kg}.

IV. Combustions et enjeux de société

1. Dépendance des sociétés modernes aux énergies fossiles

* L'économie du monde actuel repose principalement sur l'utilisation d'énergies fossiles, à savoir :
le pétrole,
le charbon
et le gaz naturel.

* La consommation d'énergie fossile se répartit majoritairement dans les secteurs :
du transport,
de l'industrie,
de l'énergie et de l'électricité,
et du bâtiment (chauffage des bâtiments résidentiels et tertiaires).

* Le pétrole est utilisé à plus de 60% dans le domaine des transports pour faire avancer des voitures et des camions (transport terrestre), mais aussi des bateaux (transport maritime) et des avions (transport aérien). Chacun de ces modes de transport utilise presque exclusivement le pétrole comme énergie. Le reste du pétrole est surtout utilisé en pétrochimie pour produire des objets contenant du plastique, matériau omniprésent aujourd'hui.

* Le charbon est utilisé à plus de 67% pour produire de l'électricité, principalement via des centrales électriques à charbon. Le reste du charbon est utilisé pour produire de l'acier (car c'est un alliage de fer et de carbone) et du ciment.

* Le gaz naturel est quant à lui utilisé dans environ 25% de la production d'électricité mondiale. Le reste du gaz naturel est surtout utilisé pour le chauffage des bâtiments résidentiels et tertiaires et dans les fours et chaudières industriels.

* Toutes ces énergies sont utilisées en les brûlant, c'est-à-dire via une réaction de combustion :
essence ou gasoil issus du pétrole dans un moteur à combustion (voiture, camion) ;
charbon dans une centrale électrique (à charbon) ;
combustion du gaz naturel pour le chauffage domestique.

Les produits de ces combustions, comme par exemple le dioxyde de carbone (CO2), ont un fort impact sur l'environnement (par exemple le réchauffement climatique) et peuvent être dangereux pour l'Homme.

2. Dangers associés aux combustions

* Le dioxyde de carbone CO2 est un des gaz à effet de serre responsables du réchauffement climatique. Les émissions de ce gaz sont principalement dues à la combustion des énergies fossiles citées plus haut :
le charbon contribue à environ 40% pour les émissions mondiales de dioxyde de carbone dues aux énergies fossiles ;
le pétrole y contribue à environ 35%
et le gaz naturel 21%.

* Le dioxyde de carbone n'est pas le seul produit d'une combustion ayant un impact environnemental. Par exemple, lors d'une combustion, les atomes d'oxygène se lient avec les atomes d'azote contenus dans l'air pour former des oxydes d'azote appelés usuellement NOx. Ces gaz sont partiellement responsables des pluies acides. On peut également citer le méthane ou encore l'ozone troposphérique.

* A côté de l'impact environnemental, les combustions présentent également des dangers pour les personnes (risque d'incendies, pouvant causer de graves brûlures voire la mort). Un type de combustion, dite incomplète, est particulièrement dangereuse pour les individus. Une combustion est incomplète lorsque le dioxygène est en quantité insuffisante, c'est-à-dire quand il n'y a pas assez d'air. Les combustions incomplètes produisent des suies (particules très fines) et du monoxyde de carbone CO. Ce dernier est très dangereux pour l'homme car il se fixe très fortement sur l'hémoglobine du sang à la place du dioxygène, empêchant ainsi une oxygénation correcte du corps. De plus, il est inodore et incolore, donc quasiment indétectable par l'Homme. Les oxydes d'azote NOx produits lors de combustions sont également nocifs pour l'Homme.

3. Alternatives aux énergies fossiles

* La consommation massive d'énergies fossiles pose aujourd'hui deux problèmes :

ces énergies sont disponibles en quantité limitée sur Terre ;
l'utilisation (autrement dit, la combustion) de ces énergies est fortement émettrice de CO2.

* Le premier problème montre que le modèle économique actuel basé sur la consommation massive de charbon, pétrole et gaz n'est pas durable. Le second problème va conduire à une augmentation de la température moyenne à la surface du globe de quelques degrés, ce qui va vraisemblablement conduire à des catastrophes climatiques puis humaines largement sous-estimées.

* Pour réduire les émissions de dioxyde de carbone et l'utilisation d'énergies fossiles, une piste serait d'avoir recours aux énergies dites renouvelables en tant que substituts, notamment :
la géothermie,
l'énergie solaire,
l'énergie éolienne.

* La position du nucléaire dans les énergies renouvelables et non renouvelables n'est pas clairement définie, mais cette énergie a l'avantage d'être très peu émettrice de CO2 une fois la centrale nucléaire mise en fonctionnement : on peut donc consensuellement parler d'énergie décarbonée.

* Cependant, les énergies solaire et éolienne sont des énergies très diffuses (il faut énormément d'éoliennes ou de panneaux solaires pour égaler la puissance d'une centrale nucléaire d'une puissance d'1 GW par exemple) et ne fonctionnent pas en permanence car sont tributaires de l'ensoleillement et du vent. En effet, les installations solaires photovoltaïques ont en moyenne un facteur de charge (= pourcentage du temps sur une année où ces installations fonctionnent effectivement) de 15% et les parcs éoliens français 20%.

* Par conséquent, à côté des énergies renouvelables, il est nécessaire de stabiliser la fréquence du réseau à 50 Hz :
soit en ayant des moyens de stockage de cette électricité colossaux, via des batteries (trop onéreuses pour l'heure, sans compter le coût d'adaptation du réseau électrique) ou des STEP (Station de Transfert d'Energie par Pompage) par exemple
soit en couplant ces énergies à des centrales électriques conventionnelles (charbon, pétrole, gaz ou nucléaire) : cette deuxième option, beaucoup moins onéreuse, devrait privilégier la technologie nucléaire, la seule offrant un moyen décarboné de production d'électricité. C'est le choix fait actuellement par la France pour produire son électricité. Ce mix électrique {renouvelable + nucléaire} est décarboné à plus de 90%.

V. Ouverture à la notion d'enthalpie (hors programme de 1ère générale)

1. Notion d'enthalpie

* La thermodynamique chimique (ou thermochimie) considère l'aspect énergétique des réactions chimiques et tente notamment de répondre à la question "La réaction peut-elle se produire ?", en se basant sur les énergies relatives des réactifs et des produits.

* En chimie, on effectue souvent l'étude énergétique du système grâce à une grandeur thermodynamique qu'on nomme enthalpie, notée H. Ce nom est formé du préfixe en-, qui signifie "dans", et du grec thalpein, qui signifie "chauffer". C'est une grandeur thermodynamique adaptée à l'étude des transformations à pression constante, ce qui est souvent le cas en chimie, où le système étudié est souvent en équilibre avec l'atmosphère, à la pression P_{atm} = 1,013 ~ bar.

* L'enthalpie H s'exprime généralement en kJ ou en kJ/mol si l'on s'intéresse à l'enthalpie d'une mole de constituant : on parle alors d'enthalpie molaire, notée H_m. Considérons la réaction chimique à pression constante A \rightarrow B. La variation d'enthalpie \Delta H entre l'état final B et l'état initial A décrit la chaleur cédée ou absorbée au milieu extérieur :

\boxed{\left(\text{Chaleur cédée ou absorbée lors de la réaction}\ A \rightarrow B \right) = H_B - H_A = \Delta H}

Si \Delta H > 0, la réaction nécessite de la chaleur (qui sera fournie par le milieu extérieur), elle est dite endothermique.
Si \Delta H < 0, la réaction libère de la chaleur (qui sera cédée au milieu extérieur), elle est dite exothermique.

* Remarques :
Par abus de langage, on confond souvent les termes "chaleur" et "enthalpie".
En pratique, l'enthalpie H d'un système n'est pas connue de façon absolue et on ne peut mesurer que des variations d'enthalpie \Delta H. Cependant, on peut définir une échelle de valeurs de l'enthalpie pour des corps purs, ce qui suppose de définir arbitrairement un zéro pour l'enthalpie (autrement dit une valeur de référence à partir de laquelle on pourrait calculer les enthalpies d'espèces chimiques autres que des corps purs) ainsi qu'un état dit "standard".

2. Notion d'état standard

* Un système est dit dans son état standard s'il est à l'équilibre de pression à la pression standard P^\circ = 1\ \text{bar}. L'exposant "o" se prononce "standard". L'état standard peut être défini à une température T quelconque, par conséquent il existe une infinité d'états standards possibles. L'état standard le plus courant est cependant celui défini à 25°C (298 K) auquel se réfèrent les valeurs de l'enthalpie consignées dans les tables thermodynamiques.

* Cet état peut donc être réel ou fictif. Prenons de l'eau à une température T = 50°C sous une pression P = 10\ \text{Pa}=10^{-4}\ \text{bar}. Dans ces conditions, l'eau est gazeuse. Son état standard est donc également de l'eau gazeuse à 50°C et 1 bar. Or, dans ces conditions, l'eau est liquide. L'état standard ici considéré est donc un état fictif.

* On appelle enthalpie standard, notée H^\circ, l'enthalpie du système mesurée sous la pression standard P^\circ. Cette enthalpie, indépendante de la pression, dépend de la température T et de la composition du système (i.e. la quantité de matière de chaque constituant).

* Remarque : le changement d'état physique d'un corps pur conduit également à une variation d'enthalpie. On parle d'enthalpie molaire de changement d'état (ou de chaleur latente molaire).

3. Réaction de formation et enthalpie standard associée


a. Enthalpie standard de réaction

* Considérons la réaction d'équation : 2A + B = C + 3D + E

A, B, C, D, et E sont les espèces chimiques intervenant dans la réaction.

* On peut réécrire cette équation de la façon suivante : C + 3D + E - 2A - B = 0.

Il suffit en effet d'attribuer des coefficients stoechiométriques négatifs aux réactifs et de les mettre du même côté que les produits dans l'équation de réaction.

* De façon générale, en prenant p espèces chimiques A_1,\dots,A_p intervenant dans une réaction, l'équation de celle-ci peut s'écrire :

\boxed{\sum_{k = 1}^p\nu_kA_k = 0}

\nu_1,\dots,\nu_p sont les coefficients stoechiométriques :
positifs pour les produits
et négatifs pour les réactifs de la réaction.

Enthalpie de réaction
L'enthalpie de réaction de la réaction ci-dessus est définie par :

\boxed{\Delta_r H = \sum_{k = 1}^p \nu_k H_{mk}}

L'indice r au niveau du symbole Delta signifie "réaction". Elle s'exprime en kJ/mol.

Enthalpie standard de réaction
Si la pression du système est égale à la pression standard P^\circ, l'enthalpie de réaction est appelée l'enthalpie standard de réaction :

\boxed{\Delta_r H^\circ = \sum_{k = 1}^p\nu_k H_{mk}^\circ}

Elle s'exprime également en kJ/mol.

* Remarque : cette dernière formule nécessite de connaître les enthalpies molaires standard H^\circ_{mk}, dont les valeurs vont dépendre de la référence arbitraire choisie (voir plus haut), leur mesure étant impossible en pratique. On préfère donc travailler avec des variations d'enthalpie, qui elles sont mesurables et vont aussi nous permettre de calculer l'enthalpie standard de réaction \Delta_rH^\circ.


b. Réaction standard de formation et enthalpie standard de formation

* On a précédemment vu ce qu'était l'état standard d'une espèce chimique : c'est cette même espèce chimique, à la même température T, dans le même état physique mais sous la pression standard P^\circ = 1\ \text{bar}. Comme on impose que l'état physique de l'espèce reste le même, cet état peut être un état fictif. On définit ici ce qu'est l'état standard de référence, nous en aurons besoin pour aborder le concept de réaction standard de formation.

État standard de référence d'un élément chimique
L'état standard de référence d'un élément chimique à la température T est le corps pur simple (i.e. constitué d'un seul type d'atomes) constitué de cet élément, le plus stable thermodynamiquement, pris dans son état standard (P = P^\circ) à la température T.

* Par exemple, à 25°C, H_2_\text{(g)}, N_2_\text{(g)}, O_2_\text{(g)} et C_\text{(gr)} (carbone graphite) sont des états standard de référence.

Réaction standard de formation
La réaction standard de formation d'un composé chimique, à la température T, est la réaction de formation d'une mole de ce composé chimique à partir de ses corps purs simples constitutifs pris dans leur état standard de référence à cette même température T.

* Exemple : Plaçons-nous à 25°C et prenons le butane C_4H_{10}_\text{(g)}. Le butane est constitué des éléments carbone C et hydrogène H. Sous une pression de 1 bar et une température de 25°C, l'état standard de référence du carbone est le graphite, noté C_\text{(gr)}, et celui de l'hydrogène est le dihydrogène gazeux, H_2_\text{(g)}. La réaction standard de formation du butane à 25°C est donc :

4C_\text{(gr)} + 5H_2_\text{(g)} = C_4H_{10}_\text{(g)}

Par définition, l'enthalpie standard associée à cette réaction est appelée enthalpie standard de formation du butane (à 25°C).

Enthalpie standard de formation
L'enthalpie standard de formation d'un composé chimique est l'enthalpie de réaction associée à sa réaction standard de formation. On la note \Delta_f H^\circ et elle s'exprime également en kJ/mol. L'indice f au niveau du symbole Delta signifie "formation".

* Conséquence : cette définition implique que les enthalpies de formation des états standard de référence sont nulles. Par exemple, à 25°C, les enthalpies standard de formation du dioxygène gazeux O_2_\text{(g)}, du dihydrogène gazeux H_2_\text{(g)}, du diazote gazeux N_2_\text{(g)} et du carbone graphite C_\text{(gr)} sont nulles :

\Delta_f H^\circ(O_2_\text{(g)}) = \Delta_f H^\circ(H_2_\text{(g)}) = \Delta_f H^\circ(N_2_\text{(g)}) = \Delta_f H^\circ(C_\text{(gr)}) = 0\ \text{à}\ T = 25°\text{C}

* Maintenant que nous avons défini ce qu'est une enthalpie standard de formation, il existe une loi qui va nous permettre de calculer l'enthalpie standard de réaction \Delta_r H^\circ en fonction des enthalpies standard de formation \Delta_f H^\circ des composés chimiques intervenant dans la réaction, i.e. des enthalpies standard de formation des produits et des réactifs.


c. Loi de Hess
Loi de Hess
Soit la réaction d'équation \sum_{k = 1}^p \nu_kA_k = 0 ayant lieu à la température T, où :
\nu_k > 0 si A_k est un produit
et \nu_k < 0 si A_k est un réactif.

L'enthalpie standard de réaction définie dans la section V.3.a. à partir des enthalpies molaires peut encore s'exprimer à partir des enthalpies standard de formation \Delta_f H^\circ_k des composés chimiques A_k, c'est la loi de Hess :

\boxed{\Delta_r H^\circ = \sum_{k = 1}^p \nu_k \Delta_f H_k^\circ}

* Exemple :
L'équation de la réaction standard de formation du butane est 4C_\text{(gr)} + 5H_2_\text{(g)} = C_4H_{10}_\text{(g)}.
D'après la loi de Hess, on a \Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)})- 4\Delta_f H^\circ(C_\text{(gr)}) - 5\Delta_ fH^\circ(H_2_\text{(g)}).
Or, par définition, puisqu'il s'agit de la réaction standard de formation du butane, \Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)}), ce qui est bien le cas puisque C_\text{(gr)} et H_2_\text{(g)} étant des états standard de référence, leur enthalpie standard de formation est nulle.

4. Réaction de combustion et enthalpie standard associée

* Considérons une réaction de combustion, par exemple d'un alcane ou d'un alcool. L'enthalpie standard de réaction associée est appelée enthalpie standard de combustion et est notée \Delta_c H^\circ. L'indice c au niveau du symbole Delta signifie "combustion". Elle s'exprime en kJ/mol et indique la variation d'enthalpie nécessaire pour la combustion d'une mole de l'alcane ou de l'alcool considéré. Comme c'est une réaction exothermique, on s'attend à avoir \Delta_c H^\circ < 0.

* Exemple : réaction de combustion du butane C_4H_{10}_\text{(g)}.
L'équation de la réaction de combustion du butane s'écrit : C_4H_{10}_\text{(g)} + \dfrac{13}{2}O_2_\text{(g)} = 4CO_2_\text{(g)} + 5H_2O_{(\ell)}
D'après la loi de Hess, on a :

\Delta_r H^\circ = 4 \Delta_f H^\circ(CO_2\text{(g)}) + 5 \Delta_f H^\circ(H_20_{(\ell)}) - \Delta_f H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)}) - \dfrac{13}{2} \Delta_f H^\circ(O_2_\text{(g)})

Par définition, comme il s'agit de la réaction de combustion du butane, \Delta_r H^\circ = \Delta_c H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)}) et :

\Delta_c H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)}) = 4 \Delta_f H^\circ(CO_2\text{(g)}) + 5 \Delta_f H^\circ(H_20_{(\ell)}) - \Delta_f H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)})-\dfrac{13}{2} \Delta_f H^\circ(O_2_\text{(g)})

En prenant les enthalpies standard de formation à 25°C, l'application numérique donne :

\Delta_c H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)}) = 4 \times (-393,52\ \text{kJ/mol}) + 5 \times(-285,10\ \text{kJ/mol}) - (-124,78\ \text{kJ/mol}) - \dfrac{13}{2} \times 0

\boxed{\Delta_c H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)}) = -2874,80\ \text{kJ/mol}}

\Delta_c H^\circ(C_4H_{10}_\text{(g)} < 0, la réaction de combustion du butane est exothermique.

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