Chimie 5ème by Groupe De Boeck

Chimie5e_finale:Mise en page 1 17/03/11 09:08 Page1

E é VAN ELSUW n e R , O IN D A ndré T AUWAERT, A N S e p ip il h P MARTIN, SIA, Claude O IB R B in la N, A Pierre PIRSO

érales Sciences gén

Des manuels clairs et attrayants D une toute nouvelle iconographie Ce manuel, conforme aux programmes de Sciences, s’adresse aux élèves du cours de chimie de 5e année en Sciences générales (6 périodes de sciences par semaine). Les objectifs de ce manuel sont d’amener les élèves à : D D D D

se réapproprier des acquis de base du deuxième degré, acquérir et structurer des savoirs, exercer et maîtriser des savoir-faire, développer des compétences en résolvant des tâches d’un niveau équivalent à celui des outils d’évaluation et regroupées en quatre familles.

Grâce à sa nouvelle mise en page en couleur, le Chimie 5e donnera à l’élève le goût et l’envie d’appréhender cette discipline. Il leur fournira les bases solides, tant théoriques qu’expérimentales, telles que le classement des réactions chimiques, l’équilibre chimique ou encore le principe de Le Chatelier, couvrant ainsi l’intégralité du programme de chimie vu en 5e année. Plaisir et désir d’apprendre la chimie : tel est l’un des objectifs de ce manuel ! Cet apprentissage permettra aux jeunes de décoder et de résoudre des situations auxquelles ils sont confrontés. Ils se prépareront ainsi à trouver leur place de citoyens dans le monde technoscientiﬁque qui est le nôtre.

www.deboeck.com

D des chapitres structurés de manière particulièrement claire et composés de mises en situations, d’appropriations, d’exercices et de documents qui étoﬀent la théorie par un lien avec la vie quotidienne D de nombreux exercices pour que l’élève puisse tester ses connaissances et exercer ses compétences D une mise en pages dynamique et en couleur

978-2-8041-6359-4

CHI52

s o p o r p t n a v A Ce manuel s’adresse aux élèves de 5e qui suivent 6 périodes de sciences par semaine (Sciences générales). Les objectifs de ce manuel, qui s’inscrit résolument dans la perspective des nouveaux programmes de Sciences, sont d’amener les élèves à : • se réapproprier des acquis de base du deuxième degré ; • acquérir et structurer des savoirs ; • exercer et maîtriser des savoir-faire ; •  développer des compétences en résolvant des tâches d’un niveau équivalent à celui des outils d’évaluation1 et regroupées en quatre familles. Ces objectifs seront atteints à travers les contenus du nouveau programme qui comprend deux volets : •  étude du comportement des réactifs en solution aqueuse et des différents aspects thermodynamiques et cinétiques de toute réaction chimique (chap. 1 à 10) ; •  utilisation des acquis dans l’étude de trois types de réaction en chimie organique (chap. 11 à 13). Les réactions de combustion, d’addition et de polymérisation sont abordées de façon systématique :

– profil des réactifs ;

– profil (modèle) de la réaction ;

– gestion d’une application concrète de ce type de réaction ;

– utilisation des produits et gestion des déchets.

Le chapitre 10 est facultatif, ainsi que les parties suivantes : •  appropriation du chapitre 12 : « Gestion d’une réaction d’addition » et « Utilisation de produits lipidiques » ; • appropriation du chapitre 13 : « Gestion de la réaction de formation du polyéthylène ». L’apprentissage à travers ce manuel permettra aux jeunes de décoder et de résoudre des situations auxquelles ils sont confrontés. Ils se prépareront ainsi à trouver leur place de citoyens dans le monde technoscientifique qui est le nôtre. Tout en restant fidèles à la démarche pédagogique de nos manuels, nous avons voulu cette nouvelle édition encore plus attractive que les précédentes : nouvelle présentation tant sur le fond que sur la forme, proposition de tâches, réponses à des exercices et problèmes quantitatifs, photos en couleur, nombreuses illustrations… Ce manuel devrait, dès lors, répondre à l’intérêt des élèves pour lesquels il est conçu ainsi qu’aux attentes de nombreux collègues. Nous remercions chaleureusement nos familles pour leur soutien et nos collègues qui ont accepté de prendre du temps pour nous relire et nous faire part de leurs conseils. Enfin, nous remercions d’avance celles et ceux qui, par leurs avis et suggestions, voudront bien nous aider à améliorer notre travail. Les auteurs 1 Outils d’évaluation de la Commission des Outils d’Évaluation : www.enseignement.be

Avant-propos

t n e m Com ? l e u n a m e c r e s i l i t u Ce manuel est composé de 13 chapitres qui proposent, chacun, une séquence d’apprentissage structurée en cinq points.

Mise en situation

Porteuse de sens, la mise en situation contient un questionnement, dont la réponse sera, généralement, amorcée par une démarche expérimentale ou par la lecture d’un texte.

Comme le montre le graphique ci-dessous, une part très importante de la production mondiale d’énergie est encore issue de la combustion de gaz naturel, de charbon ou de pétrole (combustibles fossiles). Les valeurs sont données en exajoules, c’est-à-dire 1018 J.

En Chimie 2 périodes/semaine

500 450 400 Énergie en EJ

350

• les expérimentations sont effectuées par le professeur lui-

NUC LÉAIRE HYDRAULIQUE C HARBON GAZ PÉTROLE

300 250 200 150

même : elles sont signalées par le logo

;

100 50 0

1970

1980

1990

2000

2008

•  les laboratoires signalés par le logo

Consommation d’énergie dans le monde1

les élèves en tant que tâches

sont réalisés par (Famille de tâches 2).

Le programme de cette option demande un minimum de 3 séances de 2 périodes de laboratoire de chimie par année.

Quels sont les produits de cette combustion ? Pour répondre à cette question, nous étudierons la combustion du gaz alimentant les becs bunsen du laboratoire.

C’est, notamment, à travers la réalisation de ces laboratoires que les élèves acquièrent une démarche scientifique expérimentale.

Mettre en évidence la formation des produits issus de la combustion du gaz de laboratoire Pour ce faire : • allumer un bunsen et régler l’arrivée de gaz et d’air de manière à obtenir une petite flamme bleue ;

Chaque séance de laboratoire donne lieu à la rédaction d’un rapport de laboratoire dont un canevas est proposé en annexe du manuel.

• au-dessus de la flamme, tenir un berlin de 250 mL ; • observer ; • en tenant au-dessus de la flamme bleue un autre berlin préalablement humidifié avec de l’eau de chaux, observer les gouttelettes d’eau de chaux ; • régler le bunsen pour obtenir une flamme jaune éclairante et tenir audessus de celle-ci, avec une pince en bois, un creuset en porcelaine ; • observer.

BP Statistical Review of World Energy, juin 2009.

Réaction de combustion des alcanes

En s’appuyant sur les résultats de l’expérimentation, du laboratoire ou de la recherche documentaire, les élèves découvrent de nouvelles notions dont la définition est signalée par le logo

Définies, structurées, développées, ces notions débouchent, à leur tour, sur d’autres nouvelles notions.

113

Ap Appropriation Réaction exothermique et réaction endothermique Lors de la réaction de dissociation du NaOH dans l’eau et de la réaction de neutralisation du NaOH par HCl, l’élévation de température montre que ces phénomènes s’accompagnent d’un dégagement d’énergie thermique. Ces réactions sont dites exothermiques (du grec exô, « au-dehors », et thermos, « chaud »). Une réaction exothermique est une réaction qui libère de l’énergie thermique. Lors de la réaction de dissociation du KNO3 dans l’eau et de la réaction du NaHCO3 avec le CH3COOH, l’abaissement de température montre que ces phénomènes s’accompagnent d’une absorption d’énergie thermique. Ces réactions sont dites endothermiques (du grec endon, « dedans »). Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l’énergie thermique.

Comment utiliser ce manuel ?

Principe de conservation de l’énergie appliqué aux réactions chimiques

Dans les expériences précédentes, nous considérons comme système isolé la ou les substance(s) chimique(s) en transformation, la solution et les parois du récipient. Le principe de conservation de l’énergie implique que si une partie du système gagne (ou perd) de l’énergie, l’autre partie en perd (ou gagne) une quantité équivalente. Appliquons ce principe aux réactions étudiées expérimentalement. Cas des réactions exothermiques Dans le cas de la dissociation exothermique du NaOH(s) dans l’eau, il nous ffaut définir le système isolé dans lequel nous distinguons : • la solution et les parois du récipient ; • le réactif NaOH(s) qui se transforme en produits : HO

2 NaOH (s) → Na+ (aq) + OH–(aq)

D’après le principe de conservation de l’énergie, nous pouvons affirmer que, lors de la dissociation du NaOH : • la solution et les parois du récipient reçoivent de l’énergie E ; •

Exercices, problèmes et tâches Exe Les exercices et les problèmes, nombreux et diversifiés, permettent aux élèves de consolider leurs savoirs et savoir-faire. Quant aux tâches, inscrites dans l’une des familles de tâches 2 , 3 , ou 4 ), ( FT1 , FT FT FT elles permettent d’évaluer de façon formative ou certificative l’acquisition de compétences.

12 Depuis 2002, toute voiture neuve vendue en Belgique doit être accompagnée d’une étiquette informant le consommateur sur la consommation de carburant et sur l’émission de dioxyde de carbone.

Les familles de tâches sont décrites à l’Annexe 1.

13 Une bombe calorimétrique est un calorimètre permettant de mesurer les élévations de température lors de réactions de combustion. Elle est constituée : – d’une enceinte fermée sous atmosphère de dioxygène où se trouve le combustible ; – d’une enceinte extérieure remplie d’eau et pourvue d’un thermomètre. La combustion est initiée par un courant électrique. Fils d’allumage Entrée d’O2(g)

H2O(l) Récipient en acier inoxydable, à paroi épaisse, muni d’un couvercle amovible O2(g) Support de l’échantillon Combustible

La valeur en eau d’une bombe calorimétrique est l’énergie absorbée par tout ce que contient le calorimètre (thermomètre, parois, eau…) et caractérise cette bombe. Elle s’exprime en kJ . °C– 1.

En supposant que la voiture dont les caractéristiques sont consignées ci-dessus consomme une essence constituée d’octane pur (masse volumique 0,70 kg . L–1), calculer la masse de dioxyde de carbone rejetée dans l’atmosphère par km parcouru. Comparer le résultat du calcul à la valeur indiquée sur l’étiquette.

Ainsi l’énergie absorbée par le calorimètre et, par conséquent, produite par la combustion d’une masse m d’un alcane, peut se calculer en utilisant la relation : Q = valeur en eau . ∆ t°. Dans une bombe calorimétrique dont la valeur en eau vaut 32,9 kJ . °C–1, on brûle 10 g de paraffine C25H52 et on note une élévation de température de 12,5°C. Calculer le pouvoir thermique de la paraffine.

Réaction de combustion des alcanes

Ressources à intégrer Res

121

À la fin de ce chapitre, être capable de : SAVOIRS

SAVOIR-FAIRE

• définir réaction chimique rapide, lente ou très lente ;

• calculer la vitesse moyenne de formation d’un produit ;

• définir vitesse moyenne de formation d’un produit et écrire l’expression mathématique permettant de la calculer ;

• expliquer l’influence de la température sur la vitesse de réaction ;

• citer quelques facteurs cinétiques ;

En fin de chapitre, une liste de savoirs et de savoir-faire aide les élèves dans leur travail d’étude.

• expliquer l’influence de la concentration sur la vitesse de réaction ; • expliquer le rôle d’un catalyseur.

Pour en savoir plus ... Pou Chaque chapitre se termine par un document qui étoffe le sujet traité. Ce document culturel est lié à l’actualité et aux domaines scientifique, historique, technologique, éthique, socio-économique…

Un équilibre chimique menacé ou l’acidification des océans Les ptéropodes, petits escargots marins, sont des animaux robustes qui vivent dans les mers les plus froides du monde. Ils constituent un maillon important dans la chaîne alimentaire des mers polaires : ils fournissent à certaines périodes de l’année 80 % de l’alimentation des saumons dans le Pacifique Nord. Depuis plus de 20 ans, des scientifiques observent ces escargots : les résultats obtenus sont inquiétants car ces organismes marins commencent à disparaître. En outre, des relevés de mesures d’acidité dans ces mêmes eaux montrent une augmentation de l’acidité du milieu dans lequel vivent ces organismes. Pour mettre en relation ces observations et comprendre le phénomène, des ptéropodes ont été capturés et placés dans des aquariums.

Chapitre 7

Comment utiliser ce manuel ?

s e r è i t a m s e d e Tabl Avant-propos.......................................................................................................................3 Comment utiliser ce manuel ?..............................................................................................4 Chapitre 1 Classement et modèles de solutions aqueuses...................................................6 Pour en savoir plus … La conductivité des solutions aqueuses : mesure et danger.........................................................12 Chapitre 2 Équation de dissociation des électrolytes et concentration en ions....................13 Pour en savoir plus … Eaux de distribution, eaux de source, eaux minérales naturelles : que choisir… ?…….....................................20 Chapitre 3 Réactions chimiques et énergie.....................................................................23 Pour en savoir plus … De l’énergie pour notre corps.........................................37 Chapitre 4 Facteurs d’évolution spontanée des réactions chimiques...................................38 Pour en savoir plus … Une réaction spontanée au quotidien : la prise du ciment........................................................45 Chapitre 5 Classement des réactions en réactions complètes, incomplètes et impossibles.....47 Pour en savoir plus … Impossible n’est pas chimique… ou la synthèse de la soude par Ernest Solvay........................................55 Chapitre 6 Équilibre chimique, approche qualitative........................................................57 Pour en savoir plus … Simulation expérimentale d’un état d’équilibre dynamique.....................................65 Chapitre 7 Équilibre chimique, approche quantitative......................................................66 Pour en savoir plus … Un équilibre chimique menacé ou l’acidification des océans..................................................................78 Chapitre 8 Déplacement de l’équilibre chimique. Principe de Le Chatelier...........................80 Pour en savoir plus … Hémoglobine et dioxygène, un couple parfait...................93 Chapitre 9 Vitesse de réaction......................................................................................95 Pour en savoir plus … Les automobiles, des purificateurs d’air ?...................... 104 Chapitre 10 Le principe de Le Chatelier au service de l’industrie chimique......................... 105 Chapitre 11 Réaction de combustion des alcanes............................................................ 112 Pour en savoir plus … Le raffinage du pétrole............................................... 123 Chapitre 12 Réaction d’addition des alcènes................................................................... 125 Pour en savoir plus … Le régime crétois....................................................... 133 Chapitre 13 Réactions de polymérisation....................................................................... 134 Pour en savoir plus … Les plastiques BIO...................................................... 149 Table des matières

175

Annexes Annexe 1 Description des familles de tâches (FT)........................................................ 152 Annexe 2 Préparation de solutions............................................................................ 153 Annexe 3 Polarité d’une molécule d’eau...................................................................... 155 Annexe 4 Tables de données..................................................................................... 157 Annexe 5 Règles pratiques pour la recherche de la charge d’un ion................................ 159 Annexe 6 Nomenclature des alcanes........................................................................... 161 Annexe 7 Canevas de rapport de laboratoire................................................................ 164 Annexe 8 Nouveaux pictogrammes de danger.............................................................. 165 Annexe 9 Liste des réactifs utilisés lors des expériences décrites dans ce manuel............ 168 Index.............................................................................................................................. 169

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Table des matières

3 e r t i Chap Réactions chimiques et énergie

Les réactions de combustion sont bien connues pour produire de la chaleur. Certaines réactions, moins connues cependant, produisent aussi du froid. Les valeurs des énergies mises en jeu lors de ces réactions peuvent être déterminées par calorimétrie. Ces valeurs permettent de faire des choix énergétiques judicieux.

Mise en situation La chimie est la science des transformations de la matière. À chaque instant de notre vie, ces transformations se manifestent, même si nous n’y prêtons pas particulièrement attention. C’est le cas lorsque nous cuisinons, lorsque nous utilisons de l’essence pour nous déplacer en voiture ou en moto, lorsque nous digérons des aliments, lorsque nous contractons nos muscles... Toutes ces transformations ont un aspect énergétique. La thermodynamique est la science qui étudie, entre autres, les échanges d’énergie qui se produisent dans les réactions chimiques. Dans le cadre de ce cours, nous envisagerons l’aspect énergétique des réactions en répondant aux questions suivantes : • comment classer les réactions chimiques du point de vue énergétique ? • d’où provient l’énergie mise en jeu au cours d’une réaction chimique ? • comment mesurer cette énergie ? À cette fin, nous réaliserons le laboratoire suivant.

Classer des réactions chimiques du point de vue énergétique.

Afin de réaliser ce laboratoire, rassembler le matériel et les réactifs suivants :

MATÉRIEL

RÉACTIFS

– gobelet en frigolite d’environ 200 mL – berlin de 1 L – thermomètre de précision ou sonde de température au 1/10°C – cylindre gradué de 100 mL – balance au 1/10 g

– NaOH(s) – KNO3 (s) – NaOH(aq) environ 1M – HCl(aq) environ 1M – NaHCO3 (s) (hydrogénocarbonate de sodium) – Vinaigre commercial (solution d’acide acétique CH3COOH) – Eau déminéralisée

Identifier les pictogrammes de danger sur les flacons de réactifs.

Appliquer les modes opératoires suivants.

Chapitre 3

Expérience n° 1 : dissociation de l’hydroxyde de sodium dans l’eau – Verser 100 mL d’eau dans le récipient en frigolite ; – relever la température initiale tinitiale ; Thermomètre au 1/10° C

Frigolite ou plastique

Eau

Schéma d’un calorimètre simplifié

– peser au dixième de gramme près environ 2,0 g de NaOH ; – verser le NaOH sans tarder dans le récipient ; – agiter doucement pour assurer la dissociation du NaOH ; – relever la température la plus élevée : tfinale ; – éliminer la solution et rincer le récipient à l’eau de distribution.

Expérience n° 3 : neutralisation de l’hydroxyde de sodium par l’acide chlorhydrique – Verser 20 mL de NaOH 1M dans le récipient en frigolite ; – relever la température initiale tinitiale ; – y verser en une fois 20 mL de HCl 1M ; – relever la température la plus élevée : tfinale.

Expérience n° 4 : réaction de l’hydrogénocarbonate de sodium avec le vinaigre – Verser 100 mL de vinaigre dans le berlin de 1 L ; – relever la température initiale tinitiale ; – peser au dixième de gramme près environ 5,0 g de NaHCO3 ; – verser le solide dans le vinaigre ; – noter la température finale tfinale.

Expérience n° 2 : dissociation du nitrate de potassium dans l’eau Utiliser le même mode opératoire que précédemment mais ici : – dissoudre environ 5,0 g de KNO3 pesé au dixième de gramme près ; – relever la température la plus basse : tfinale. d

Rédiger un rapport de laboratoire

– Pour les quatre expériences, consigner les valeurs des masses utilisées ainsi que les résultats expérimentaux en vue de calculs ultérieurs ; – écrire les équations de dissociation du NaOH et du KNO3 dans l’eau ; – classer les quatre réactions selon les variations de température.

Réactions chimiques et énergie

Appropriation Réaction exothermique et réaction endothermique Lors de la réaction de dissociation du NaOH dans l’eau et de la réaction de neutralisation du NaOH par HCl, l’élévation de température montre que ces phénomènes s’accompagnent d’un dégagement d’énergie thermique. Ces réactions sont dites exothermiques (du grec exô, « au-dehors », et thermos, « chaud »). Une réaction exothermique est une réaction qui libère de l’énergie thermique. Lors de la réaction de dissociation du KNO3 dans l’eau et de la réaction du NaHCO3 avec le CH3COOH, l’abaissement de température montre que ces phénomènes s’accompagnent d’une absorption d’énergie thermique. Ces réactions sont dites endothermiques (du grec endon, « dedans »). Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l’énergie thermique.

Principe de conservation de l’énergie appliqué aux réactions chimiques Il nous faut maintenant interpréter les observations réalisées au cours des expériences précédentes. Pour cela nous allons élaborer un modèle illustrant les échanges d’énergie lors des réactions chimiques en nous basant sur le principe de conservation de l’énergie. Ce principe s’énonce comme suit :

L’énergie d’un système isolé est constante.

Un système isolé est une région de l’espace qui ne peut échanger ni matière ni énergie avec l’extérieur.

Chapitre 3

Dans les expériences précédentes, nous considérons comme système isolé la ou les substance(s) chimique(s) en transformation, la solution et les parois du récipient. Le principe de conservation de l’énergie implique que si une partie du système gagne (ou perd) de l’énergie, l’autre partie en perd (ou gagne) une quantité équivalente. Appliquons ce principe aux réactions étudiées expérimentalement. Cas des réactions exothermiques Dans le cas de la dissociation exothermique du NaOH(s) dans l’eau, il nous faut définir le système isolé dans lequel nous distinguons : • la solution et les parois du récipient ; • le réactif NaOH(s) qui se transforme en produits : HO

2 NaOH (s) → Na+ (aq) + OH–(aq)

D’après le principe de conservation de l’énergie, nous pouvons affirmer que, lors de la dissociation du NaOH : • la solution et les parois du récipient reçoivent de l’énergie E ; • cette énergie E provient uniquement et en totalité du NaOH qui se transforme. Dès lors, on écrit : HO

2 NaOH (s) → Na+ (aq) + OH–(aq) + E

Le schéma ci-dessous illustre l’échange d’énergie lors de la dissociation du NaOH(s) dans l’eau. SOLUTION ET PAROIS E

Isolant

NaOH(s) → Na+(aq) + OH–(aq)

D’après le principe de conservation de l’énergie, nous pouvons affirmer que, lors de la dissociation du KNO3 (s) : • la solution et les parois du récipient perdent de l’énergie ; • cette énergie est absorbée uniquement et en totalité par le KNO3 qui se transforme. Dès lors, on écrit :

2 + KNO3 (s) + E → K + NO3–(aq) (aq)

Le schéma ci-dessous illustre l’échange d’énergie lors de la dissociation du KNO3 (s) dans l’eau.

De même dans le cas de la neutralisation exothermique de NaOH par HCl, nous pouvons écrire l’équation : NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + E

SOLUTION ET PAROIS E

De façon générale, une réaction exothermique se traduit par l’équation : R→P+E

Isolant

KNO3(s) → K+(aq) + NO3–(aq)

dans laquelle R signifie le(s) réactif(s), P le(s) produit(s) et E l’énergie. Cas des réactions endothermiques Dans le cas de la dissociation endothermique du KNO3 (s) dans l’eau, il nous faut définir le système isolé dans lequel nous distinguons : • la solution et les parois du récipient ; • le réactif KNO3 (s) qui se transforme en produit : H2O + KNO3 (s) → K + NO3–(aq) (aq) Compresse réfrigérante à base de nitrate d’ammonium

De même lors de la réaction endothermique du NaHCO3 avec CH3COOH, nous pouvons écrire l’équation : NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) + E → CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l) De façon générale, une réaction endothermique se traduit par l’équation : R+E→P Réactions chimiques et énergie

Enthalpie et variation d’enthalpie Cas des réactions exothermiques Si un réactif (par exemple NaOH solide), en se transformant, libère de l’énergie, c’est qu’il possédait un contenu énergétique. Ce contenu énergétique est appelé enthalpie du réactif et est symbolisé par HR. Il est aussi possible de montrer que les ions Na+ et les ions OH–, produits de la réaction, possèdent encore un certain contenu énergétique. Ce contenu énergétique est appelé enthalpie des produits et est symbolisé par HP. Puisque c’est le réactif qui perd de l’énergie, son contenu énergétique était supérieur au contenu énergétique des produits : HR > HP Il y a donc eu variation d’enthalpie ∆H au cours de la réaction. Par convention : ∆H = HP – HR

Le schéma ci-avant appelé diagramme d’enthalpie visualise la variation d’enthalpie entre l’enthalpie des produits Na+(aq) et OH–(aq) et l’enthalpie du réactif NaOH(s). Dans ce schéma : • l’axe vertical est une échelle d’enthalpie (non graduée ici) ; • les réactifs, état initial, et les produits, état final, sont indiqués sur deux paliers, placés à deux hauteurs différentes puisque l’enthalpie des produits est inférieure à l’enthalpie des réactifs ; • une flèche verticale vers le bas symbolise l’échange d’énergie au cours de la réaction. Dès à présent, nous insistons sur le fait que dans un diagramme d’enthalpie, la flèche est toujours dirigée dans le sens HR → HP correspondant au sens de la réaction qui a toujours lieu dans le sens R → P. Cas des réactions endothermiques Puisque, lors d’une réaction endothermique, R + E → P alors : HP > HR Et comme ∆H = HP – HR, ∆H est donc positif.

∆H est appelé variation d’enthalpie de réaction. Dans le cas des réactions exothermiques, ∆H est par conséquent négatif. ∆H < 0 RÉACTION EXOTHERMIQUE

∆H > 0 RÉACTION ENDOTHERMIQUE Le schéma ci-dessous visualise la variation d’enthalpie entre l’enthalpie des produits K+(aq) et NO –3(aq) et l’enthalpie du réactif KNO3(s). ENTHALPIE

ENTHALPIE

Réactif : NaOH(s)

– Produits : K +(aq) + NO 3(aq)

∆H > 0

∆H < 0 HP

– Produits : Na+(aq) + OH(aq)

Réaction exothermique

Chapitre 3

Réactif : KNO 3(s) Réaction endothermique

Détermination de l’énergie thermique d’une réaction et sa relation avec ∆H La calorimétrie et l’énergie thermique Q La détermination de la valeur de l’énergie thermique Q dégagée ou absorbée par une réaction s’opère en utilisant une technique appelée calorimétrie. La calorimétrie est la technique qui a pour objet la mesure des quantités d’énergie thermique Q mises en jeu au cours d’un phénomène. Il a été montré que la chaleur massique de l’eau ceau, c’est-à-dire l’énergie à fournir à un kilogramme d’eau pour élever sa température d’un degré centigrade, est de : ceau = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1 Cette valeur est approximativement la même pour les solutions diluées. Nous pouvons donc écrire : csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1 où csolution s’appelle chaleur massique de la solution. Si la température d’une solution de masse m kilogrammes varie de ∆tt degrés Celsius (∆tt = tf – ti), il suffit d’appliquer la formule suivante pour calculer la quantité d’énergie thermique Q mise en œuvre : Qsolution = csolution . msolution . ∆t Les valeurs de Q sont exprimées en kJ ou MJ (1 MJ = 103 kJ). Notons que cette relation ne prend pas en compte la faible énergie qui serait absorbée ou dégagée par les parois du récipient en frigolite. Relation entre Qsolution et ∆H Au cours d’une expérience de calorimétrie, deux cas peuvent se présenter. • La température finale de la solution est supérieure à la température initiale : ∆tt > 0. La solution reçoit de l’énergie thermique Qsolution et, en accord avec le principe de conservation de

l’énergie, la matière en transformation perd la même quantité d’enthalpie H. La réaction est exothermique avec ∆H ∆H négatif. •  La température finale de la solution est inférieure à la température initiale : ∆tt < 0. La solution perd de l’énergie thermique Qsolution et, en accord avec le principe de conservation de l’énergie, la matière en transformation gagne la même quantité d’enthalpie H. La réaction est endothermique avec ∆H ∆H positif. En résumé : ∆t > 0 Qsolution > 0 Réaction exothermique ∆H < 0 ∆t < 0 Qsolution < 0 Réaction endothermique ∆H > 0 Du résumé précédent, il ressort que : ∆H = – Qsolution Détermination de ∆H des réactions réalisées lors du laboratoire À partir des valeurs consignées dans le rapport de laboratoire pour les quatre réactions réalisées : – calculer Qsolution ; – en déduire la valeur de ∆H ∆ . Par convention, les valeurs de ∆H ∆H sont établies pour une mole de réactif employé : – calculer le nombre de moles n de réactif utilisé lors de chaque expérience ; – calculer ∆H ∆Hmolaire de chaque réaction : ∆Hmolaire = ∆H

∆H n

Réactions chimiques et énergie

Le tableau suivant donne les valeurs de ∆H ∆Hmolaire des réactions effectuées dans des conditions expérimentales idéales. ∆Hmolaire(kJ . mol–1) ∆H

Exp. n°

Réaction

2 NaOH (s) → Na+ (aq) + OH–(aq)

2 KNO3 (s) → K+ (aq) + NO3–(aq)

+ 35

NaOH (aq)+ HCl (aq) → NaCl(aq)+ H2O(l)

– 58

NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) → CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l)

+ 26

– 42

Ces valeurs de ∆H ∆Hmolaire reprises dans le tableau permettent de comparer les effets thermiques des différentes réactions.

Chapitre 3

Exercices, problèmes et tâches a. Énergie et ∆H ∆

1 À la lecture des équations des réactions suivantes préciser si les réactions suivantes sont exothermiques ou endothermiques : a) Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

∆H < O ∆H

b) N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) + 92 kJ ∆H < 0 ∆H c) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H > 0 ∆H d) CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆ = + 180 kJ ∆H e) N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) f) CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l) ∆ = – 891 kJ ∆H g) N2(g) + 2 O2(g) + 66 kJ → 2 NO2(g) h) H2O(l) → H2(g) + 1/2 O2(g) ∆H > 0 ∆H

2 Soit les réactions suivantes : a) dissociation endothermique du NaNO3(s) dans l’eau ; b) dissociation exothermique du KOH dans l’eau ; c) combustion du soufre. Pour chacune des réactions : – écrire l’équation ; – placer adéquatement le symbole E pour signifier que le phénomène est exothermique ou endothermique ; – donner le signe de ∆H ∆ .

3 Certaines indications dans les deux diagrammes d’enthalpie ci-après sont fausses. Rectifier les erreurs. a)

ENTHALPIE

Produits ∆H < 0

ENTHALPIE Réactifs

∆H > 0 HP

Produits

4 Soit le diagramme d’enthalpie incomplet : ENTHALPIE

NO2(g)

N2O4(g)

a) Compléter le diagramme. b) Écrire l’équation de la réaction. c) Dire si la réaction est exothermique ou endothermique.

5 Lorsqu’on dissout du CuSO anhydre 4 dans l’eau, la température de la solution s’élève. a) Écrire l’équation de la réaction de dissociation dans l’eau. b) À partir du principe de conservation de l’énergie, citer quelle(s) partie(s) du système gagne(nt) de l’énergie et quelle(s) partie(s) en perd(ent). c) Dessiner un schéma illustrant l’échange d’énergie entre les différentes parties du système. d) Tracer le diagramme d’enthalpie.

Réactifs

Réactions chimiques et énergie

6 Établir un diagramme d’enthalpie correspondant à la réaction de l’hydrogénocarbonate de sodium avec l’acide acétique : NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) + 26 kJ → CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l)

b. Détermination de la valeur de ∆H par calorimétrie 1 Dans un récipient en frigolite, on verse 200 g d’eau pure à 20,0°C et ensuite 4,30 g de sulfate de cuivre(II) anhydre (CuSO4) à la même température. La température finale de la solution est alors de 22,4°C. a)  Calculer Q de dissociation du CuSO4 (csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1). b) Calculer ∆Hmolaire de réaction. R : Q = 2,05 kJ ∆Hmolaire = – 76,1 kJ . mol–1

2 Dans un récipient en frigolite, on verse 100 g d’eau pure à 19,5°C et ensuite 8,0 g de nitrate d’ammonium (NH4NO3) à la même température. La température finale de la solution est alors de 13,7°C. a)  Calculer Q de dissociation du NH4NO3 (csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1). b)  Calculer ∆Hmolaire de réaction. R : Q = 2,6 kJ ∆Hmolaire = 26 kJ . mol–1

3 Dans un récipient en frigolite, on verse 200 mL de NaOH 0,50M à la température de 21,0°C et ensuite 200 mL de HCl 0,50M à la même température. P ar suite de la réaction entre NaOH et HCl selon l’équation : NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l), la température de la solution s’élève et atteint 24,5°C.

Chapitre 34

a)  Calculer Q de la réaction de neutralisation de la base par l’acide (csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1). b)  Calculer ∆Hmolaire de la réaction. R : Q = 5,8 kJ ∆Hmolaire = – 58 kJ . mol–1

4 La variation d’enthalpie ∆H de la réaction de dissociation du CuCl2(s) dans l’eau est : ∆Hmolaire = – 52,0 kJ . mol–1. a)  Écrire l’équation de dissociation dans l’eau avec le symbole de l’énergie. b)  Calculer la chaleur de la réaction Q lorsque 3,00 g de CuCl2(s) sont dissociés dans 100 mL d’eau. c)  Calculer l’augmentation de température dans le calorimètre. R : Q = 1,16 kJ

∆t = 2,69°C

5 L’acide sulfurique se dissout en toutes proportions dans l’eau et la réaction est très exothermique: ∆H = – 84 kJ . mol–1. Un étudiant dispose d’acide sulfurique concentré de masse volumique 1,83 kg . L–1. Il désire préparer 100 mL d’une solution d’acide sulfurique à 5 % en volume. a)  Calculer les volumes d’acide et d’eau à utiliser pour préparer cette solution. b)  Écrire la réaction de dissociation de l’acide sulfurique dans l’eau. c)  Calculer l’élévation de température de la solution obtenue en négligeant les pertes thermiques et l’énergie thermique absorbée par le récipient. (csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1). d)  Pour préparer une solution d’acide sulfurique, il faut toujours verser l’acide dans un grand volume d’eau mais jamais l’inverse. Justifier en quelques mots cette façon de faire. R : a) VH O = 95,0 mL ;

Vacide = 5,0 mL ;

c) ∆t = 18,8°C

Volume de HNO3 en mL t en °C 20,0 27,9

25,0 30,3

5,0

10,0

15,0

18,0

20,5

23,0

25,5

30,0 32,9

35,0 31,6

40,0 30,5

45,0 29,5

a)  Écrire et pondérer l’équation de la réaction chimique. b)  Porter en graphique la température en fonction du volume de HNO3 ajouté. c)  Déterminer le volume d’HNO3 ajouté au terme de la réaction. d)  Calculer la concentration molaire de la solution de KOH. e)  Calculer la masse d’hydroxyde de potassium contenu dans le volume prélevé. f)  Calculer Qneutralisation de la base par l’acide en négligeant les pertes thermiques et l’énergie thermique absorbée par le récipient. (csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1). g)  En déduire la valeur de DHmolaire. R : c) V = 30,0 mL d) C = 2,4 mol . L–1 e) mKOH = 3,37 g f) Qneutralisation = 3,43 kJ g) ∆Hmolaire = – 57,1 kJ

7 La chaleur de combustion d’une bougie peut être évaluée, à la maison, de la façon suivante. Une masse donnée de bougie est brûlée sous une boîte de conserve contenant 200 g d’eau. D’une part, après avoir agité l’eau, l’élévation de température est repérée par un thermomètre gradué au degré (figure 1). D’autre part, la masse de bougie restante est déterminée au moyen d’une balance de ménage. La pesée se fait toutes les 10 minutes durant 1/2 heure (figure 2). Température de l’eau en fonction du temps 35 température (°C)

Un échantillon de 25,0 mL de la solution aqueuse d’hydroxyde de potassium de concentration inconnue est versé dans un récipient isolant en polystyrène. La solution d’acide nitrique 2,0 M y est alors ajoutée par fractions de 5 mL. Après chaque addition, la température est relevée et notée dans un tableau.

30 25 20 15 10

5 temps (minutes)

Figure 1 Masse de la bougie en fonction du temps 109 108 masse (g)

6 La réaction entre l’acide nitrique et l’hydroxyde de potassium est exothermique et, dans le cas de solutions suffisamment concentrées, la mesure de la température du milieu réactionnel permet de suivre l’évolution de la réaction.

107 106 105 104

10 20 30 temps (minutes)

Figure 2 Réactions chimiques et énergie

a)  Estimer la chaleur dégagée en 8 minutes par la combustion de la bougie, en ne tenant compte que de l’élévation de la température de l’eau. b)  Exprimer cette chaleur Q par kilogramme de bougie brûlée.

c. Énergie et vie courante 1 L’eau d’une piscine de 50 m de longueur, 10 m de largeur et 2,0 m de profondeur est chauffée par une chaudière alimentée au mazout.

supposant que toute l’énergie dégagée par la combustion du mazout est absorbée uniquement par l’eau de la piscine. Utiliser les données suivantes : • la masse volumique du mazout est de 0,85 kg . L–1 ; • un kilogramme de mazout dégage en brûlant une énergie de 42 MJ. R : V = 1,2 . 103 litres

2 Les boîtes autochauffantes (voir cours de quatrième) contiennent du CaO qui, en réagissant avec l’eau, dégage de la chaleur : CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + 65,2 kJ

Calculer le volume de mazout à utiliser pour élever de 10°C la température de l’eau en

Description du risque

∆H de réaction dans l’eau (kJ . mol–1)

Prix par kg

Oxyde de calcium CaO

corrosif

– 64

10 €

Sulfate de cuivre(II) anhydre CuSO4

irritant

– 66

60 €

Hydroxyde de sodium NaOH

corrosif

– 42

5€

Réactif

R : m CaO = 35,8 g m H O = 11 ,5 g 2

Un industriel fabriqua des boîtes autochauffantes contenant 250 mL de café. a)  Calculer les masses d’oxyde de calcium et d’eau exactement nécessaires pour élever de 40°C la température du café (csolution = 4,18 kJ . kg–1 . °C–1). b)  Interpréter le tableau suivant en justifiant le choix de l’oxyde de calcium comme réactif dans la boîte autochauffante.

Chapitre 34

Logo de danger

3 Depuis 2011, les nouveaux bâtiments wallons doivent satisfaire à de nouvelles normes en matière de performance énergétique1. Les bâtiments neufs doivent présenter une consommation inférieure à 170 kWh/m2/an, soit consommer au maximum : – 17 L de mazout/m2/an ; – 17 m3 de gaz/m2/an ; – 34 kg de bois sec/m2/an.

Il s’agit ici d’énergies dites primaires c’est-àdire non transformées en électricité. À titre de comparaison, les logements construits dans les années 1960/1970 ont une consommation annuelle d’énergie d’environ 300 kWh/m2/ an, en moyenne. Vérifier par calculs la pertinence des trois valeurs de consommation de mazout, gaz ou bois sachant que 1 MJ = 0,28 kWh. Tableau de données Combustible Mazout Gaz CH4 Bois

Masse volumique 0,77 kg/L 0,65 kg/m3 (25°C) 400 kg/stère

Énergie MJ/kg 44,7 55,7 18,8

4 Sur base des données du problème n° 3 et du mode de chauffage de l’habitation, calculer la performance énergétique de votre habitation. (La surface à considérer est celle des pièces habitées hors caves et greniers.) 1

La Libre Belgique Immo, du 27 août 2009.

Réactions chimiques et énergie

Ressources à intégrer À la fin de ce chapitre, être capable de : SAVOIRS • définir : – système isolé, – réaction exothermique, – réaction endothermique, – enthalpie d’un réactif et d’un produit, – calorimétrie ; • citer le principe de conservation de l’énergie en système isolé ; • expliquer le principe de la calorimétrie ; • citer la relation relative à la calorimétrie ; • donner la signification des symboles H et ∆H ∆ ; • connaître la signification du signe affecté à ∆ ; ∆H

SAVOIR-FAIRE • distinguer une réaction exothermique d’une réaction endothermique ; • compléter l’équation d’une réaction chimique en écrivant adéquatement le symbole E selon que la réaction est exothermique ou endothermique ; • appliquer le principe de conservation de l’énergie en système isolé au cas de la dissociation dans l’eau d’un composé ionique selon que la réaction est exothermique ou endothermique ; • schématiser l’échange d’énergie lors de la dissociation d’un composé ionique dans l’eau selon que la réaction est exothermique ou endothermique ; • attribuer à l’équation d’une réaction chimique le symbole ∆H ∆H avec son signe selon que la réaction est exothermique ou endothermique; • dessiner, lire et interpréter un diagramme d’enthalpie ; • réaliser des mesures calorimétriques en vue de déterminer une variation d’enthalpie (∆H ∆H ∆H H)) accompagnant une transformation ; • calculer des valeurs de Q à partir de résultats d’expériences calorimétriques ou d’autres données. En déduire la valeur de ∆H ∆H et ∆H ∆Hmolaire.

Chapitre 3

Pour en savoir plus ...

De l’énergie pour notre corps… NH2 N

CH HC O HO

P OH

O O

P OH

O O

N CH2

H OH

Dans les réactions biochimiques, les énergies mises en jeu sont relativement faibles même si, à première vue, l’équation bilan de la réaction s’accompagne d’une variation d’énergie importante. Par exemple, la combustion à l’air libre d’une mole de glucose libère une énergie totale de 2,8 MJ : ∆ = – 2,8 MJ C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6 H2O(l) ∆H En revanche, dans la cellule, cette même réaction est décomposée en réactions intermédiaires généralement contrôlées par des enzymes (glycolyse) ; chaque réaction intermédiaire libère une faible énergie (certaines peuvent même être endothermiques) : R → A + E1 A → B + E2 B→… … → P + En Un second exemple de réaction biochimique nous est donné par l’utilisation de l’adénosine triphosphate (ATP) comme réservoir d’énergie. En effet, les réactions de dégradation du métabolisme alimentaire produisent de l’énergie qui doit elle-même être utilisée pour les réactions de synthèse biochimique et pour la production des diverses formes d’énergie nécessaire à la vie cellulaire. Cette énergie produite est momentanément stockée dans les molécules d’ATP qui peuvent à leur tour la libérer à tout moment. Le sigle ~ montre les endroits de formation ou de rupture des liaisons.

O H H

Modèle de molécule d’ATP

Quand l’ATP perd par exemple un seul groupe phosphate P , il devient l’adénosine diphosphate (ADP) en libérant de l’énergie : ATP → ADP + P + E Les recherches en biochimie ont montré que, quelle que soit la forme prise par le travail biologique (musculaire, synthèses des protéines, déclenchement de l’influx nerveux, etc.), l’énergie nécessaire était toujours fournie par l’ATP. D’une part, l’ATP joue donc le rôle de réservoir énergétique de l’organisme au cours des réactions de dégradations alimentaires. D’autre part, l’ATP restitue l’énergie au cours des réactions de maintien de la vie. Le schéma ci-dessous montre comment l’ATP joue son rôle de réservoir d’énergie au cours des réactions de dégradation alimentaire et comment il restitue l’énergie au cours des réactions de synthèse de molécules complexes (matériel génétique, protéines, etc.) : molécules complexes E

molécules simples

molécules complexes

ADP + P E

ATP Dégradations alimentaires

Synthèses moléculaires

molécules simples

Cet exemple montre que le fonctionnement des organismes vivants repose sur un couplage de réactions productrices d’énergie et de réactions consommatrices d’énergie. Réactions chimiques et énergie

6 e r t i Chap Équilibre chimique, approche qualitative

Au terme d’une réaction chimique incomplète, un état d’équilibre dynamique s’installe entre les réactifs et les produits. Cet état est caractérisé par un ensemble de critères définis tant au niveau macroscopique que microscopique. Il est, en outre, possible, à partir des facteurs de spontanéité, de prévoir si une réaction aboutira ou non à un état d’équilibre dynamique.

Mise en situation Le chapitre précédent a permis de découvrir que certaines réactions chimiques ne sont pas complètes. Ainsi, lors de la formation de l’ion FeSCN2+, il est possible de montrer que les réactifs, les ions ferriques Fe3+ et les ions thiocyanates SCN–, sont toujours présents et coexistent avec les ions FeSCN2+ responsables de la couleur rouge de la solution finale. Si d’un point de vue macroscopique, la réaction semble terminée (aucune variation de couleur), qu’en est-il au niveau microscopique ? Y a-t-il des interactions particulières entre les différents ions dans la solution finale ? Comment peut-on décrire l’état du système ? Afin de répondre à ces questions, analysons le phénomène suivant et tentons d’y apporter une explication. La mise en solution progressive de 29,4 g (0,1 mol) de dichromate de potassium K2Cr2O7 dans 100 mL d’eau aboutit à une solution orange avec finalement la présence de cristaux au fond du récipient comme le montre la photo ci-contre. Un des cristaux est extrait de cette solution et est maintenu dans une solution saturée de K2Cr2O7 en système isolé. L’observation au binoculaire de ce cristal de semaine en semaine montre qu’il change de forme.

1re semaine

2e semaine

3e semaine

D’autres mesures nous renseignent que la masse totale de ce cristal ne varie pas et que l’intensité de la coloration orange de la solution est toujours la même. Pour interpréter ces différentes observations, commençons par définir l’état dans lequel se trouve le système lorsqu’une réaction incomplète est observée.

Chapitre 6

Appropriation L’état d’équilibre d’un système Dans l’expérience présentée ci-avant, l’addition progressive du dichromate de potassium se déroule en plusieurs phases successives. • Au départ, lorsque quelques grammes de sel solide sont versés dans 100 mL d’eau à 20°C, le sel se dissout entièrement : la réaction est complète, tout le réactif a été transformé en produits. Le dichromate de potassium se dissout dans l’eau selon l’équation de dissociation : HO

2 K2Cr2O7 (s) → 2 K+ (aq) + Cr2O72–(aq)

La couleur de la solution est orange. • Lorsque 12,1 g (0,041 mol) de sel ont été versés dans 100 mL d’eau à 20°C, tout le sel s’est dissous et la solution est saturée. • Lorsque quelques grammes de sel solide sont à nouveau versés dans la solution saturée, le sel ne se dissout plus ; il reste du réactif en présence des produits. La solution est dite saturée avec excès.

K +(aq) 2–

Par conséquent, pour maintenir un même état d’équilibre, il est nécessaire d’isoler le système, c’est-à-dire faire en sorte que la masse totale du système et sa température ne varient pas. Pour rester à l’état d’équilibre, un système chimique doit être isolé.

Modèle de l’état d’équilibre dynamique Nous sommes arrivés à la conclusion qu’à l’état d’équilibre, les propriétés macroscopiques d’un système isolé restent constantes. Cependant, dans la mise en situation, nous avons signalé que le cristal de K2Cr2O7 changeait de forme de semaine en semaine sans pour autant changer de masse. Pour rendre compte de ces observations, il faut envisager le problème au niveau microscopique. Dans la solution saturée avec excès du dichromate de potassium, ions et molécules d’eau sont perpétuellement en mouvement. Il y a donc des chocs entre les parties constitutives de la solution (ions et molécules d’eau) et le cristal. Nous pouvons dès lors imaginer que des transformations ont lieu au niveau moléculaire.

Cr2O 7(aq) K 2Cr2 O7(s) Solution saturée avec excès

Dans cette solution saturée avec excès, l’intensité de la coloration orange (due à l’ion dichromate) reste constante ainsi que la masse de dichromate de potassium solide, si la température reste constante. On dit que ce système a atteint son état d’équilibre. Un système a atteint son état d’équilibre lorsque ses propriétés macroscopiques restent constantes. Cette condition est nécessaire mais n’est cependant pas suffisante. Dans notre exemple en effet, si le volume de solvant ou la température varie, les propriétés macroscopiques varient également : le système ne sera plus alors en état d’équilibre.

2–

Cr2O 7 K+

2–

K + Cr2O 7 K+

• Lors de la réaction de dissolution, des ions K+ et Cr2O72– quittent le cristal ; K2Cr2O7 (s) → 2 K+(aq) + Cr2O72–(aq) • Lors de la réaction de cristallisation, des ions K+ et Cr2O72– se déposent sur le cristal : 2 K+(aq) + Cr2O72–(aq) → K2Cr2O7 (s) Les propriétés macroscopiques (masse du cristal et coloration de la solution) étant constantes, il faut admettre que ces deux réactions se passent à la même vitesse. Ce modèle selon lequel les propriétés macroscopiques du système isolé ne changent pas, et où il se produit constamment des transformations inverses à vitesse égale au niveau moléculaire, est appelé modèle dynamique. Équilibre chimique, approche qualitative

Trois conditions sont donc nécessaires pour reconnaître un système à l’état d’équilibre dynamique : 1. le système est isolé ; 2. les propriétés macroscopiques du système ne varient pas ; 3. deux réactions inverses s’y produisent en permanence à vitesse égale.

Écriture de l’équation traduisant une réaction aboutissant à un état d’équilibre dynamique Dans la solution saturée avec excès de dichromate de potassium à l’état d’équilibre dynamique, deux réactions inverses s’effectuent à la même vitesse. L’équation qui représente ces deux réactions simultanées et inverses s’écrit en une seule équation : K2Cr2O7 (s)  2 K+(aq) + Cr2O72–(aq) Les deux flèches de même longueur mais de sens contraire indiquent que les deux réactions sont simultanées, inverses et s’effectuent à la même vitesse. La réaction directe est la réaction de gauche à droite et la réaction inverse est celle de droite à gauche. Réaction directe



Réaction inverse

Cette écriture sera, dès lors, utilisée pour toute équation de réaction chimique incomplète aboutissant à un état d’équilibre dynamique. Ainsi, la réaction entre les ions Fe3+ et les ions SCN– étudiée au chapitre précédent s’écrit : Fe3+(aq) + SCN–(aq)  FeSCN2+(aq) L’évolution de la concentration des réactifs et des produits de cette réaction en fonction du temps peut être suivie graphiquement. Ainsi, la concentration des réactifs décroît régulièrement et se stabilise. La concentration des pro-

Chapitre 6

Concentration

Dans un système chimique à l’état d’équilibre, deux réactions inverses se déroulent à vitesse égale. Ce système chimique est dit alors système chimique à l’état d’équilibre dynamique.

Fe 3+ ou SCN –

État d’équilibre dynamique FeSCN 2+ temps

duits, par contre, augmente et finit, également, par se stabiliser. Lorsque les concentrations des réactifs et des produits n’évoluent plus, on dit que la réaction incomplète aboutit à un état d’équilibre dynamique. Un système chimique à l’état d’équilibre dynamique est un système dans lequel deux réactions inverses se déroulent à vitesse égale et où les concentrations des réactifs et des produits demeurent constantes. Pour illustrer un exemple d’équilibre dynamique, envisageons un naufragé sur l’océan dans un canot qui prend l’eau. L’eau qui s’introduit dans le bateau est analogue à une réaction directe, et l’eau qui est rejetée par-dessus bord est assimilée à la réaction inverse. Si l’eau est rejetée aussi vite qu’elle n’entre dans le canot, le niveau de l’eau à l’intérieur du bateau restera constant tout comme les concentrations des réactifs et des produits d’une réaction à l’équilibre. Notons qu’on a gardé l’habitude d’appeler réactifs les substances qui figurent à gauche dans l’équation chimique et produits celles qui figurent à droite tout en sachant bien que la réaction se déroule simultanément dans les deux sens.

État d’équilibre dynamique et facteurs d’évolution spontanée Précédemment, deux facteurs d’évolution spontanée des réactions ont été mis en évidence : – l’enthalpie : les systèmes évoluent, en général, vers l’état d’enthalpie minimale ; – le désordre : les systèmes évoluent, en général, vers un état de désordre plus grand.

À l’aide de ces deux facteurs, voyons comment prévoir si une réaction sera considérée comme : – complète ; – incomplète et aboutissant à un état d’équilibre dynamique ; – considérée comme impossible. Selon que la réaction est exothermique (DH < 0) ou endothermique (DH > 0) et que le désordre augmente (Dng > 0) ou diminue (Dng < 0), quatre cas peuvent se présenter et sont repris dans le tableau suivant. Signe de ∆H

Signe de ∆ng

Type de réaction Les deux facteurs favorisent la réaction directe : la réaction est considérée comme COMPLÈTE.

—

Un des deux facteurs favorise la réaction directe, l’autre favorise la réaction inverse : ces réactions sont considérées comme incomplètes et aboutissent à un ÉTAT D’ÉQUILIBRE DYNAMIQUE. Les deux facteurs défavorisent la réaction directe : la réaction est considérée comme IMPOSSIBLE.

L’état d’équilibre dynamique d’un système chimique est un compromis entre les deux tendances opposées des facteurs d’évolution spontanée : stabilité énergétique et désordre. Ainsi, dans l’exemple simple d’un système isolé contenant de l’eau, •  la tendance à la stabilité favorise la réaction : H2O(g) → H2O(l) ∆H = – 44 kJ •  la tendance au désordre favorise la réaction : H2O (l) → H2O(g) ∆ng = + 1 mol En conséquence, un compromis s’établit entre les deux tendances opposées et un état d’équilibre s’établit entre H2O(l) et H2O(g). désordre

H2O(l)  H2O(g) stabilité

H2O (g) H 2 O(l)

Équilibre chimique, approche qualitative

Exercices, problèmes et tâches 1 Repérer, parmi les systèmes suivants, ceux qui répondent aux conditions de l’état d’équilibre dynamique. Justifier la réponse. a) De l’éther qui s’évapore sur la main. b) Une solution saturée avec excès de chlorure de sodium contenue dans un erlenmeyer bouché et maintenue à température constante. c) De l’essence qui brûle. d) Du sulfate de cuivre dissous sans excès dans de l’eau. e) Un dépôt de chlorure d’argent dans une solution saturée. f) Un verre d’eau pétillante. g) De l’eau pure dans une bouteille fermée et remplie à ras bord, à température constante. h) L’eau minérale d’une bouteille fermée contenant, à température constante, du gaz carbonique dissous.

a) Un joueur quitte le jeu, rejoint le banc des réserves et est remplacé par un joueur de réserve. b) Un joueur est exclu du jeu, renvoyé aux vestiaires et n’est pas remplacé. c) Un joueur de l’avant permute avec un joueur de l’arrière. d) Un joueur de l’avant permute avec un joueur de l’arrière et ce dernier est lui-même remplacé, à la mi-temps, par un joueur de réserve.

4 Dans une réaction, lorsque l’état d’équilibre est atteint : a) il y a 50 % de réactifs et 50 % de produits ; b) macroscopiquement, il n’y a plus aucun changement, mais à l’échelle moléculaire, les réactions directe et inverse se poursuivent à vitesse égale ; c) les réactions directe et inverse continuent à évoluer jusqu’à atteindre une vitesse limite, puis tout s’arrête. Choisir la ou les bonnes réponses.

2 Parmi les exemples ci-dessus, écrire les équations des réactions chimiques qui aboutissent à un état d’équilibre dynamique. 3 Considérons, comme un système isolé, une équipe de football répartie sur le terrain et sur le banc des réserves, au cours d’un match. Parmi les exemples repris ci-dessous, repérer celui qui n’est pas un exemple d’équilibre en système isolé.

Chapitre 6

5 Parmi les affirmations suivantes, choisir la ou les propositions correctes : a) une réaction complète s’accompagne d’un dégagement d’énergie et d’une augmentation du désordre ; b) les facteurs enthalpie et désordre varient en sens opposé dans une réaction aboutissant à un état d’équilibre dynamique ; c) une réaction chimique est considérée impossible lorsque l’état final du système est plus énergétique et présente un désordre plus faible que l’état initial ;

d) une réaction exothermique sera toujours complète quelle que soit l’évolution du désordre ;

e) il faut une augmentation du désordre pour qu’une réaction endothermique soit complète.

6 E n utilisant les valeurs de ∆H des réactions et en calculant celles de ∆ng, compléter l’écriture des équations en utilisant le symbole adéquat : → dans le cas d’une réaction complète ;  dans le cas d’une réaction incomplète aboutissant à un état d’équilibre ; → dans le cas d’une réaction considérée comme impossible. Description de la réaction

∆H en kJ

Équation de la réaction

Réaction de l’acide chlorhydrique Zn(s) + 2HCl(aq) … ZnCl2(aq) + H2(g) avec le zinc

– 154

Synthèse de l’ammoniac

N2(g) + 3 H2(g) … 2 NH3 (g)

– 92

Réaction du dihydrogène avec le chlorure de fer(II)

FeCl2(aq) + H2(g) … Fe(s) + 2 HCl(aq)

+ 82

Transformation du monoxyde d’azote en dioxyde d’azote

2 NO(g) + O2(g) … 2 NO2(g)

– 114

Synthèse de l’eau

2 H2(g) + O2(g) … 2 H2O(g)

– 572

Décomposition du dichromate d’ammonium

(NH4)2Cr2O7(s) … N2(g) + Cr2O3(s) + 4 H2O(l)

– 492

Réaction entre le chlorure d’ammonium et l’hydroxyde de calcium

2 NH4Cl(s) + Ca(OH)2(s) … 2 NH3(g) + 2 H2O(l) + CaCl2(aq)

+ 73

Réaction du dihydrogène avec l’hydroxyde de potassium

2 KOH(s) + H2(g) … 2 K(s) + 2 H2O(l)

+ 280

Réaction de l’acide chlorhydrique 2 KMnO4(s) + 16 HCl(aq) … avec le permanganate de 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 5 Cl2(g) + 8 H2O(l) potassium

+ 68

Réaction de l’eau avec le carbure de calcium

– 146

CaC2(s) + 2 H2O(l) … Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)

Équilibre chimique, approche qualitative

7 Parmi les graphiques suivants, choisir celui ou ceux qui correspondent à une réaction incomplète aboutissant à un état d’équilibre dynamique. Justifier la réponse. b)

C (mol/l)

C (mol/L)

temps (s)

d) C (mol/L)

C (mol/L)

temps (s)

Ressources à intégrer À la fin de ce chapitre, être capable de : SAVOIRS

SAVOIR-FAIRE

•  définir : – système chimique à l’état d’équilibre dynamique ; – réaction directe et inverse ;

•  reconnaître un système chimique à l’état d’équilibre dynamique ;

•  citer les conditions nécessaires pour qu’un système chimique soit à l’état d’équilibre dynamique ;

•  analyser un graphique pour déterminer si une réaction aboutit à un état d’équilibre dynamique ; •  décrire, à l’aide d’un exemple, le caractère dynamique d’un état d’équilibre ; •  écrire une équation de réaction chimique incomplète aboutissant à un état d’équilibre dynamique ; •  utiliser les facteurs d’évolution spontanée pour déterminer si une réaction sera complète, incomplète aboutissant à un état d’équilibre dynamique ou considérée comme impossible.

Chapitre 6

Pour en savoir plus ...

Simulation expérimentale d’un état d’équilibre dynamique Pour réaliser une simulation expérimentale d’un état d’équilibre dynamique, il faut disposer de : • deux berlins de 100 mL, de forme identique ; • deux tubes de diamètre différent en verre ou en plastique rigide. Il faut, ensuite, appliquer le mode opératoire suivant : • remplir le berlin de gauche avec 80 mL d’eau et plonger le gros tube jusqu’au fond du berlin (1) ; • placer le fin tube dans le berlin vide de droite (1) ; • boucher avec le doigt le tube à essais de gauche, le sortir du berlin et transvaser l’eau dans le berlin de droite (2) ; • recommencer l’opération, cette fois avec les deux tubes (3a) et transvaser à nouveau de l’eau de gauche à droite mais aussi de droite à gauche (3b) ; • répéter l’opération plusieurs fois (4).

Le tableau suivant reprend les résultats d’une simulation informatique. Volume à gauche (mL) 80 66 55 47 40 35 31 28 25 23 22 20 19 19 19 19 19

Transvasement n° 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16

Volume à droite (mL) 0 14 25 33 40 45 49 52 55 57 58 60 61 61 61 61 61

Après 12 transvasements, les volumes dans les berlins ne varient plus : on atteint un état d’équilibre dynamique comme le montre le graphique ci-dessous : Évolution du volume d’eau dans les berlins de gauche et de droite en fonction du nombre de transvasements

Volume berlin de gauche Volume berlin de droite

Volume (mL)

Finalement, les volumes d’eau dans chaque berlin ne varient plus. On atteint un état d’équilibre dynamique.

90 80 70 60 50 40 30 20 10 0

État d’équilibre

8 10 12 14 16 Nbre de transvasements

Équilibre chimique, approche qualitative

1 1 e r t Chapi

Réaction de combustion des alcanes

Les alcanes, hydrocarbures saturés issus du raffinage du pétrole, sont d’excellents combustibles susceptibles de fournir énergie thermique et énergie mécanique. Malheureusement, leur combustion produit différents polluants et elle est, en partie, à l’origine du réchauffement de la planète.

Mise en situation Comme le montre le graphique ci-dessous, une part très importante de la production mondiale d’énergie est encore issue de la combustion de gaz naturel, de charbon ou de pétrole (combustibles fossiles). Les valeurs sont données en exajoules, c’est-à-dire 1018 J. 500 450 400 Énergie en EJ

350

NUC LÉAIRE HYDRAULIQUE C HARBON GAZ PÉTROLE

300 250 200 150 100 50 0

1970

1980

1990

2000

2008

Consommation d’énergie dans le monde1

Parmi ces combustibles, nous nous intéresserons plus particulièrement aux alcanes, hydrocarbures saturés de formule générale CnH2n + 2. La combustion des alcanes en présence de dioxygène est une source d’énergie. Quels sont les produits de cette combustion ? Pour répondre à cette question, nous étudierons la combustion du gaz alimentant les becs bunsen du laboratoire. Mettre en évidence la formation des produits issus de la combustion du gaz de laboratoire Pour ce faire : • allumer un bunsen et régler l’arrivée de gaz et d’air de manière à obtenir une petite flamme bleue ; • au-dessus de la flamme, tenir un berlin de 250 mL ; • observer ; • en tenant au-dessus de la flamme bleue un autre berlin préalablement humidifié avec de l’eau de chaux, observer les gouttelettes d’eau de chaux ; • régler le bunsen pour obtenir une flamme jaune éclairante et tenir audessus de celle-ci, avec une pince en bois, un creuset en porcelaine ; • observer.

BP Statistical Review of World Energy, juin 2009.

Réaction de combustion des alcanes

113

Appropriation Profil des réactifs

Profil de la réaction de combustion

Lors de la combustion du gaz de laboratoire, deux réactifs sont en présence : le dioxygène et un alcane. •  Le dioxygène O2, le comburant, est une molécule diatomique dans laquelle les deux atomes O sont liés par deux liaisons covalentes parfaites. O O

Les expériences permettent de distinguer plusieurs profils de réaction de combustion : la combustion complète, la combustion incomplète3 et la combustion explosive. Combustion complète Lors de la manipulation, l’apparition de gouttelettes d’eau sur les parois du premier berlin et la présence d’un trouble blanchâtre sur les parois du second berlin montrent que la combustion du gaz de laboratoire, un alcane, entraîne la formation d’eau H2O et de dioxyde de carbone CO2.

À l’état naturel, le dioxygène se trouve dans l’atmosphère dans une proportion de 21 % en volume. •  Les alcanes, excellents combustibles, sont des hydrocarbures saturés dans lesquels : – les seuls atomes présents sont le carbone C et l’hydrogène H ; – les liaisons entre atomes sont toutes des liaisons covalentes simples soit entre deux atomes carbone

soit entre un atome carbone et

un atome hydrogène

Exemples Nomenclature2

Formule moléculaire

Formule développée plane

Formule semi-développée

H méthane

CH4

propane

H H

C3H8

CH3

CH2

CH3

2,2,4-triméthylpentane

C8H18

H H C HH

H H C H HH C H H H 2 3

114

Voir annexe 6. Cette terminologie (complète, incomplète) n’a pas la même signification qu’au chapitre 5.

Chapitre 11

CH3 H

CH3 C CH3

CH2 CH CH3

CH3

Cette transformation s’accompagne de lumière et de chaleur : elle est donc exothermique. De façon générale, si la réaction de combustion entre l’alcane (combustible) et le dioxygène (comburant) est conduite en présence de suffisamment de dioxygène, les réactifs se transforment complètement en gaz carbonique CO2 et en vapeur d’eau H2O. Dans ce cas, la réaction de combustion est dite complète. À titre d’exemples, voici quelques équations traduisant les combustions complètes du : – méthane : CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) + E – propane : C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g) + E – 2,2,4-triméthylpentane : 25 C8H18(l) + O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g) + E 2 L’équation générale d’une réaction de combustion s’écrit : (3n + 1) CnH2n + 2 + O2 → n CO2 + (n + 1) H2O + E 2 Lors de ces réactions ont lieu : – d’une part, la rupture de toutes les liaisons C C, C H de l’alcane et de la double liaison O O du dioxygène ; – d’autre part, la formation des liaisons entre C et O pour former CO2 et entre H et O pour former H2O. Pour toutes les réactions de combustion exothermiques, il est possible de calculer le ∆ H de réaction. Sa valeur est égale à la différence entre l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons dans les réactifs (Erupture) et l’énergie libérée lors de la formation des liaisons dans les produits (Eformation) :

Le calcul de la variation d’enthalpie lors de la combustion d’un alcane peut s’effectuer à partir des valeurs des énergies de liaison EL figurant dans des tables. Ces valeurs ont été déterminées expérimentalement lors de la formation, à l’état gazeux, d’une mole de AB à partir d’une mole d’atomes A gazeux et d’une mole d’atomes B gazeux dans les conditions standard : A(g) + B(g) → A – B(g) + EL Extrait d’une table reprenant les valeurs de quelques énergies de liaisons EL

Type de liaison H O H C C C

436 498 464 346 413 803

H O O C H O (CO2)

Effectuons, par exemple, le calcul du ∆ H lors de la combustion d’une mole d’éthane traduite par l’équation : 7 C2H6(g) + O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O(g) 2 Afin de mieux visualiser les liaisons et leur nombre, écrivons cette équation en utilisant les formules développées des réactifs et des produits. H H H

H + 7 O 2

H H

2 O

O +3H

Erupture (kJ)

Erupture

Le schéma suivant permet de visualiser la variation d’enthalpie lors d’une réaction de combustion.

1 mole de C C 6 moles de C H 3,5 moles de O O

1 × 346 6 × 413 3,5 × 498 4 567

Eformation (kJ) 4 moles de C 6 moles de H

Eformation

O →

Le bilan énergétique de la réaction figure dans le tableau ci-dessous.

∆ H = Erupture – Eformation

Enthalpie Hatomes

EL (kJ . mol–1)

O O

4 × 803 6 × 464 5 996

∆H

Dès lors, ∆ H vaut : 4 567 – 5 996 = – 1 429 kJ . mol–1 Réaction de combustion des alcanes

115

Combustion incomplète

de grisou. Chaque année, les « coups de grisou » tuent des dizaines de mineurs. CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) + E Les médias relatent aussi assez fréquemment des explosions dans les pièces d’habitation dues aux fuites de gaz domestique : une simple étincelle suffit à les provoquer.

Gestion d’une réaction de combustion

Avec une flamme jaune éclairante, la combustion du gaz produit, outre CO2 et H2O, un dépôt noir sur le creuset : ce dépôt n’est rien d’autre que du carbone C solide. Tous les atomes C provenant de l’alcane ne se sont donc pas liés à deux atomes O. Outre ce dépôt de carbone solide, il peut aussi se former du monoxyde de carbone gazeux CO. Par défaut de dioxygène, la plupart des réactions de combustion des alcanes sont incomplètes. Ainsi, dans les chauffe-eau, les poêles ou appareils de chauffage mal réglés, la combustion incomplète s’accompagne de la production de CO, gaz incolore, inodore et très toxique qui tue chaque année, en Belgique, une centaine de personnes. Pour prévenir tout accident chez soi, il faut : – faire vérifier par un professionnel les cheminées et les installations de chauffage ou de production d’eau chaude au moins une fois par an ; – placer des grilles d’aération. Combustion explosive Dans certaines conditions, la combustion des alcanes peut se révéler explosive. C’est ainsi que le méthane, mélangé à l’air dans certaines proportions, forme un mélange détonant bien connu dans les mines de charbon sous le nom

116

Chapitre 11

Encore relativement abondants à l’état naturel, les alcanes sont surtout utilisés pour produire de l’énergie thermique et de l’énergie mécanique. Suivant la technologie choisie qui impose les conditions dans lesquelles se déroule la réaction de combustion (température, pression…), un même combustible peut être utilisé pour produire préférentiellement l’une ou l’autre forme d’énergie. C’est ainsi que le fioul, utilisé dans un poêle à pression atmosphérique, est surtout une source de chaleur : dans ce cas, il est appelé mazout. Le même fioul, connu alors sous le nom de diesel, peut aussi servir à la propulsion d’un véhicule grâce au moteur thermique encore appelé moteur à explosion. Dans les deux cas, le phénomène de combustion se traduit par la même équation : C17H36(l) + 26 O2(g) → 17 CO2(g) + 18 H2O(g) + E Quant aux produits mêmes de la réaction de combustion, CO2 et H2O, ils sont rejetés dans l’atmosphère où le CO2 serait, en partie, responsable de l’augmentation de l’effet de serre actuel et donc du réchauffement climatique.

Utilisation des produits de combustion : l’énergie thermique et l’énergie mécanique Utilisation de l’énergie thermique

Nous nous contenterons de décrire les moteurs à 4 temps essence et Diesel, tous deux inventés à la fin du xixe siècle. a) Moteur à essence

Tous les combustibles, en particulier les alcanes ou des mélanges d’alcanes, sont caractérisés par leur pouvoir thermique appelé aussi pouvoir calorifique. Par convention, le pouvoir thermique d’un combustible est la quantité d’énergie thermique dégagée par la combustion d’un kilogramme de combustible et s’exprime en kJ . kg–1 ou en MJ . kg–1.

Le tableau suivant donne le pouvoir thermique de quelques combustibles. Combustibles méthane éthane propane butane essences kérozènes gazoles fioul charbon bois sec

Pouvoir thermique (MJ . kg–1) 55,7 51,9 50,7 49,8 47,7 46,1 44,7 42,6 26,3 18,8

Connaissant le prix d’un kilogramme d’un combustible et son pouvoir thermique, il est possible de calculer, pour chaque combustible, le rapport énergie dégagée/prix et d’effectuer un choix pour gérer au mieux les « dépenses énergie ». Utilisation de l’énergie mécanique Les moteurs thermiques, aussi appelés moteurs « à combustion interne » ou « à explosion », équipent encore à l’heure actuelle la plupart des véhicules de transport.

La combustion explosive de l’essence dans un moteur peut être représentée de manière simplifiée par l’équation bilan suivante : 25 C8H18(l) + O2(g) → 8 CO2(g) + 9 H2O(g) + E 2 On assiste ainsi, dans un cylindre, à une brusque augmentation de la température et du nombre de moles de gaz, donc de la pression. Cette variation brutale de la pression est mise à profit pour obtenir de l’énergie mécanique. Environ un tiers de l’énergie totale dégagée par la combustion est ainsi convertie en énergie mécanique. Nous détaillons ci-après les phénomènes qui se passent dans un cylindre, le processus étant identique, quoique non simultané, dans les autres cylindres du moteur. Premier temps : admission La soupape d’admission (1) est ouverte, la soupape d’échappement (2) est fermée. Le piston, entraîné par la rotation du vilebrequin, descend et aspire un mélange d’air et d’essence. Deuxième temps : compression-explosion Les deux soupapes sont fermées. Le piston remonte et comprime le mélange gazeux. Quand le piston arrive au sommet de sa course, la bougie produit une étincelle qui enflamme le carburant : c’est l’explosion. Troisième temps : détente Les deux soupapes sont fermées. Suite à l’explosion du mélange air-essence, la température et le Réaction de combustion des alcanes

117

Soupape d’admission

Bougie

Soupape d’échappement

(1)

(2)

Mélange air/essence

(1)

Produit de la combustion

Piston Cylindre

Vilebrequin

Bielle

(I) Admission

(II) Compression suivie d’une explosion

nombre de moles de gaz augmentent fortement, ce qui provoque une forte augmentation de la pression sur le piston. Celui-ci est ainsi violemment repoussé vers le bas : c’est la détente ou temps moteur. Quatrième temps : échappement La soupape d’échappement (2) est ouverte. La soupape (1) est fermée. Le piston remonte et les produits de la combustion sont expulsés à l’extérieur.

118

(2)

(III) Détente

(IV) Échappement

• l’admission de l’air seul se fait au cours du premier temps : il est fortement comprimé au cours du deuxième temps (deux fois plus que dans un moteur à essence) ; sa température devient élevée ; • lorsque le piston atteint son point le plus haut, le mazout est injecté et s’enflamme spontanément. Détente et échappement terminent le cycle comme dans le cas du moteur à essence. Le moteur Diesel, d’une très longue longévité, fut développé pour la motorisation des camions, la propulsion des navires et adapté aux voitures de tourisme quelques années avant la Seconde Guerre mondiale par la firme Mercedes. Ce moteur est cependant plus bruyant et plus lourd (coût supérieur à l’achat) car il doit résister à des pressions très grandes. De plus, les problèmes de pollution avec le mazout (formation de suies plus importantes, combustion incomplète, etc.) sont plus importants et plus difficiles à résoudre qu’avec l’essence.

b) Moteur Diesel

Gestion des déchets

L’Allemand Rudolf Diesel (1858-1913) voulut obtenir un moteur performant et meilleur marché utilisant des produits pétroliers moins raffinés (mazout et huiles lourdes du pétrole). De plus, pour éviter l’emploi de bougies et d’un circuit d’allumage sophistiqué, Diesel inventa un système d’injection du mazout directement dans le cylindre. Dans le moteur Diesel, les admissions d’air et de mazout sont dissociées :

La combustion du pétrole, du gaz naturel et du charbon (les énergies dites « fossiles ») s’accompagne de rejets dans l’atmosphère de nombreux composés gazeux qui, non seulement, polluent notre environnement immédiat mais hypothèquent aussi, d’après les derniers modèles atmosphériques, l’avenir de notre planète. Citons : • le dioxyde de carbone CO2 formé dans toutes les réactions de combustion d’hydrocarbures et

Chapitre 11

responsable, en partie, du réchauffement climatique ;

Composant

À l’arrêt

À vitesse moyenne

En accélération

En décélération

6,4 %

2,4 %

4,5 %

0,14 %

0,17 %

C2H6

0,14 %

0,06 %

0,08 %

0,57 %

Quoiqu’apparemment faibles, ces pourcentages conduisent à une pollution croissante du fait du nombre de véhicules en circulation.

• les hydrocarbures, en dioxyde de carbone et vapeur d’eau : 2 C2H6(g) + 7 O2(g) → 4 CO2(g) + 6 H2O(g) Dioxyde de carbone CO2

seu

Hydrocarbures C2H6

Monoxyde de carbone CO

aly

À l’heure actuelle, l’Humanité a pris conscience du problème posé par ses activités et tend à lutter contre les pollutions : • tentatives pour diminuer la consommation d’énergies fossiles par la mise en place de sources d’énergie renouvelables (énergie solaire, énergie éolienne, énergie géothermique, énergie des marées…) ; • accords internationaux pour l’instauration, par pays, de quotas d’émission de CO2 (protocole de Kyoto, réunion de Copenhague…) ; • recherche de nouvelles technologies pour rendre les moteurs à combustion interne moins gourmands et moins polluants ; • mise au point de techniques de purification des « fumées » industrielles ; • … Pour illustrer la gestion des déchets, nous prendrons comme exemple le pot catalytique, imposé par la loi dans l’équipement de toute voiture neuve. Pourquoi un pot catalytique ? Même correctement réglé, un moteur à combustion interne produit des gaz nocifs (CO, NOx…). Voici, à titre indicatif, la teneur moyenne des gaz d’échappement en CO, NO et C2H6 selon le régime du moteur.

2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) • le monoxyde d’azote, en diazote : 2 NO(g) + 2 CO(g) → N2(g) + 2 CO2(g)

Cat

• le monoxyde de carbone CO, les hydrocarbures non brûlés et, provenant de la réaction à haute température et sous pression entre N2 et O2 de l’air, les oxydes d’azote NOx : ces composés sont présents dans tous les gaz d’échappement des moteurs à combustion interne ; • les oxydes de soufre SOx faisant partie des rejets des grandes centrales industrielles utilisant le charbon ou les gazoles lourds et peu raffinés ; • …

Le pot catalytique contient un catalyseur chimique (platine et palladium imprégnant de l’oxyde d’aluminium) qui favorise la transformation des trois gaz précités en gaz nettement moins nocifs. Ce pot est dit « à trois voies » parce que, nous allons le voir, il effectue trois épurations distinctes : • le monoxyde de carbone y est transformé en dioxyde de carbone :

Monoxyde d’azote NO

Dioxyde de carbone et eau CO2 et H2O Diazote N2

Les gaz d’échappement sont ainsi rendus beaucoup moins nocifs. Bien qu’elle soit intéressante, cette technique ne règle pas tous les problèmes : • elle n’agit qu’à une température suffisamment élevée ; • elle ne filtre pas toutes les impuretés : par exemple, les oxydes de soufre SOx qui donnent finalement naissance à des gouttelettes d’acide sulfurique en suspension dans l’atmosphère et participent ainsi à la formation des pluies acides ; • elle ne diminue en rien la quantité de CO2 émis qui s’accumule dans l’atmosphère et pose le problème du réchauffement climatique de la planète. Réaction de combustion des alcanes

119

Exercices, problèmes et tâches 1 Écrire la formule moléculaire, la formule semi-développée et la formule développée des alcanes suivants : a) éthane ; b) n-butane ; c) n-pentane ; d) méthylpropane.

2 Soit un alcane dont la masse molaire vaut 72 g . mol–1. a) Écrire la formule moléculaire de l’alcane. b) Écrire les formules semi-développées de tous les isomères de cet alcane. c) Attribuer un nom à chaque formule semidéveloppée.

3 Compléter et pondérer les équations bilans traduisant les réactions de combustion complète. a) C2H6(g) + O2(g) → b) C4H10(g) + O2(g) → c) C25H52(s) + O2(g) →

4 Écrire les équations bilans pondérées traduisant la combustion :

L’atmosphère devient dangereuse quand le pourcentage d’O2 est réduit de 21 % à 18 %. (Vm = 24,1 L . mol–1 à 20°C) Calculer la durée au bout de laquelle cette personne risque l’asphyxie. R : durée = 3,7 h

8 Calculer le ∆ H de combustion complète d’une mole de méthane à partir du tableau des énergies de liaison. R : ∆ H = – 814 kJ

9 À partir des valeurs des énergies de liaison EL, calculer l’énergie libérée lors de la combustion complète de 100 g de n-butane. R : E = 4,58 . 103 kJ

10 Pour augmenter la température d’1 kg d’eau de 20°C à 100°C, il faut une énergie de 330 kJ. Utiliser la table des pouvoirs thermiques pour calculer la masse d’eau que l’on peut porter de 20°C à 100°C en brûlant 1 kg de butane. R : m = 151 kg

a) de l’éthane ; b) du n-pentane ; c) du méhylpropane.

5 La combustion d’une mol d’un alcane produit 4 mol de CO2 et 5 mol de H2O. Écrire la formule moléculaire de cet alcane.

6 Soit l’équation bilan traduisant la combustion complète du propane : C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

120

Calculer le nombre de moles et le volume de CO2(g) (dans les conditions NTP) obtenus si on brûle 50 g de propane. R : n = 3,4 mol ; V = 76 L

11 La Commission Européenne préconise, pour 2012, l’utilisation de voitures n’émettant que 130 g de CO2 par km parcouru.

7 Une personne dort dans une pièce étanche de 50 m3 où fonctionne un appareil de chauffage au butane consommant 150g/h. La température de la pièce est de 20°C.

Pour atteindre cet objectif, calculer la consommation maximale en essence aux 100 km en supposant que l’essence est de l’octane pur (masse volumique = 0,70 kg . L–1).

Chapitre 11 8

R : V = 6,0 L

12 D epuis 2002, toute voiture neuve vendue en Belgique doit être accompagnée d’une étiquette informant le consommateur sur la consommation de carburant et sur l’émission de dioxyde de carbone.

13 U ne bombe calorimétrique est un calorimètre permettant de mesurer les élévations de température lors de réactions de combustion. Elle est constituée : – d’une enceinte fermée sous atmosphère de dioxygène où se trouve le combustible ; – d’une enceinte extérieure remplie d’eau et pourvue d’un thermomètre. La combustion est initiée par un courant électrique. Fils d’allumage Entrée d’O2(g)

H2O(l) Récipient en acier inoxydable, à paroi épaisse, muni d’un couvercle amovible O2(g) Support de l’échantillon Combustible

Réaction de combustion des alcanes

121

14 Le propane et le n-butane sont deux alcanes utilisés comme combustibles domestiques (camping-gaz, cuisinières à gaz, chaudières de chauffage central…). En exploitant la table des pouvoirs thermiques et les données ci-dessous, expliquer l’intérêt de ces deux gaz comme combustibles par rapport aux combustibles classiques bois, charbon, fioul. Composants présents dans les produits de combustion Combustibles

CO2(g)

H2O(g)

SO2(g)

C3H8(g)

–

Hydrocarbures benzéniques –

–

Particules (poussières) –

C4H10(g)

–

Bois Charbon Fioul

+ + +

– + +

+ + +

Goudrons

Ressources à intégrer À la fin de ce chapitre, être capable de :

122

SAVOIRS

SAVOIR-FAIRE

•  donner la formule générale d’un alcane ; •  citer les profils des réactions de combustion des alcanes ; •  définir pouvoir thermique d’un combustible ;

•  écrire les formules semi-développées et développées des alcanes à partir de leur formule moléculaire ; •  écrire et pondérer l’équation bilan de la combustion complète d’un alcane ; •  résoudre des problèmes stœchiométriques simples ; •  calculer le ∆H ∆H d’une réaction de combustion complète d’un alcane à partir des énergies de liaison EL dans les réactifs et les produits ; •  calculer la quantité théorique de chaleur libérée par une masse donnée de combustible connaissant son pouvoir thermique ; •  décrire le fonctionnement d’un moteur à essence et d’un moteur Diesel ; •  décrire le principe d’un pot d’échappement catalytique.

Chapitre 11

Pour en savoir plus ...

Le raffinage du pétrole Le pétrole brut est un mélange complexe d’hydrocarbures constitué en grande partie d’alcanes et sa composition varie notablement d’un gisement à l’autre. Le raffinage du pétrole est l’ensemble des opérations qui permettent d’obtenir des produits prêts à l’emploi et en quantités qui répondent au mieux aux demandes du marché. Dans une raffinerie, le pétrole brut et certains de ses composants sont soumis à différents traitements. Citons la distillation fractionnée, le craquage et le reformage.

Distillation fractionnée Les constituants d’un pétrole brut ont des températures Point d’ébullition Fractions Gaz – 43 à 0°C d’ébullition qui varient de manière presque continue de – 43°C à + 380°C en fonction de leur masse moléculaire 35 à 180°C Essences relative et donc de leur nombre d’atomes C. 150 à 230°C Kérosène Dès lors, on se contente d’effectuer, par distillation, une séparation partielle aboutissant à des fractions Gazole/ 200 à 315°C fioul léger appelées coupes, qui sont elles-mêmes des mélanges Pétrole Gazole/ de compositions bien définies en hydrocarbures et de brut 300 à 375°C fioul lourd préchauffé caractéristiques physico-chimiques déterminées. Huiles, > 350°C On peut schématiser comme ci-contre une tour de disbitumes tillation simplifiée permettant de recueillir différents mélanges d’hydrocarbures (fractions) en fonction de leur point d’ébullition. Le tableau suivant, non exhaustif, résume les caractéristiques et usages essentiels des différentes fractions issues de la distillation. Fractions GAZ ESSENCES légères (naphta) lourdes KÉROSÈNE GAZOLE ou FIOUL léger lourd

Composition Propane Butane

% approximatif (en masse)

Usages essentiels

chauffage

Mélange d’hydrocarbures : C5H12 à C7H16 Mélange d’hydrocarbures : C8H18 à C10H22

20 %

Solvants (éther de pétrole) Matière de base de la pétrochimie Carburants automobiles

Mélange d’hydrocarbures : C11H24 à C16H34

Solvant Carburant pour moteurs à réaction

Mélange d’hydrocarbures : C17H36 à C20H42

d’hydrocarbures HUILES et BITUMES Mélange lourds

35 %

39 %

Chauffage domestique Moteurs Diesel Centrales thermiques Moteurs de navire Industrie lourde Lubrification des moteurs Graissage des moteurs Revêtement des routes Toitures Réaction de combustion des alcanes

123

Craquage

Reformage

Il arrive souvent que l’offre en essence obtenue lors de la distillation soit inférieure à la demande du marché. Pour établir un équilibre entre l’offre et la demande, on utilise une méthode de transformation des produits lourds (plus de 12 atomes C dans la chaîne), souvent en excès sur le marché, en produits légers : c’est le craquage. Par exemple, il est possible, à 800°C et en présence d’un catalyseur, de « casser » la molécule C18H38 en une molécule d’isooctane (essence) et une molécule d’alcène, un hydrocarbure non saturé.

Les essences qui proviennent directement de la distillation du pétrole brut sont des mélanges d’alcanes à chaîne linéaire (n-alcanes) et sont de médiocre qualité car elles possèdent une forte capacité à l’autoallumage : elles peuvent s’enflammer sans étincelle lors de la compression dans le moteur. En revanche, la présence dans les essences d’alcanes ramifiés diminue la tendance à l’autoallumage et leur confère ainsi une meilleure qualité. Le reformage permet, entre autres, de transformer des alcanes à chaîne droite en alcanes ramifiés et d’améliorer ainsi la qualité de l’essence. Généralement, la transformation s’effectue sous pression, à température élevée et en présence d’un catalyseur. L’équation suivante traduit le reformage du n-heptane en 2,4-diméthylpentane.

800°C

C18H38 → C8H18 + C10H20

catalyseur

isooctane

alcène

CH3

p, T

(CH2)5 CH3 → CH3 catalyseur

CH CH3

n-heptane

124

Chapitre 11

CH2

CH3

2,4-diméthylpentane