Chimie, secondaire 5 à Montréal • Thermochimie
La thermochimie de secondaire 5 tient en quatre formules, et pourtant les copies s'y perdent, parce que l'essentiel n'est pas dans les formules mais dans les SIGNES et dans le choix de la bonne formule au bon moment. Cette fiche traite exactement cela, du sens physique du signe du delta H jusqu'aux règles de manipulation de la loi de Hess.
Elle s'adresse aux élèves de chimie de secondaire 5. Le chapitre est celui qui revient sous forme de laboratoire noté, avec un calorimètre et une courbe de température : trois des pièges de cette fiche s'y trouvent réunis. Une fois la fiche lue, la série d'exercices corrigés du même chapitre met chaque réflexe à l'épreuve.
Le fil du chapitre
Le signe du n'est pas décoratif : négatif, le système CHAUFFE son environnement ; positif, il le refroidit. La seconde source d'erreurs est de mesurer l'énergie d'activation depuis le mauvais niveau, alors qu'elle se compte toujours à partir des RÉACTIFS.
Le repère qui ne trompe jamais : un flacon qui devient CHAUD au toucher contient une réaction exothermique, donc un NÉGATIF. C'est contre-intuitif, et c'est pour cela qu'on le vérifie à chaque fois.
Chaleurs massiques utiles, en J/(g·°C) : glace , eau liquide , vapeur . La glace et la vapeur chauffent deux fois plus vite que l'eau liquide, à énergie égale.
Les trois méthodes donnent le même résultat parce que le ne dépend que des états initial et final, jamais du chemin. C'est précisément ce qu'énonce la loi de Hess.
Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« La dissolution fait passer l'eau de à °C, donc elle a gagné de l'énergie : kJ/mol. »
Ce qu'il faut écrire
« L'EAU a gagné de l'énergie, donc la RÉACTION en a perdu : et kJ/mol, exothermique. »
Pourquoi : Le décrit le SYSTÈME chimique, pas le thermomètre. Le thermomètre monte précisément parce que le système a donné son énergie au milieu.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Le sommet est à kJ sur l'axe, donc kJ. »
Ce qu'il faut écrire
« Les réactifs sont à kJ et le sommet à kJ : kJ. On mesure toujours DEPUIS les réactifs. »
Pourquoi : L'axe vertical d'un diagramme énergétique n'a pas de zéro absolu : seules les DIFFÉRENCES ont un sens. Lire une valeur brute sur l'axe revient à donner un sens à une origine arbitraire.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Pour faire fondre g de glace à °C : J. »
Ce qu'il faut écrire
« Pendant la fusion la température NE CHANGE PAS : c'est de la chaleur latente, J. »
Pourquoi : L'énergie de la fusion sert à casser les liaisons qui maintiennent le réseau cristallin, pas à agiter davantage les molécules. Le thermomètre ne bouge donc pas, alors que l'énergie entre bien.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« La réaction a dégagé J, donc kJ/mol. »
Ce qu'il faut écrire
« J/mol kJ/mol. Une enthalpie s'exprime PAR MOLE. »
Pourquoi : La chaleur mesurée dépend de la quantité qu'on a fait réagir ; l'enthalpie de réaction, elle, est une caractéristique de la réaction. La division par est ce qui fait passer de l'une à l'autre.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« J'ai besoin de la réaction dans l'autre sens, donc je retourne l'équation et je garde kJ. »
Ce qu'il faut écrire
« Inverser une équation INVERSE le signe : devient kJ. Décomposer l'eau coûte exactement ce que sa formation libère. »
Pourquoi : L'énergie ne se crée pas : si une réaction en libère, la réaction inverse doit en coûter autant, sinon on pourrait fabriquer de l'énergie en faisant l'aller-retour.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Je double l'équation pour ajuster les coefficients, mais reste kJ. »
Ce qu'il faut écrire
« Doubler l'équation double l'enthalpie : kJ. Deux fois plus de matière libère deux fois plus d'énergie. »
Pourquoi : Une enthalpie de réaction est écrite POUR les coefficients de l'équation qui l'accompagne. Changer les coefficients sans changer l'enthalpie casse cette correspondance.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Le catalyseur abaisse la barrière, donc la réaction libère plus d'énergie. »
Ce qu'il faut écrire
« Le catalyseur abaisse l'ÉNERGIE D'ACTIVATION, donc la réaction va plus vite, mais les deux plateaux ne bougent pas : est inchangé. »
Pourquoi : Le ne dépend que des états initial et final. Le catalyseur ne change que le CHEMIN entre les deux, donc la vitesse, jamais le bilan énergétique.
Ce qu'il ne faut pas écrire
« On dissout g de soluté dans g d'eau, donc . »
Ce qu'il faut écrire
« C'est toute la SOLUTION qui se réchauffe : g, donc J. »
Pourquoi : La chaleur dégagée se répartit dans l'ensemble du liquide du calorimètre. Certains énoncés simplifient en ne comptant que l'eau, mais il faut alors que l'énoncé le dise explicitement.
Regardez ce que fait la TEMPÉRATURE pendant l'étape considérée, et ce que l'énoncé fournit comme données.
Si la température CHANGE, sans changement d'état → , avec la chaleur massique de la phase concernée
Exemple : g d'eau liquide de à °C : J
attention à changer de quand on change de phase : pour la glace, pour l'eau, pour la vapeur
Si la température NE CHANGE PAS, fusion ou vaporisation → , chaleur latente
Exemple : fondre g de glace coûte J, le vaporiser en coûte
Si on mesure au CALORIMÈTRE et on cherche l'enthalpie → , puis , puis
Exemple : J absorbés par l'eau pour mol donnent kJ/mol
Si on donne les ÉNERGIES DE LIAISON →
Exemple : kJ/mol pour la combustion du méthane
Si on donne une TABLE d'enthalpies de formation → , coefficients compris
Exemple : les corps simples y comptent pour zéro
Un problème de courbe de chauffage combine plusieurs branches : découpez-le en étapes, une par segment de la courbe, et additionnez les chaleurs à la fin.
Comparez chaque équation fournie à l'équation cible, espèce par espèce, et demandez-vous ce qu'il faut lui faire.
Si l'espèce est du bon côté, avec le bon coefficient → garder l'équation telle quelle, inchangé
Exemple : rien à faire, c'est le cas le plus rare
Si l'espèce est du MAUVAIS côté de la flèche → INVERSER l'équation et changer le SIGNE de
Exemple : kJ devient kJ
Si le coefficient n'est pas le bon → MULTIPLIER l'équation par le facteur voulu, et multiplier par le même facteur
Exemple : doubler l'équation donne kJ
un facteur fractionnaire, comme un demi, est parfaitement licite ici
Si une espèce apparaît des deux côtés après addition → elle se simplifie : c'est un intermédiaire, et c'est le signe que le montage est bon
Exemple : si rien ne se simplifie, une des équations n'a pas été retournée
Traitez les espèces qui n'apparaissent QUE dans une seule équation en premier : elles ne laissent aucun choix, et elles fixent les manipulations des autres.
Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.
Quand l'utiliser : L'énoncé décrit un calorimètre, donne une masse d'eau et deux températures.
Phrase de conclusion
« La dissolution est exothermique, avec kJ/mol. »
Le piège : Sauter la phrase de transfert et écrire directement le signe moins. Sans elle, le correcteur ne peut pas distinguer un raisonnement d'une recopie de formule, et le point de signe est perdu.
Barème : 1 point pour signé, 1 point pour la masse de solution, 1 point pour la phrase de transfert, 1 point pour la quantité de matière, 1 point pour la division, 1 point pour la conclusion nommée.
Quand l'utiliser : L'énoncé fournit deux ou plusieurs équations avec leur et demande celui d'une équation cible.
Phrase de conclusion
« En inversant la deuxième équation et en doublant la première, la somme redonne l'équation cible, d'où kJ/mol. »
Le piège : Additionner les enthalpies avant d'avoir vérifié que la somme des équations redonne la cible. La vérification par simplification est ce qui garantit tout le reste.
Barème : 1 point pour la cible posée, 2 points pour les manipulations justifiées, 1 point pour la vérification par simplification, 1 point pour la somme, 1 point pour la conclusion.
Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.
Le signe raconte-t-il ce qui s'est passé
Relisez l'énoncé : si le milieu s'est RÉCHAUFFÉ, le doit être négatif. Si le flacon est devenu froid, il doit être positif.
Un positif annoncé pour une dissolution qui fait monter le thermomètre de sept degrés est faux, quelle que soit la valeur.
L'ordre de grandeur d'une enthalpie
Une enthalpie de dissolution ou de neutralisation vaut quelques dizaines de kJ/mol ; une combustion, quelques centaines à quelques milliers.
Un kJ/mol pour une dissolution est cent fois trop grand : la division par a été oubliée.
L'énergie d'activation est-elle positive
Une énergie d'activation ne peut jamais être négative, ni directe ni inverse : le sommet est toujours au-dessus des deux plateaux.
Un inverse de kJ signale que a été soustrait avec le mauvais signe dans .
Les deux méthodes se rejoignent-elles
Quand l'énoncé donne à la fois des énergies de liaison et une table d'enthalpies de formation, calculez des deux façons : les résultats doivent coïncider à quelques pour cent.
Un écart de plus de % entre les deux signale une liaison oubliée ou un coefficient non appliqué.
Le bilan des unités
Des grammes multipliés par des J/(g·°C) et par des °C donnent des joules ; des joules divisés par des moles donnent des J/mol, qu'il faut ensuite diviser par .
Un résultat annoncé en kJ alors que la question demande des kJ/mol signale une division par manquante.
On dissout g d'hydroxyde de sodium, de masse molaire g/mol, dans g d'eau placée dans un calorimètre.
La température de la solution passe de °C à °C, valeur maximale atteinte.
La chaleur massique de la solution vaut J/(g·°C) et on néglige la capacité thermique du calorimètre. Calculez l'enthalpie molaire de dissolution en kJ/mol.
Étape 1
°C. La solution s'est RÉCHAUFFÉE.
Pourquoi
On écrit la variation dans l'ordre final moins initial, et on la commente tout de suite. Cette phrase de trois mots est ce qui fixera le signe à la fin, et elle vaut un point à elle seule.
Étape 2
Masse de solution : g.
Pourquoi
C'est la solution entière qui se réchauffe, pas seulement l'eau ni seulement le soluté. Certains énoncés autorisent à négliger le soluté, mais il faut alors qu'ils le disent.
Étape 3
J.
Pourquoi
La température change sans changement d'état : c'est de la chaleur sensible, donc . Le résultat est positif, ce qui confirme que la solution a bien REÇU cette énergie.
Étape 4
La chaleur reçue par la solution vient de la réaction, donc J.
Pourquoi
C'est la phrase de transfert, et c'est l'étape la plus sautée du chapitre. Sans elle, le signe moins qui apparaît ensuite ressemble à un hasard, et le correcteur ne le crédite pas.
Étape 5
mol.
Pourquoi
On revient au réactif étudié, pas à l'eau. La quantité de matière est ce qui va transformer une chaleur mesurée en une grandeur caractéristique de la réaction.
Étape 6
J/mol.
Pourquoi
La division par est ce qui fait passer d'une mesure de laboratoire à une propriété de la réaction. Sans elle, la réponse dépendrait de la quantité pesée ce jour-là.
Étape 7
Conversion : J/mol kJ/mol.
Pourquoi
On divise par , jamais l'inverse. L'ordre de grandeur obtenu, quelques dizaines de kJ/mol, est celui d'une dissolution : c'est un contrôle gratuit.
Étape 8
Contrôle final : la solution a chauffé, donc la réaction est exothermique, donc doit être NÉGATIF. Il l'est.
Pourquoi
Ce contrôle prend deux secondes et rattrape l'erreur la plus fréquente du chapitre. Il se fait à la fin, quand le signe est écrit, pas au moment où on le pose.
Conclusion rédigée
« La dissolution de l'hydroxyde de sodium est exothermique, avec une enthalpie molaire de kJ/mol. »
L'erreur classique sur cet exercice : L'erreur classique sur ce problème est d'annoncer kJ/mol en raisonnant que « l'eau a gagné de l'énergie ». C'est vrai, mais le décrit le SYSTÈME chimique, qui en a perdu autant. La phrase de transfert est là pour éviter exactement cette confusion.
Parce que le delta H décrit le système chimique, pas le thermomètre. Si la solution se réchauffe, c'est que la réaction lui a donné de l'énergie, donc le système chimique en a perdu. Une perte s'écrit avec un signe négatif. Le repère à retenir est simple : un flacon chaud au toucher contient une réaction exothermique, donc un delta H négatif.
On la mesure toujours en partant du niveau des réactifs et en montant jusqu'au sommet de la courbe, celui du complexe activé. Ce n'est jamais la valeur brute lue sur l'axe vertical, car cet axe n'a pas de zéro absolu : seules les différences ont un sens physique. L'énergie d'activation est positive dans tous les cas, exothermique comme endothermique.
Regardez ce que fait la température. Si elle change, utilisez la chaleur massique avec la formule masse fois chaleur massique fois variation de température. Si elle reste constante, c'est qu'un changement d'état est en cours, et il faut alors la chaleur latente, c'est-à-dire la masse multipliée par la chaleur latente de fusion ou de vaporisation.
Parce que la chaleur mesurée au calorimètre dépend de la quantité de réactif utilisée ce jour-là, alors que l'enthalpie de réaction est une caractéristique de la réaction elle-même. La division par le nombre de moles transforme une mesure particulière en une grandeur universelle, exprimée en kilojoules par mole.
Il faut changer son signe. Si une réaction libère deux cent quatre-vingt-six kilojoules, la réaction inverse en coûte exactement autant. Sinon, un simple aller-retour permettrait de fabriquer de l'énergie à partir de rien. De même, multiplier une équation par un facteur multiplie son enthalpie par ce même facteur.
Non, jamais. Un catalyseur abaisse l'énergie d'activation, donc il permet à la réaction d'aller plus vite, mais il ne déplace ni le niveau des réactifs ni celui des produits. Le delta H, qui n'est que la différence entre ces deux niveaux, reste rigoureusement identique. Le catalyseur change le chemin, pas le bilan.
