transformation de l nergie n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Transformation de l’énergie PowerPoint Presentation
Download Presentation
Transformation de l’énergie

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 9

Transformation de l’énergie - PowerPoint PPT Presentation


  • 119 Views
  • Uploaded on

Transformation de l’énergie. Absorption et dégagement d’énergie dans une réaction chimique. Rappel : endothermique vs. exothermique. Réaction endothermique Réaction qui absorbe de l’énergie  Baisse de température du milieu Besoin constant d’énergie pour se produire Exemples :

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about 'Transformation de l’énergie' - dianne


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
transformation de l nergie

Transformation de l’énergie

Absorption et dégagement d’énergie dans une réaction chimique

rappel endothermique vs exothermique
Rappel : endothermique vs. exothermique
  • Réaction endothermique
    • Réaction qui absorbe de l’énergie  Baisse de température du milieu
    • Besoin constant d’énergie pour se produire
    • Exemples :
      • Fonte de la neige ou évaporation d’un parfum.
  • Réaction exothermique
    • Réaction qui dégage de l’énergie  Hausse de température du milieu
    • Parfois besoin d’énergie pour s’amorcer
    • Exemples :
      • Combustion, respiration cellulaire
  • Important : Une transformation physique ou chimique peut être endothermiqueou exothermique. La distinction est généralement la quantité d’énergie impliqueé.

http://www.meteolaurentides.com/Multimedia.htm

http://en.wikipedia.org/wiki/Combustion

quation thermique
Équation thermique
  • Pour montrer qu’une réaction est endothermique ou exothermique
  • On inscrit dans l’équation la quantité d’énergie absorbée ou dégagée.
    • Endothermique : avec les réactifs
      • H2O(s)+ 6 kJ  H2O(l)
    • Exothermique : avec les produits
      • CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)+ 890 kJ
  • La quantité d’énergie inscrite dépend de la quantité (nb. moles) de substance.
    • Les principes de stœchiométrie s’appliquent.
    • Exemple :
      • Synthèse d’une mole de NO2 demande 33,2 kJ
        • Équation : N2(g) + 2 O2(g) + 66,4 kJ  2 NO2(g)
enthalpie
Enthalpie
  • Pourquoi certaines transformation dégagent de l’énergie et d’autres en absorbent?
    • Dépende l’énergie interne des réactifs et des produits (enthalpie).
  • D’où provient cette énergie?
    • Accumulée lors de la formation de la particule (atome ou molécule).
    • Diverses sources :
      • Énergie cinétique du mouvement des particules
      • Énergie potentielle des forces d’attraction (électrons vs. noyau)
      • Énergie potentielle des forces d’attraction (entre les atomes d’une molécule)
      • Énergie potentielle des forces d’attraction (entre les particules)
  • L’enthalpie d’une substance est très difficile à déterminer directement, on mesure plutôt la chaleur impliquée dans une réaction,
variation d enthalpie h
Variation d’enthalpie (∆H)
  • Énergie absorbée ou dégagée par une réaction à température et pression constante.
  • Aussi appelée chaleur de réaction.
  • Correspond à la différence entre l’enthalpie des produit et celle des réactifs
    • ∆H = Hp – Hr
  • On parle parfois de variation d’enthalpie dans des conditions normalisées :
    • ∆H0
    • Température de 25°C
    • Pression de 101,3 kPa
    • Concentration des solutions aqueuses de 1 mol/L
h d une r action exothermique
∆H d’une réaction exothermique
  • Par convention :
    • On associe une valeur négative à l’énergie dégagée ou à l’enthalpie d’une réaction exothermique
  • Donc :

Réactifs  Produits ∆H = -énergie

OU

Réactifs  Produits + énergie

h d une r action endothermique
∆H d’une réaction endothermique

Réactifs  Produits ∆H = énergie

OU

Réactifs + énergie  Produits

diagrammes d enthalpies
Diagrammes d’enthalpies
  • Les enthalpies réelles sont très difficile à déterminer.
  • Par convention :
    • Enthalpie des réactifs est placé à 0 sur le diagramme
    • Enthalpie des produits est placé en fonction de la réaction
      • Négatif si exothermique
      • Positif si endothermique
  • Exemples : p.171
chaleur molaire de r action
Chaleur molaire de réaction
  • Quantité d’énergie absorbée ou dégagée par la transformation d’une mole d’une substance.
    • Exprimée en kJ/mol
  • On l’identifie pour une substance d’une réaction, mais elle s’applique aussi aux autres substances.
    • Exemple :
      • Chaleur molaire de combustion du méthane (CH4) est de -890 kJ/mol de CH4
      • CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l)
        • Réaction de 1 mol de CH4 dégage 890 kJ
        • Réaction de 2 mol de O2dégage 890 kJ
        • Production de 1 mol de CO2dégage 890 kJ
        • Production de 2 mol de H2Odégage 890 kJ