L'énergie chimique

I. Les changements d'état d'un corps pur (rappels)

• L'essentiel de ces notions ont déjà été introduites en classe de seconde dans la fiche de cours suivante :

Les transformations physiques

1. Définition

• Un changement d'état est une transformation physique au cours de laquelle une espèce passe d'un état physique (solide, liquide ou gazeux) à un autre.

• Remarque : cette transformation est accompagnée d'un échange d'énergie thermique avec le milieu extérieur.

2. Rappels - Modélisation MACROSCOPIQUE d'un changement d'état

$\textcolor{purple}{\text{a. Changements d'état}}$

• Remarque importante : les états physiques et les changements d'état ont été largement abordés en classe de 5^e, il est donc fortement recommandé de relire attentivement cette fiche :

  Changement d'états de l'eau

• Propriétés :

  $\circ\quad$ Le nombre et la nature des espèces chimiques intervenant dans un changement d'état ne varient pas : la masse reste en effet constante.

  $\circ\quad$ Lors d'un changement d'état d'un corps pur, la température reste constante : il y a des paliers de température qui sont caractéristiques de la substance ;

  $\circ\quad$ À ces températures particulières, les deux états coexistent simultanément.

$\textcolor{purple}{\text{b. Diagramme d'état (P,T)}}$

• Définition :

  Un diagramme d'état $(P, T)$ représente les conditions de pression et de température pour lesquelles un corps pur existe sous un état physique donné (solide, liquide, gazeux).

• Ce diagramme permet de déterminer l'état final d'un fluide lors d'une transformation physique, en fonction de sa pression et de sa température initiale et finale.

• Points clés d'un diagramme d'état :

  $\circ\quad$ Point triple : point où les trois états coexistent ;

  $\circ\quad$ Point critique : au-delà de ce point, le liquide et le gaz ne peuvent plus être distingués (fluide supercritique) ;

  $\circ\quad$ Courbes de coexistence : courbes où deux états coexistent (fusion, vaporisation, sublimation).

• Exemple : on considère un glaçon d'eau pure et qu'on augmente progressivement sa température au cours du temps, à pression constante, on obtiendra le graphique suivant :

3. Synthèse - Modélisation d'un changement d'état

• Remarque : dans le cas de l'eau, les liaisons hydrogène entre les molécules jouent un rôle clé dans les changements d'état. Par exemple, lors de la fusion de la glace, les liaisons hydrogène se rompent partiellement, ce qui nécessite un apport d'énergie thermique.

5. Écriture symbolique d'un changement d'état

• À retenir :

  L'écriture d'un changement d'état d'une espèce chimique se note avec la formule chimique de cette espèce, accompagnée de l'état physique en indice et entre parenthèses.

• Notation : on utilisera un "$s$" pour désigner l'état solide, un "$l$" pour désigner l'état liquide et un "$g$" pour désigner l'état gazeux.

• Exemple : l'eau passant de l'état solide, à l'état liquide puis enfin à l'état gazeux, aura pour équation de changement d'état :

  $\boxed{H_2O_{(s)} \rightarrow H_2O_{(l)} \rightarrow H_2O_{(g)}}$

II. Introduction à la thermodynamique et à la thermochimie

1. Notion de thermodynamique

• Définition :

  La thermodynamique est l'étude théorique des systèmes physiques à notre échelle et de leurs échanges d'énergie.

• Issue de l'étude de la machine à vapeur au XIX^e siècle, la thermodynamique s'intéresse tout particulièrement au comportement des fluides (gaz / liquides).

• Cette théorie repose sur plusieurs principes très généraux (dont la conservation de l'énergie).

• L'ensemble de ces résultats permet de faire le bilan énergétique des systèmes physiques.

2. Système thermodynamique

• Définition :

  Un système thermodynamique est une partie de l'univers qui a une frontière bien délimitée avec le reste du monde (appelé milieu extérieur), et qui peut échanger de l'énergie ou de la matière avec le milieu extérieur.

• Remarque : même si la théorie thermodynamique s'applique à tous les systèmes, elle sert essentiellement à étudier les fluides.

3. Différents types de systèmes

• Définitions :
  $\circ\quad$ Un système est ouvert s'il peut échanger de la matière et de l'énergie avec le milieu extérieur.
  $\circ\quad$ Un système est fermé s'il peut échanger de l'énergie avec le milieu extérieur, mais pas de matière (la quantité de matière est constante).
  $\circ\quad$ Un système est isolé s'il ne peut échanger ni énergie ni matière avec le milieu extérieur.
  $\circ\quad$ Un système est incompressible si son volume ne dépend pas de la pression qu'il subit.

4. Variables d'état

• L'état d'un système peut être décrit à l'aide de grandeurs macroscopiques appelées variables d'état. Citons en particulier :

  $\circ\quad$ $n$ : la quantité de matière (en $mol$) ;
  $\circ\quad$ $T$ : la température absolue, en kelvin ($K$), qui mesure l'agitation thermique au niveau microscopique ;
  $\circ\quad$ $V$ : le volume, en $m^3$ ;
  $\circ\quad$ $P$ : la pression, en pascal ($Pa$) ;
  $\circ\quad$ $\rho$ (lettre grecque "rho") : la masse volumique, en $kg/m^3$ ;
  $\circ\quad$ $M$ : la masse molaire en $kg/mol$ (sera vue ultérieurement).

• Remarques :
  $\circ\quad$ Les variables d'état sont interdépendantes : elles vérifient certaines égalités et sont aussi reliées par des équations d'état qui décrivent le comportement de la matière ;
  $\circ\quad$ Certaines variables d'état ne sont pas toujours bien définies dans un système : si on mélange, par exemple, de l'eau chaude et de l'eau froide dans un bain, il va falloir attendre quelques instants avant que la température de l'eau ne soit uniforme (c'est-à-dire la même partout dans le système). De même, lors de la détente brutale d'un gaz, il faut attendre un certain temps pour que pression et température s'uniformisent dans le gaz.
  $\circ\quad$ En général, les lois de la thermodynamique ne s'appliquent qu'à des états du système où les variables d'état sont définies et uniformes.

• Exemples :
  $\circ\quad$ L'air dans une pièce fermée peut être dans l'état suivant : phase gazeuse, $n = 2100$ mol, $T = 293~K~(20^oC)$, $P = 1~ bar$, $V = 50~m^3$, $\rho = 1,3~kg/m^3$ ;
  $\circ\quad$ Le café d'un thermos peut être dans l'état suivant : phase liquide, $T = 333~K~(60^oC)$, $P = 1~bar$, $V = 1~L$, $\rho \approx 1000~kg/m^3$.

5. Notion d'enthalpie

• Définitions :

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

  $\circ\quad$ En chimie, on effectue souvent l'étude énergétique du système grâce à une grandeur thermodynamique qu'on nomme enthalpie, notée $H$. Ce nom est formé du préfixe en-, qui signifie "dans", et du grec thalpein, qui signifie "chauffer". C'est une grandeur thermodynamique adaptée à l'étude des transformations à pression constante, ce qui est souvent le cas en chimie, où le système étudié est souvent en équilibre avec l'atmosphère, à la pression :

  $\boxed{P_{atm} = 1,013 ~ bar}$

  $\circ\quad$ L'enthalpie $H$ s'exprime généralement en $kJ$ ou en $kJ/mol$ si l'on s'intéresse à l'enthalpie d'une mole de constituant : on parle alors d'enthalpie molaire, notée $H_m$.

• $\bullet\quad$Considérons la réaction chimique à pression constante $A \rightarrow B$. La variation d'enthalpie $\Delta H$ entre l'état final $B$ et l'état initial $A$ décrit la chaleur cédée ou absorbée au milieu extérieur :

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

  $\circ\quad$ Si $\Delta H \gt 0$, la réaction nécessite de la chaleur (qui sera fournie par le milieu extérieur), elle est dite endothermique.

  $\circ\quad$ Si $\Delta H \lt 0$, la réaction libère de la chaleur (qui sera cédée au milieu extérieur), elle est dite exothermique.

  $\circ\quad$ Si $\Delta H = 0$, la réaction est dite athermique (aucun échange de chaleur avec le milieu extérieur).

• Remarques :

  $\circ\quad$ Par abus de langage, on confond souvent les termes "chaleur" et "enthalpie".

  $\circ\quad$ En pratique, l'enthalpie $H$ d'un système n'est pas connue de façon absolue et on ne peut mesurer que des variations d'enthalpie $\Delta H$.

  $\circ\quad$ Cependant, on peut définir une échelle de valeurs de l'enthalpie pour des corps purs, ce qui suppose de définir arbitrairement un zéro pour l'enthalpie (autrement dit une valeur de référence à partir de laquelle on pourrait calculer les enthalpies d'espèces chimiques autres que des corps purs) ainsi qu'un état dit "standard".

6. Notion d'état standard

• Définitions :

  Un système est dit dans son état standard s'il est à l'équilibre de pression à la pression standard $P^\circ = 1\ \text{bar}$. L'exposant "$^\circ$" se prononce "standard".

• Remarques :

  $\circ\quad$ L'état standard peut être défini à une température $T$ quelconque, par conséquent il existe une infinité d'états standards possibles. L'état standard le plus courant est cependant celui défini à $25^ \circ C$ ($298~K$) auquel se réfèrent les valeurs de l'enthalpie consignées dans les tables thermodynamiques.

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

• Définition :

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

III. Aspects énergétiques d'une transformation physique

1. Enthalpie de changement d'état

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

• Définition :

  L'enthalpie molaire de changement d'état, notée $\Delta H$, est l'énergie échangée lors du passage d'un état physique à un autre à pression constante.

  Elle est définie comme la quantité de chaleur nécessaire pour transformer une mole de substance d'un état à un autre.

• Remarque : le signe de l'enthalpie de changement d'état indique si la transformation est endothermique (absorption de chaleur, $\Delta H > 0$) ou exothermique (libération de chaleur, $\Delta H < 0$).

• Exemples :

  $\circ\quad$ Fusion de la glace : $\Delta H_{\text{fusion}} = +6,01 \, \text{kJ/mol}$ (endothermique).

  $\circ\quad$ Vaporisation de l'eau : $\Delta H_{\text{vaporisation}} = +40,7 \, \text{kJ/mol}$ (endothermique).

2. Cas des systèmes incompressibles

• Pour rappel, un système incompressible est un système dont le volume ne varie pas lorsqu'il est soumis à des forces de pression. C'est le cas des liquides et des solides. En revanche, les gaz sont compressibles.

• Variation d'enthalpie d'un système incompressible :
  $\circ\quad$ Considérons un système fermé incompressible au repos : lors d'une transformation$^{\textcolor{purple}{(*)}}$ , la variation de son enthalpie a pour valeur :

  $\boxed{\Delta H = C \times \Delta T = m \times c \times \Delta T}$

  Avec :
  $\circ\quad$ $C$ (majuscule) : capacité thermique du système (en $J/K$) ;
  $\circ\quad$ $c$ (minuscule) : capacité thermique massique du système (en $J.K^{-1}.kg^{-1}$) ;
  $\circ\quad$ $m$ : masse du système (en $kg$) ;
  $\circ\quad$ $\Delta T$ : écart de température entre l'état initial et l'état final ($\Delta T = T_{\text{final}} - T_{\text{initial}}$), exprimé en $K$ ou en $^oC$.

  $^{\textcolor{purple}{\small\begin{array}{l}\text{(*) En l'absence de changement de phase et de réaction chimique} \\\text{ou nucléaire}\end{array}}}$

• Remarque : nous retrouvons une loi appliquée en calorimétrie :

$\boxed{Q = m \times c \times \Delta T}$

• Attention !
  La formule ci-dessus ne s'applique pas s'il y a changement de phase, par exemple de l'eau qui bout ou qui gèle.

3. Application : la calorimétrie

• En pratique, la détermination de l'énergie latente peut s'effectuer dans un calorimètre.

• En effet, ce dernier a la propriété de n'échanger presque aucune énergie avec l'extérieur.

• Ainsi, idéalement, on peut considérer que la somme de tous les échanges de chaleur à l'intérieur d'un calorimètre est nulle.

4. Bilan énergétique complet d'une transformation physique

• Méthode :

  Pour établir un bilan énergétique complet d'un système subissant plusieurs transformations physiques (un chauffage, un refroidissement ou encore un changement d'état), il suffit de faire l'inventaire des énergies mises en jeu pour chaque étape, puis de les additionner.

• Hypothèse fondamentale :

  A l'image d'un calorimètre, le système est supposé n'échanger presque aucune énergie avec l'extérieur. Ainsi, idéalement, on peut considérer que la somme de tous les échanges de chaleur à l'intérieur d'un calorimètre est nulle.

• Remarque :

  Généralement ces systèmes sont calorifugés, de manière à limiter - autant que faire se peut - les échanges thermiques avec le milieu extérieur.

• Exemple :

  $\circ\quad$ Pour transformer $1 \, \text{kg}$ de glace à $-10^o \text{C}$ en vapeur à $110^o \text{C}$ à pression atmosphérique, les étapes sont :

  1. Réchauffer la glace de $-10^o \text{C}$ à $0^o \text{C}$ ;

  2. Faire fondre la glace à $0^o \text{C}$ ;

  3. Réchauffer l'eau liquide de $0^o \text{C}$ à $100^o \text{C}$ ;

  4. Vaporiser l'eau à $100^o \text{C}$ ;

  5. Réchauffer la vapeur d'eau de $100^o \text{C}$ à $110 ^o \text{C}$.

  $\circ\quad$ Le bilan énergétique total est la somme des énergies pour chaque étape.

IV. Aspects énergétiques d'une transformation chimique

1. Réaction de formation et enthalpie standard associée

$\textcolor{purple}{\text{a. Enthalpie standard de réaction}}$

• Considérons la réaction d'équation :

  $2A + B \rightleftharpoons C + 3D + E$

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

• On peut réécrire cette équation de la façon suivante :

  $C + 3D + E - 2A - B \rightleftharpoons 0$

  Il suffit en effet d'attribuer des coefficients stœchiométriques négatifs aux réactifs et de les mettre du même côté que les produits dans l'équation de réaction (moyen mnémotechnique : "état final [produits] moins état initial [réactifs]")

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

  $\boxed{\sum_{k = 1}^p \nu_k A_k = 0}$

  où $\nu_1, \dots, \nu_p$ sont les coefficients stœchiométriques :

  $\circ\quad$ Positifs pour les produits ;

  $\circ\quad$ Et négatifs pour les réactifs de la réaction.

• Définitions :

  $\circ\quad$ L'enthalpie de réaction de la réaction ci-dessus est définie par :

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

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

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

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

  Elle s'exprime également en $kJ/mol$.

• Remarque :

  $\circ\quad$ Cette dernière formule nécessite de connaître les enthalpies molaires standard $H^\circ_{mk}$, dont les valeurs vont dépendre de la référence arbitraire choisie (voir plus haut), leur mesure étant impossible en pratique.

  $\circ\quad$ On préfère donc travailler avec des variations d'enthalpie, qui elles sont mesurables et vont aussi nous permettre de calculer l'enthalpie standard de réaction $\Delta_rH^\circ$.

$\textcolor{purple}{\text{b. Réaction standard de formation}}$ $\textcolor{purple}{\text{et enthalpie standard de formation}}$

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

• Rappel :

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

  $\circ\quad$ Par exemple, à 25°C, $H_{2(g)}$, $N_{2(g)}$, $O_{2(g)}$ et $C_{(gr)}$ (carbone graphite) sont des états standard de référence.

• Définition :

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

• Exemple :

  Plaçons-nous à $25^ \circ C$ et prenons le butane $C_4H_{10(g)}$. Le butane est constitué des éléments carbone $C$ et hydrogène $H$. Sous une pression de $1~bar$ et une température de $25^ \circ C$, l'état standard de référence du carbone est le graphite, noté $C_{(gr)}$, et celui de l'hydrogène est le dihydrogène gazeux, $H_{2(g)}$.

  La réaction standard de formation du butane à $25^ \circ C$ est donc :

  $4C_{(gr)} + 5H_{2(g)} \rightleftharpoons C_4H_{10(g)}$

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

• Définition :

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

• Conséquence :

  Cette définition implique que les enthalpies de formation des états standard de référence sont nulles.

  Par exemple, à $25^ \circ C$, les enthalpies standard de formation du dioxygène gazeux $O_{2(g)}$, du dihydrogène gazeux $H_{2(g)}$, du diazote gazeux $N_{2(g)}$ et du carbone graphite $C_{(gr)}$ sont nulles :

$\scriptsize \Delta_f H^\circ(O_{2(g)}) = \Delta_f H^\circ(H_{2(g)}) = \Delta_f H^\circ(N_{2(g)}) = \Delta_f H^\circ(C_{(gr)}) = 0\ \text{à}\ T = 25°\text{C}$

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

$\textcolor{purple}{\text{c. Loi de Hess}}$

• Énoncé de la loi :

  Soit la réaction d'équation $\displaystyle \sum_{k = 1}^p \nu_k A_k = 0$ ayant lieu à la température $T$, où :

  $\circ\quad$ $\nu_k \gt 0$ si $A_k$ est un produit ;

  $\circ\quad$ Et $\nu_k \lt 0$ si $A_k$ est un réactif.

  L'enthalpie standard de réaction définie au §IV. 1. à partir des enthalpies molaires peut encore s'exprimer à partir des enthalpies standard de formation $\Delta_f H^\circ_k$ des composés chimiques $A_k$, c'est la loi de Hess :

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

• Exemple :

  $\circ\quad$ L'équation de la réaction standard de formation du butane est :

  $4C_{(gr)} + 5H_{2(g)} \rightleftharpoons C_4H_{10(g)}$

  $\circ\quad$ D'après la loi de Hess, on a :

  $\small \Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(C_4H_{10(g)}) - 4\Delta_f H^\circ(C_{(gr)}) - 5\Delta_f H^\circ(H_{2(g)})$

  $\circ\quad$ Or, par définition, puisqu'il s'agit de la réaction standard de formation du butane :

  $\Delta_r H^\circ = \Delta_f H^\circ(C_4H_{10(g)})$

  ce qui est bien le cas puisque $C_{(gr)}$ et $H_{2(g)}$ étant des états standard de référence, leur enthalpie standard de formation est nulle.

V. Combustion des matières organiques

1. Notion de combustion

• Définition :

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

2. Réactifs et produits d'une combustion

• Une combustion se caractérise par le contact de deux réactifs :

  $\circ\quad$ Le combustible, qui est l'espèce chimique qui brûle ; c'est celui des réactifs qui a subi une oxydation.

  $\circ\quad$ Le comburant, qui est l'espèce chimique qui aide le combustible à brûler (généralement il s'agira du dioxygène $O_2$). C'est celui des réactifs qui a subi une réduction.

• Propriété :

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

• Remarque : en présence d'un comburant, il faut apporter une quantité d'énergie pour initier une réaction de combustion, et donc l'inflammation d'un combustible : il s'agit de l'énergie d'activation.

• Le combustible, le comburant et l'énergie d'activation sont souvent représentés de manière symbolique par le triangle du feu. En effet, la combustion cesse dès qu’un élément du triangle est enlevé.

3. Réaction de combustion et enthalpie standard associée

• Définition :

  Considérons une réaction de combustion, par exemple d'un alcane ou d'un alcool. L'enthalpie standard de réaction associée est appelée enthalpie standard de combustion et est notée $\Delta_c H^\circ$.

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

• Exemple : réaction de combustion du butane $C_4H_{10(g)}$.

  $\circ\quad$ L'équation de la réaction de combustion du butane s'écrit :

  $C_4H_{10(g)} + \dfrac{13}{2}O_{2(g)} \rightleftharpoons 4CO_{2(g)} + 5H_2O_{(\ell)}$

  $\circ\quad$ D'après la loi de Hess, on a :

  $\small \Delta_r H^\circ = 4 \Delta_f H^\circ(CO_{2(g)}) + 5 \Delta_f H^\circ(H_2O_{(\ell)}) - \Delta_f H^\circ(C_4H_{10(g)}) - \dfrac{13}{2} \Delta_f H^\circ(O_{2(g)})$

  $\circ\quad$ Par définition, comme il s'agit de la réaction de combustion du butane,

  $\Delta_r H^\circ = \Delta_c H^\circ(C_4H_{10(g)})$

  et :

  $\scriptsize \Delta_c H^\circ(C_4H_{10(g)}) = 4 \Delta_f H^\circ(CO_{2(g)}) + 5 \Delta_f H^\circ(H_2O_{(\ell)}) - \Delta_f H^\circ(C_4H_{10(g)}) - \dfrac{13}{2} \Delta_f H^\circ(O_{2(g)})$

  $\circ\quad$ En prenant les enthalpies standard de formation à $25^ \circ C$, l'application numérique donne :

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

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

  $\circ\quad$ $\Delta_c H^\circ(C_4H_{10(g)}) \lt 0$, la réaction de combustion du butane est donc bien exothermique.

4. Énergie libérée au cours d'une combustion : le pouvoir calorifique

• Définition :

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

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

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

• Quelques valeurs usuelles :

  $\circ\quad$ $\text{PC (charbon)} = 24-35~MJ\cdot kg^{-1}$ ;

  $\circ\quad$ $\text{PC (essence)} = 42,5~MJ\cdot kg^{-1}$ ;

  $\circ\quad$ $\text{PC (kérozène)} = 44,0~MJ\cdot kg^{-1}$ ;

  $\circ\quad$ $\text{PC (GPL)} = 46,0~MJ\cdot kg^{-1}$ ;

  Ces valeurs montrent que certains combustibles libèrent plus d'énergie que d'autres pour une même masse.

• Expression :

  Ainsi, pour une masse $m$ de combustible, l'énergie libérée par une combustion complète, notée $Q$ vaut :

  $\boxed{Q = m \times PC}$

  avec, généralement :

  $\circ\quad$ $Q$ en $MJ$ ;

  $\circ\quad$ $m$ en $kg$ ;

  $\circ\quad$ $PC$ en $MJ\cdot kg^{-1}$ ou $MJ/kg$.

• Expérience pour déterminer le pouvoir calorifique :

  $\circ\quad$ Pour déterminer expérimentalement le pouvoir calorifique d’un combustible, on utilise par exemple un calorimètre ;

  $\circ\quad$ Le principe consiste à brûler une masse connue de combustible et à mesurer la quantité de chaleur dégagée, qui est absorbée par une quantité connue d’eau ;

  $\circ\quad$ La quantité de chaleur Q est calculée en utilisant la formule : $Q = m \cdot c \cdot \Delta T$, où $m$ est la masse d’eau, $c$ est la capacité thermique massique de l’eau et $\Delta T$ est la variation de température de l’eau.

• Exemple d'application :

  Si on brûle $1~g$ d'alcool et que cela provoque une augmentation de température de $20^oC$ pour $100~g$ d’eau, on peut calculer la quantité de chaleur dégagée et en déduire le pouvoir calorifique de l'alcool.

_{= Merci à gbm / krinn / athrun pour avoir contribué à l'élaboration de cette fiche =}