Notes de Chimie - Chapitres 5 à 9

Chapitre 5: La représentation graphique de la variation d'enthalpie

5.1 Le complexe activé, l'énergie d'activation et le diagramme énergétique

• Complexe activé:
  • Amas instable d'atomes formé lors de la collision des molécules de réactifs.
  • Se sépare pour former les molécules de produits.
  • Possède une grande énergie potentielle due au réarrangement important des liaisons.
• Énergie d'activation:
  • Quantité d'énergie nécessaire pour qu'une réaction chimique se produise (endothermique ou exothermique).
  • Correspond au gain d'énergie potentielle requis pour former le complexe activé.
• Diagramme énergétique:
  • Graphique visualisant la variation d'énergie potentielle au cours de la réaction.
  • Réaction endothermique: Les produits ont une énergie potentielle plus élevée que les réactifs. L'enthalpie \Delta H est positive.
  • Réaction exothermique: Les produits ont une énergie potentielle plus faible que les réactifs. L'enthalpie \Delta H est négative.

5.2 L'observation du déroulement d'une transformation à l'aide d'un diagramme énergétique

• Réaction spontanée:
  • Les molécules de réactifs possèdent déjà assez d'énergie pour franchir la barrière de l'énergie d'activation sans apport extérieur.
• Réaction réversible:
  • Peut se produire dans les deux sens (direct et inverse).
  • Une faible variation d'enthalpie favorise la réversibilité.
• Inversion d'une réaction:
  • Le diagramme énergétique est parcouru en sens inverse.
  • La valeur absolue de la variation d'enthalpie reste la même, mais le signe change.
  • L'énergie d'activation est plus élevée pour la réaction endothermique que pour la réaction exothermique.
• Exemple: Formation de l'iodure d'hydrogène (HI)
  • Réaction directe (endothermique): \Delta H = 26,5 \text{ kJ/mol}, Énergie d'activation Ea = 90 kJ/mol.
  • Réaction inverse (exothermique): \Delta H = -26,5 \text{ kJ/mol}, Énergie d'activation Ea = 63,5 kJ/mol.

Chapitre 6: La chaleur molaire de réaction

• Chaleur molaire de dissolution (\Delta H):
  • Quantité d'énergie absorbée ou libérée lors de la dissolution d'une mole de soluté dans un solvant.
  • Unité: kilojoules par mole (kJ/mol).
• Chaleur molaire de neutralisation (\Delta H):
  • Quantité d'énergie absorbée ou libérée lors de la neutralisation d'une mole d'acide ou de base.
  • Unité: kilojoules par mole (kJ/mol).

Chapitre 7: La loi de Hess

7.1 Le mécanisme réactionnel

• Réaction élémentaire:
  • Réaction chimique où les réactifs se transforment directement en produits sans intermédiaires.
• Réaction complexe:
  • Décomposée en plusieurs réactions élémentaires formant un mécanisme réactionnel.
• Mécanisme réactionnel:
  • Suite de réactions élémentaires conduisant des réactifs aux produits.
  • Résumée par l'équation globale de la réaction.
• Intermédiaire de réaction:
  • Composé apparaissant dans les équations des réactions élémentaires, mais pas dans l'équation globale.
• Diagramme énergétique d'une réaction complexe:
  • Visualise le déroulement de la réaction avec les complexes activés et les énergies d'activation de chaque étape.

7.2 L'additivité des enthalpies

• Loi de Hess:
  • L'enthalpie d'une réaction peut être déterminée algébriquement en utilisant la loi de Hess.
  • Si une réaction est décomposée en plusieurs réactions élémentaires, sa variation d'enthalpie (\Delta H) est égale à la somme algébrique des variations d'enthalpie de chacune de ces réactions élémentaires (\Delta H1, \Delta H2, \Delta H_3, etc.).
  • Équation générale: \Delta H = \Delta H1 + \Delta H2 + \Delta H_3 + …
  • Règles pour la somme algébrique des équations thermochimiques:
    • Les termes identiques du même côté de l'équation s'additionnent.
    • Les termes identiques de part et d'autre de l'équation se soustraient.
    • Si on inverse une équation, on doit inverser le signe de la variation d'enthalpie.
    • Si on modifie les coefficients d'une équation, on doit multiplier ou diviser la valeur de la variation d'enthalpie par le même facteur.

Chapitre 8: La mesure de la vitesse de réaction

8.1 L'expression de la vitesse de réaction

• Vitesse de réaction (v):
  • Quantité positive correspondant à la variation de la quantité d'un réactif ou d'un produit en fonction du temps (\Delta t).
  • Vitesse des réactifs: v_{\text{réactif(s)}} = - \frac{\Delta \text{Quantité de réactif(s)}}{\Delta t}
  • Vitesse des produits: v_{\text{produit(s)}} = \frac{\Delta \text{Quantité de produit(s)}}{\Delta t}

8.2 La vitesse de réaction en fonction des coefficients stœchiométriques

• La vitesse d'une réaction est proportionnelle au coefficient du réactif ou du produit.
• Vitesse générale (v):
  • Variation de la concentration d'une substance (A[A], A[B], A[C] et A[D]) divisée par son coefficient stœchiométrique (a, b, c et d) en fonction du temps (\Delta t).
  • Pour la réaction aA + bB -> cC + dD:
    v = -\frac{1}{a} \frac{\Delta [A]}{\Delta t} = -\frac{1}{b} \frac{\Delta [B]}{\Delta t} = \frac{1}{c} \frac{\Delta [C]}{\Delta t} = \frac{1}{d} \frac{\Delta [D]}{\Delta t}

8.3 Les façons de mesurer la vitesse de réaction

• Dépendent de la phase du réactif ou du produit et de la facilité de la mesure en laboratoire.

8.4 La vitesse moyenne et la vitesse instantanée d'une réaction

• Vitesse moyenne:
  • Changement moyen en quantité d'un réactif ou d'un produit en fonction du temps pour un intervalle de temps donné.
  • Déterminée graphiquement par la pente de la sécante.
• Vitesse instantanée:
  • Vitesse de la réaction à un moment précis.
  • Déterminée graphiquement par la pente de la tangente.

Chapitre 9: La théorie des collisions

9.1 Les types de collisions

• Théorie des collisions:
  • Pour qu'une réaction se produise, les particules de réactif doivent se heurter de façon efficace.
• Collision élastique:
  • Les particules se heurtent sans réaction.
  • Rebondissent et conservent le même niveau d'énergie cinétique.
• Collision efficace:
  • Les particules se heurtent et entraînent une réaction.
  • Critères:
    • Orientation appropriée.
    • Énergie de collision égale ou supérieure à l'énergie d'activation.
• La vitesse de réaction est déterminée par le nombre de collisions efficaces par unité de temps.

9.2 Le mécanisme réactionnel expliqué par la théorie des collisions

• Lors d'une collision efficace, le complexe activé se forme et se rompt en formant de nouvelles particules de produit.
• Dans une réaction complexe, il y a plusieurs étapes (réactions élémentaires).
• L'étape déterminante est celle avec le niveau d'énergie du complexe activé le plus élevé. Elle dicte la vitesse de la réaction globale.