nous avons vu dans la dernière vidéo que si nous définissions l’enthalpie H comme étant égale à l’énergie interne d’un système plus la pression du système fois le volume du système et ceci est dans une définition presque arbitraire mais nous savons que c’est une variable d’état valide qu’elle peu importe ce que vous faites en comment vous y arrivez, vous aurez toujours la même valeur parce que c’est la somme et le produit d’autres variables d’état valides. En soi, ce n’est pas très utile ou intuitif, mais nous avons vu dans la dernière vidéo que si vous supposez une pression constante, ce qui est une hypothèse importante mais pas déraisonnable pour la plupart des réactions chimiques. nous sommes assis à la plage avec nos béchers et ils sont exposés à la température et à la pression standard ou au moins à une certaine pression qui ne change pas au fur et à mesure que la réaction se produit si nous supposons la pression constante nous avons vu que le changement d’enthalpie devient la chaleur ajoutée au système à cette pression constante que P il y a juste pour vous montrer que hey c’est juste quand on est juste ce que c’est c’est en supposant qu’on a affaire à de la chaleur ajoutée à une pression constante assez juste alors comment peut-on comment peut-on utiliser ces concepts de manière utile disons que j’ai du carbone et dans sa forme élémentaire c’est du graphite et j’ajoute à cela je dois avoir une mole de carbone et j’ajoute à cela deux moles de d’hydrogène dans sa forme élémentaire, ce sera un gaz, ce sera une molécule, d’accord, si j’ai juste un tas de coeur d’un tas d’hydrogène dans son état gazeux, disons dans un ballon, je n’aurai pas d’atomes individuels d’hydrogène, ils vont se lier et former ces molécules diatomiques et si je les fais réagir, je produirai une mole de méthane, une mole de méthane ch4 mais ce n’est pas tout ce que je vais produire je vais aussi produire de la chaleur je vais produire je vais produire 74 kilojoules de chaleur plus 74 kilojoules de chaleur quand je produis quand je produis cette mole qui ne peut pas faire un K minuscule pour le Killough quand je quand je produis cette mole de meth donc qu’est ce qui se passe ici donc tout d’abord quelle quantité de chaleur est ajoutée ajoutée au système et supposons que cette chaleur soit libérée du système, ce n’est pas un processus adiabatique, je n’ai pas isolé le système de quoi que ce soit, mais elle est libérée, elle s’en va, elle est libérée, donc ma question est combien, vous savez, j’ai commencé avec ce conteneur, je suppose qu’on pourrait l’appeler, c’est un standard, vous savez, une sorte de pression fixe. de pression fixe et peut-être que j’avais un tas de carbone, je vais le faire en gris, j’ai un tas de carbone solide qui traîne, peut-être une sorte de poussière et puis j’ai de l’hydrogène moléculaire, chacun de ces points contient deux atomes d’hydrogène et je ne sais pas, peut-être que je l’ai secoué ou quelque chose pour les faire réagir et puis j’ai un tas de méthane et puis J’obtiens un tas de méthane, j’obtiens un tas de gaz méthane, je vais faire ça en vert, donc maintenant j’ai juste un tas de gaz méthane et j’ai libéré 74 kilojoules, j’ai libéré 74 kilojoules, donc combien de chaleur a été ajoutée au système ? Eh bien, nous avons libéré de la chaleur du système, nous avons libéré 74 kilojoules, donc la chaleur ajoutée au système, la chaleur ajoutée au système était de moins 74 kilojoules, moins 74 kilojoules. 74 droite si je vous avais demandé la chaleur libérée alors j’aurais dit 74 mais rappelez-vous que ce qui nous intéresse c’est la chaleur ajoutée au système qui est de 74 kilojoules et je viens de vous montrer que c’est exactement la même chose que le changement d’enthalpie que le changement d’enthalpie que le changement d’enthalpie alors comment pouvons-nous penser à ça quelle est l’enthalpie de ce système par rapport à ce système bien elle va être plus faible parce que si vous prenez l’enthalpie, le changement d’enthalpie est l’enthalpie du système final moins l’enthalpie du système initial et on a un nombre négatif, on a moins 74 kilojoules donc ça doit être plus faible que ça de 74 kilojoules donc H cette enthalpie ici est inférieure à cette enthalpie ici donc si on le dessine sur un diagramme, si je dessine la réaction sur un diagramme, je peux dessiner la réaction sur un diagramme. un diagramme si je dessine réellement la réaction disons que c’est juste je sais que c’est juste le temps ou quelque chose comme ça c’est comme la réaction se déroule cet axe et sur l’axe des y je vais dessiner l’enthalpie donc la réaction commence à votre enthalpie initiale H I et c’est cet état juste ici donc vous commencez là je vais le faire dans le jaune de ce récipient donc ce jaune je vais le faire juste là vous commencez là et puis maintenant ton là, vous commencez là et puis maintenant le toner, vous le secouez ou je ne vais pas entrer dans l’énergie d’activation donc il pourrait avoir une petite bosse et tout ça mais qui sait mais alors on finit à notre enthalpie finale on a cette enthalpie finale juste ici après que la réaction se soit produite c’est cette date juste ici c’est H final donc vous pouvez voir que vous avez eu cette chute et cette enthalpie et ce qui est intéressant ici c’est que ce n’est pas tant la valeur absolue de cette enthalpie qui est ici ou la valeur absolue de cette enthalpie qui est ici mais maintenant que nous avons l’enthalpie nous pouvons avoir un cadre pour penser à la quantité d’énergie thermique dans ce système par rapport à ce système et étant donné qu’il y a moins d’énergie thermique dans ce système que dans ce système énergétique nous doit avoir libéré de l’énergie et vous savez, dans une certaine mesure, je vous l’ai dit depuis le début, je vous ai dit que de l’énergie est libérée et le mot pour ça, on l’utilise exothermique exothermique maintenant, si vous voulez aller dans l’autre sens, disons que nous voulons passer du méthane et revenir à sa partie, vous devez ajouter de la chaleur dans la réaction, vous devriez, si vous voulez revenir en arrière, à travers cette réaction, aller vers le haut. à travers cette réaction vers le haut, il faudrait ajouter de la chaleur pour obtenir ce delta H positif et alors vous auriez une réaction endothermique, donc si une réaction libère de l’énergie, elle est exothermique, si une réaction a besoin d’énergie pour se produire, elle est endothermique. Vous devez vous demander Sal, d’où peut venir cette énergie, donc j’ai commencé par cette enthalpie ici. et l’enthalpie a cette définition bizarre juste ici et puis j’ai fini à cette autre enthalpie ici et comme tu vois l’enthalpie tu sais la pression on suppose qu’elle est constante disons que le volume ne change pas beaucoup dans cette situation ou peut-être ne change pas du tout donc la plupart du changement va venir du changement d’énergie interne juste il y a une énergie interne plus élevée ici et une énergie interne plus élevée et une énergie interne plus faible ici et une énergie interne plus faible ici. plus élevée ici et une énergie interne plus élevée et une énergie interne plus faible ici qui causent la principale baisse d’enthalpie et ce changement d’énergie interne est vraiment une conversion d’une certaine énergie potentielle ici en chaleur qui est libérée, donc il y a eu de la chaleur qui a été libérée, 74 kilojoules, et donc notre énergie interne a chuté. cadre de travail, si on sait quelle quantité de chaleur il faut pour former ou ne pas former certains produits, alors on peut prédire la quantité de chaleur qui sera libérée ou absorbée par différentes réactions. Je vais aborder une autre notion, la notion de chaleur de formation, ou parfois le changement d’enthalpie de formation. c’est le changement d’enthalpie de formation et c’est normalement donné à une température et une pression standard, donc vous mettez un petit, habituellement c’est un zéro, parfois c’est juste un cercle, et ce que c’est, c’est combien est le changement d’enthalpie pour arriver à une molécule à partir de sa forme élémentaire, donc par exemple, si on le veut pour le méthane, si on a du méthane… et que l’on veut connaître sa chaleur de formation, on se dit que si l’on forme du méthane à partir de ses formes élémentaires, quel est le Delta H de cette réaction, on vient d’apprendre quel était le Delta H de cette réaction, il était de moins 74 kilojoules, ce qui signifie que si l’on forme du méthane à partir de ses éléments constitutifs, on va libérer 74 kilojoules d’énergie. kilojoules d’énergie, c’est une réaction exothermique réaction exothermique parce que vous avez libéré de la chaleur vous avez aussi ceci vous pouvez dire en quelque sorte que le méthane est dans un état d’énergie inférieur ou qu’il a une énergie potentielle inférieure à celle de ces types et parce qu’il a une énergie potentielle inférieure il est plus stable je veux dire une façon d’y penser c’est que vous savez si vous avez un type vous savez vous avez une montagne ici et puis elle est plus stable. une montagne ici et puis c’est en bas ici et vous avez une balle, vous avez une balle et ce n’est pas une analogie directe mais l’analogie avec l’énergie potentielle est que lorsque vous êtes dans un état d’énergie potentielle plus faible vous avez tendance à être plus stable et donc dans le monde de tous les jours si vous avez un tas de méthane qui traîne le fait qu’il a une chaleur de réaction négative ou une chaleur de pardon une chaleur négative. de réaction négative ou une chaleur de formation négative ou une chaleur de formation standard négative parce que je ne l’ai pas ici ou un changement standard négatif dans l’enthalpie de formation, ce sont toutes les mêmes choses qui me disent que le méthane est stable par rapport à ses composés constituants et en fait vous pouvez regarder ces choses, vous n’aurez jamais à les mémoriser mais c’est bien de savoir ce qu’ils sont et j’ai copié tous ces trucs en fait, laissez-moi prendre les tableaux réels de Wikipedia ici en bas, j’ai fait tout ça directement de Wikipedia, ça vous donne la chaleur standard de formation d’un tas de choses et si vous regardez si vous regardez ici en bas pour voir s’il y a du méthane juste là, c’est ce à quoi on a affaire. ils nous disent essentiellement le Delta H de la réaction qui forme le méthane ils nous disent qu’ils nous disent que si on part d’un peu de carbone à l’état solide plus deux moles d’hydrogène à l’état gazeux et qu’on forme une mole de méthane, si on prend l’enthalpie ici moins l’enthalpie ici donc le changement d’enthalpie pour cette réaction à une température et une pression standard va être égale à moins 74 kilojoules par mole et tout est donné par mole donc si vous avez une mole de ceci deux moles de ceci et pour former une mole de méthane vous allez libérer 74 kilojoules de chaleur donc c’est une réaction stable maintenant il y a quelques choses intéressantes ici et nous continuerons à utiliser ce tableau dans les prochaines vidéos vous voyez ici l’oxygène mono atomique monta a une chaleur de formation standard positive ce qui signifie qu’il faut de l’énergie pour le former juste que si vous avez une réaction laissez moi juste dire la réaction je l’écrirai de cette façon une moitié d’oxygène moléculaire en tant que gaz pour aller à une pour aller à une pour aller à une mole d’oxygène juste comme une sorte d’état gazeux cela nous dit que cet état a plus de potentiel que cet état et pour que cette réaction se produise il faut ajouter de l’énergie il faut mettre l’énergie de l’autre côté donc il faut mettre un plus donc juste ici il faut dire plus 249 joules donc vous pourriez dire hey Sal ça n’a pas de sens l’oxygène est juste de l’oxygène pourquoi y a-t-il une chaleur de formation de l’oxygène et c’est parce qu’on utilise toujours la forme élémentaire comme point de référence donc l’oxygène si vous regardez juste si vous avez un tas d’oxygène qui traîne il sera sous la forme o2 si vous avez un tas d’hydrogène il sera h2 si vous avez un tas d’azote il sera n 2 carbone d’autre part c’est juste C et c’est la chaleur de formation de l’oxygène. d’autre part, c’est juste C et il a tendance à être sous sa forme solide comme le graphite donc toutes les chaleurs de formation sont relatives à la forme que vous trouvez cet élément quand vous en avez une version pure pas nécessairement sa forme atomique bien que parfois c’est sa forme atomique maintenant dans la prochaine vidéo nous allons utiliser ce tableau qui est un tableau très pratique j’ai coupé et collé des parties de celui-ci pour résoudre des problèmes dans la dernière vidéo, je vous ai donné la chaleur de formation et nous y avons juste un peu réfléchi dans les prochaines vidéos, nous allons utiliser ce tableau qui donne les chaleurs de formation standard pour déterminer si les réactions sont endothermiques, c’est à dire qu’elles absorbent de l’énergie, ou exothermiques, c’est à dire qu’elles libèrent de l’énergie.