Diagrammes énergétiques

Diagramme de l'énergie totale

"Qu'est-ce que l'énergie ?" Il existe de nombreuses réponses à cette question, car l'énergie est un concept qui peut avoir différentes significations en fonction de la situation :

• L'énergie est une façon de suivre, mathématiquement, l'énergie potentielle et cinétique dans un système physique.

• Un système physique est composé d'objets physiques qui, individuellement ou dans leur ensemble, ont la capacité de changer d'état.

• L'état d'un système est déterminé par les configurations statiques des objets (énergie potentielle) à un moment donné et les mouvements des objets (énergie cinétique) à un autre moment.

• L'équilibre entre l'énergie potentielle et l'énergie cinétique, pour un système, s'appelle l' énergie totale, ou simplement l'énergie.

L'énergie peut être décrite à l'aide d'un opérateur appelé hamiltonien :

$$\hat{H}=\hat{T}+\hat{V}$$

Où :

• \(\hat{H} \h) est l'énergie totale
• \(\hat{T} \h) est l'énergie cinétique
• \(\hat{V} \h) est l'énergie potentielle.

Tu peux considérer l'énergie comme un fluide divisé entre deux récipients. Imagine qu'au fur et à mesure que le volume total du fluide est transféré entre deux récipients, l'un représente l'énergie potentielle et l'autre l'énergie cinétique. Ce "fluide énergétique", n'est jamais diminué pendant le transfert. L'énergie totale du système est symbolisée par \(\hat{H} \).

Figure 1 : L'hamiltonien est un fluide énergétique transféré entre deux récipients, l'un contenant de l'énergie cinétique et l'autre de l'énergie potentielle.

Diagramme des niveaux d'énergie

Maintenant que nous avons une compréhension de base de l'énergie, passons à la discussion sur les diagrammes de niveaux d'énergie . Mais d'abord, nous devons aborder quelques définitions de base.

Nous pouvons maintenant poser les questions suivantes ,

1. "Quelle transformation énergétique est représentée dans le diagramme énergétique ?"

• Dans un diagramme de niveau d'énergie, la transformation de l'énergie totale, \(\hat{H} \), entre l'énergie potentielle, \(\hat{V} \), et l'énergie cinétique, \(\hat{T} \), au cours du temps est représentée.

2. "Sur quoi repose l'analyse d'un diagramme de transfert d'énergie ?"

• Pour analyser un diagramme de transfert d'énergie, nous examinons les niveaux d'énergie (axe des y) et nous les mettons en correspondance avec les changements du système dans le temps (axe des x).

• Les représentations des niveaux d'énergie sur le diagramme peuvent être données en termes d'énergies orbitales, d'enthalpie et d'énergie potentielle.

• Les représentations du temps sur le diagramme peuvent être données en termes de chemin de réaction, de coordonnées de réaction ou de coordonnées d'atomes (énergie potentielle figée dans le temps) au sein d'une molécule.

3. "Comment dessiner un diagramme énergétique ?"

• Pour dessiner un diagramme des niveaux d'énergie, nous mettons une représentation des niveaux d'énergie sur l'axe vertical et une représentation du temps sur l'axe horizontal.

Diagramme d'énergie orbitale

Comme je viens de le dire, l'énergie dans un diagramme des niveaux d'énergie peut être représentée de différentes façons. Tout d'abord, examinons les diagrammes qui représentent les énergies orbitales.

1. Demandons d'abord : "Qu'est-ce qu'un diagramme d'énergie orbitale ?" Un diagramme d'énergie orbitale visualise les orbitales d'électrons, dans les atomes et les molécules, en termes de niveaux d'énergie et d'occupation des électrons. Pour créer un diagramme d'énergie orbitale, nous :

• Selon le principe d'Aufbau, il faut d'abord remplir les orbitales de plus basse énergie avec des paires d'électrons avant de passer aux orbitales de plus haute énergie.

• Selon le principe d'exclusion de Pauli, deux électrons au maximum peuvent occuper une même orbitale.

• Selon la règle de Hund, lorsqu'il y a deux orbitales ou plus au même niveau d'énergie, chaque orbitale reçoit d'abord un électron, puis les électrons restants sont ajoutés aux orbitales occupées par un seul électron.

Figure 2 : Diagramme d'énergie orbitale, où -M- représente une molécule et les niveaux d'énergie, "état fondamental" et "état excité", représentent des orbitales à l'intérieur d'une molécule.

Exemple: Créons un diagramme énergétique orbital pour l'atome d'aluminium.

Un atome d'aluminium a la configuration électronique suivante : ^{1s22s23p63s23p1}, (13 électrons). Le diagramme énergétique orbital de l'aluminium serait donc le suivant :

Figure 3 : Diagramme d'énergie orbitale de l'aluminium.

Remarque, tout d'abord que les niveaux d'énergie orbitale, du plus faible au plus élevé, sont : 1s < 2s < 2p < 3s < 3p. Ensuite, nous avons rempli toutes les orbitales d'énergie inférieure (\(1s \rightarrow 3s\)), avec des paires d'électrons. Il nous reste donc un électron que nous plaçons dans l'une des orbitales 3p.

Diagramme de l'énergie potentielle

Posons maintenant la question suivante : "Quel diagramme représente l'énergie potentielle d'une réaction exothermique ou endothermique ?" La réponse est que les deux sont représentées par un diagramme d'énergie potentielle en termes d'enthalpie de formation pour une réaction chimique donnée.

En termes d'enthalpie de formation pour une réaction chimique :

• Un diagramme d'énergie potentielle est un graphique avec l'enthalpie (énergie potentielle) sur l'axe vertical et le chemin de réaction (temps) sur l'axe horizontal.

Considère les diagrammes d'enthalpie, ou d'énergie potentielle, suivants pour un ensemble de réactions chimiques hypothétiques :

i. Une réaction chimique exothermique :

Figure 4 : diagramme d'enthalpie pour une réaction chimique exothermique. De la chaleur est libérée par le système, -ΔH.

ii. Une réaction chimique endothermique :

Figure 5 : Diagramme d'enthalpie pour une réaction endothermique. La chaleur est absorbée par le système,+ΔH.

Les diagrammes d'énergie ci-dessus représentent l'enthalpie, ou les énergies potentielles, associées aux produits et aux réactifs. Les réactifs se transforment en produits par une voie de réaction qui implique l'ajout d'énergie cinétique, sous forme de chaleur, au système. Comme indiqué précédemment, l'enthalpie de la formation d'une substance chimique peut être considérée comme équivalente à l'énergie potentielle qui est stockée sous forme de chaleur dans les liaisons chimiques d'un composé.

Diagramme de l'énergie endothermique

Qu'est-ce qu'un diagramme d'énergie endothermique ?

Exemple 1: Considérons l'enthalpie de formation de l'iodure d'hydrogène, HI (g), gazeux à partir de l'hydrogène gazeux,_{H2 (} g), et de l'iode cristallin, I2₍ s), dans des conditions standard :

$$H_2 \left( g \right)+I_2 \left( s \right) \rightarrow 2HI \left( g \right)$$.

En se référant à un tableau approprié de données thermodynamiques, on peut trouver l'enthalpie de formation des réactifs dans des conditions standard :

• H (g) : \(\Delta{H_f}^\circ=+218\,kJ/mol \)

• I (g) : \(\Delta{H_f}^\circ=-197.7\,kJ/mol \)

Remarquons que l'enthalpie de formation de l'hydrogène gazeux élémentaire,_H2 (g), est égale à zéro -_H2 (g) : \(\Delta{H_f}^\circ=0\,kJ/mol \). Cependant, cette réaction commence par la rupture des liaisons hydrogène moléculaires, ce qui entraîne la formation d'hydrogène atomique gazeux, H (g) : \(\Delta{H_f}^\circ=+218\,kJ/mol \), et il en va de même pour l'iode moléculaire gazeux, _I2 (g).

L'enthalpie de formation de la forme élémentaire de l'iode (cristalline) est, I2₍ s) : ΔHf _° = 0,0 kJ/mol. Encore une fois, cette réaction implique la sublimation et la rupture des liaisons au sein du gaz moléculaire, formant l'iodure gazeux ; I ^- (g) : _ΔHf ° = -197,7 kJ/mol.

Ainsi, le processus de réaction réel est donné par :

$$H_2 \rightarrow 2H$$

$$I_2 \rightarrow 2I$$

En substituant cela, nous obtenons :

$$2H + 2I \rightarrow 2HI$$$.

Remarque, il faut tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée, pour obtenir l'enthalpie de formation des réactifs, telle que :

2 ΔHf _° (Hydrogène atomique gazeux, H ) + 2 _ΔHf°(Iodure gazeux, I ^- ) = 2 - (218,0 kJ/mol) + 2 - (-197,7 kJ/mol) = 40,6 kJ/mol.

Ainsi, l'enthalpie de formation pour la production de 2 moles d'iodure d'hydrogène, HI, est donnée par :

2 ΔHf _° (iodure d'hydrogène, HI )= 40,6 kJ/mol.

Le diagramme d'enthalpie de cette réaction est le suivant :

Figure 6 : Diagramme d'enthalpie, synthèse de l'iodure d'hydrogène, réaction endothermique.

La synthèse de l'iodure d'hydrogène à partir de l'hydrogène et de l'iode est une réaction endothermique qui absorbe de l'énergie sous forme de chaleur à partir de l'environnement.

Diagramme d'énergie exothermique

Qu'est-ce qu'un diagramme d'énergie exothermique ?

• Un diagramme d'énergie ex othermique est un graphique dont l'axe vertical représente l'enthalpie (l'énergie) et l'axe horizontal le chemin de la réaction.

• Un diagramme d' énergie ex othermique représente la différence d'énergie entre les réactifs et les produits. Il montre la libération d'énergie dans l'environnement associée à la formation des produits.

Exemple 2: Calculons maintenant l'enthalpie de formation du monoxyde d'azote, NO, à partir du gaz ammoniac, _NH3, et du gaz oxygène, _O2, dans des conditions normales :

$$4NH_3 \left( g \right)+5O_2 \left( g \right) \rightarrow 4NO \left( g \right)+H_2O \left( g \right)$$.

En se référant à un tableau standard des enthalpies de formation, on obtient l'enthalpie de formation des réactifs :

• _NH3 (g) : _ΔHf°= -45 kJ/mol

• O2₍ g) : _ΔHf°= 0,0 kJ/mol

Remarque, nous devons tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée, pour obtenir l'enthalpie de formation des réactifs, telle que :

$$Réactifs:\N- 4 \NDelta{H_f}^\circ{(Ammoniac\Ngaz)}+5 \NDelta{H_f}^\circ{(Oxygène\Ngaz)}=4\cdot (-45,9\NkJ/mol)+5\cdot (0,0\NkJ/mol)$$.

$$=-229,5\N,kJ/mol$$.

Cependant, nous devons également calculer l'enthalpie de formation des produits pour obtenir l'enthalpie du processus global, ΔH° . En te référant à un tableau standard pour les enthalpies de formation :

• NO (g) : _ΔHf°= 90,3 kJ/mol,

• _H2O(g) : _ΔHf°= -241,8 kJ/mol.

Alors :

$$Products:\,4\,\Delta{H_f}^\circ\,{(Nitric\,Oxide,\,gas)}+6\,\Delta{H_f}^\circ\,{(H_2O,\,vapor)}=4\cdot (90.3\,kJ/mol)+6\cdot (-241.8\,kJ/mol)$$

$$=-1089,6\,kJ/mol$$.

Ainsi, l'enthalpie globale du processus, qui est également appelée enthalpie de réaction, ΔH °, donnant lieu à la production de 4 moles d'oxyde nitrique, NO, est donnée par :

$$\Delta{H}^\circ =\Sigma\,n\,\Delta{H_f}^\circ (Products)-\Sigma\,m\,\Delta{H_f}^\circ (Reactants)=-1089\,kJ/mol-(-229.5\,kJ/mol)=-906.0\,kJ/mol$$

Où ,

• Σ, est le symbole de sommation

• n et m, sont les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée pour les produits et les réactifs, respectivement.

Le diagramme d'enthalpie pour cette réaction est :

Figure 7 : Diagramme d'enthalpie, synthèse du monoxyde d'azote, réaction exothermique

La synthèse du monoxyde d'azote à partir de l'ammoniac et de l'oxygène gazeux est un processus exothermique.

Diagramme du flux d'énergie

Lesdiagrammes de flux d'énergie décrivent comment l'énergie (chimique, physique, thermique, électrique, lumineuse, etc.) est transférée et/ou transformée dans les processus au sein des systèmes. En ce qui concerne les processus thermodynamiques, le flux d'énergie sous forme de chaleur est au centre de l'attention.

Par exemple, imagine qu'un moteur reçoive de l'énergie d'une source de chaleur, dont une partie est transformée en travail utile. Le reste de l'énergie, qui n'est pas utilisé pour faire du travail, est perdu dans l'environnement.

Figure 8 : Diagramme de flux d'énergie - Un moteur reçoit de l'énergie, _qh, d'une source de chaleur, dont une partie est transformée en travail utile, W, le reste de l'énergie, _qc, se perdant dans le puits de froid.

Cet exemple de moteur est couramment utilisé en thermodynamique et le flux d'énergie représenté ci-dessus est à la base de nombreux processus thermodynamiques.