Réactions exothermiques et endothermiques : QCM de chimie

Comprendre les réactions exothermiques et endothermiques

Une réaction exothermique libère de l'énergie sous forme de chaleur vers le milieu extérieur : la température du système augmente et l'enthalpie de réaction ΔH est négative. La combustion du méthane, la réaction du zinc avec l'acide chlorhydrique ou la neutralisation d'un acide par une base sont des exemples classiques. À l'inverse, une réaction endothermique absorbe de la chaleur : ΔH est positif et le récipient se refroidit, comme lors de la dissolution du chlorure d'ammonium dans l'eau ou de la décomposition du carbonate de calcium par calcination.

Attention à une confusion fréquente : la chaleur perçue au toucher ne suffit pas toujours à qualifier une réaction. La dissolution de l'hydroxyde de sodium ou du chlorure de calcium dans l'eau est exothermique alors qu'il ne s'agit pas d'une combustion. Autre piège : une réaction endothermique peut nécessiter un apport continu de chaleur (la thermolyse), mais certaines réactions endothermiques se produisent spontanément à température ambiante, car la spontanéité dépend de l'enthalpie libre ΔG, qui prend aussi en compte l'entropie, et non du seul signe de ΔH.

Enfin, ne confondez pas énergie d'activation et chaleur de réaction : même une réaction fortement exothermique, comme la combustion du bois, exige un apport initial d'énergie pour démarrer, d'où l'allumette. Sur un diagramme énergétique, la différence entre réactifs et produits donne le signe de ΔH, tandis que le pic du complexe activé donne l'énergie d'activation. Retenez le lien avec les liaisons : rompre des liaisons consomme de l'énergie, en former en libère ; une réaction est exothermique lorsque l'énergie libérée par les liaisons formées dépasse celle absorbée par les liaisons rompues.