Énergie chimique

Le grand nombre de domaines couverts par l’énergétique chimique s’explique par les différentes formes sous lesquelles l’énergie chimique peut être libérée : chaleur et travail par combustion, énergie électrique en électrochimie, énergie rayonnante dans les systèmes chimiluminescents.

L’énergie chimique fournie par une réaction traduit le bilan énergétique associé aux modifications électroniques subies par les espèces mises en jeu.

Réaction chimique avec « ruptures et créations de liaisons »

D’un point de vue énergétique, une réaction chimique entre molécules peut être schématisée en deux étapes. La première nécessite un apport d’énergie et correspond à la rupture des liaisons des molécules réactantes avec mise en liberté des atomes qui les constituent.

La seconde libère de l’énergie et concerne la création, par recombinaisons de ces atomes, de nouvelles liaisons entrant dans la structure des molécules de réaction.

En règle générale, l’énergie libérée dans la deuxième étape est supérieure à celle la première. On parle de réaction exothermique. La différence entre ces deux énergies (enthalpie de réaction) mesure la quantité d’énergie chimique transférée au milieu extérieur.

Cette quantité traduit non seulement le nombre mais aussi la force des liaisons mises en jeu. Pour une liaison cette force dépend de la nature des atomes qui la constituent (E(C-H) = 412 kJ/mole, E(C-C) = 346 kJ/mole), et du degré de recouvrement de leurs cortèges électroniques (E(C=C) = 602 kJ/mole).

Réaction d’oxydoréduction avec transfert complet d’électrons

Dans une réaction d'oxydoréduction, un élément (réducteur) cède un ou plusieurs électrons à un autre élément (oxydant). Le caractère oxydant d’un composé se mesure par son potentiel d’oxydoréduction, ou potentiel redox, (exprimé en volts et noté E). Plus ce potentiel a une valeur élevée, plus le caractère oxydant est marqué (à l'inverse, les réactions impliquant des réducteurs forts ont un potentiel d'oxydoréduction négative). Ainsi le cuivre qui a un potentiel d’oxydoréduction E(Cu²⁺/Cu) égal à + 0,34 volt est plus oxydant que le zinc caractérisé par un potentiel E(Zn²⁺/Zn) égal à - 0,76 volt.

En fait, le caractère oxydant ou réducteur d’un élément est propre à la réaction chimique concernée. Il dépend des potentiels réducteur et oxydant (encore appelé couple redox) respectifs des éléments mis en jeu, l’écart entre ces potentiels conditionnant la réactivité de la réaction. Ainsi la réaction entre un élément 1 caractérisé par un couple redox E1 et un élément 2 caractérisé par un couple redox E2>E1 s’effectuera dans le sens : 

oxydant 2 + réducteur 1 → oxydant1 + réducteur 2.

Soit dans le cas du cuivre et du zinc :

Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺

La détermination de l’énergie chimique dégagée se réfère à l’équation globale, impérativement équilibrée d’un point de vue électronique (nombre d’électrons cédés par le réducteur égal au nombre d’électrons captés par l’oxydant). Cette énergie est proportionnelle au nombre d’électrons mis en jeu et à l’écart séparant les potentiels redox des deux composants.

La combustion est une réaction chimique exothermique entre un combustible et un comburant. Cette réaction libère de l’énergie sous forme de lumière, de chaleur ou de travail. Cette énergie est maximale lorsque la combustion est dite « complète » (produits de réaction limités) ; une combustion incomplète se caractérise en effet par la création d’espèces chimiques (carbone sous forme de suie, CO, oxydes d’azote) ce qui a pour conséquence d’abaisser l’énergie fournie par la réaction.

Le comburant est souvent l’oxygène, notamment celui contenu dans l’air.

La plupart des matériaux d’origine organique sont des combustibles et peuvent se présenter sous forme de gaz, de liquide ou de solide. Dans de nombreux cas, notamment celui des liquides, le terme « carburant » se substitue à celui de combustible en référence au carbone.

Ces combustibles peuvent être d’origine fossile (charbon, gaz naturel, pétrole) ou issus de la biomasse. Au-delà de l’aspect technique et économique des process mis en jeu, les contraintes environnementales conduisent à s’orienter vers une utilisation accrue de la biomasse. Parmi ces biocombustibles, citons la biomasse lignocellulosique (bois), les gaz issus de la fermentation de matériaux organiques (biogaz) et les carburants utilisant la biomasse à glucide (céréales, betterave) ou la biomasse oléagineuse (colza).

La quantité de chaleur dégagée par la combustion d’un composé dépend de son pouvoir calorifique, exprimé dans la pratique sous forme d’énergie dégagée par unité de masse.

Le tableau suivant donne, exprimé en MJ/kg, le « pouvoir calorique inférieur » (PCI, eau de la réaction non condensée) de quelques combustibles d’origine fossile ou issus de la biomasse.

Combustion et travail

Lorsque la réaction de combustion dégage un volume de gaz important, la surpression créée engendre un travail qui peut être utilisé à la mise en mouvement d’une masse : mouvement de piston d’un moteur à combustion, propulsion de fusées ou missiles, etc. Dans le cas de fusées ou de missiles, le combustible et le comburant sont appelés « propergols ». Ces propergols peuvent se présenter sous forme de deux liquides stockés séparément ou sous forme solide (matériaux stables à température ambiante).

Une explosion dégage dans un temps très court un grand volume de gaz portés à très haute température. La détente de ces gaz jusqu’à l’équilibre s’accompagne d’un souffle déflagrant ou détonnant. Les explosifs les plus énergétiques sont constitués de molécules intégrant dans leur structure à la fois le groupement comburant (NO₂) et les groupements combustibles nitroglycérine, TNT, pentrite.

Un générateur électrochimique est constitué de deux électrodes séparées par un électrolyte. Les électrodes sont constituées de matériaux conducteurs (en général des métaux ou le carbone).

L’électrolyte est un bloquant électronique dans lequel circulent des ions associés aux matériaux constituant les électrodes.

En fonction des valeurs respectives des potentiels d’oxydoréduction de ces éléments, une des électrodes (anode) est le siège d’une réaction d’oxydation et capte les électrons fournis par la réaction de réduction dont est le siège l’autre électrode (cathode). L’anode est ainsi excédentaire en électrons, la cathode déficitaire.

En reliant par un lien conducteur extérieur à la cellule l’anode (borne négative) et la cathode (borne positive), les électrons présents à l’anode se déplacent vers la cathode, créant ainsi un courant électrique en sens inverse.

Si les réactions d’oxydoréduction sont réversibles (système rechargeable), on parle d’accumulateur (une batterie étant constituée de plusieurs accumulateurs) ; dans le cas contraire, on parle de pile.

Une pile est caractérisée par sa force électromotrice (f.e.m) qui traduit la tension (en volts) à ses bornes lorsqu’elle ne débite pas. Cette tension dépend de la différence entre les potentiels d’oxydoréduction des électrodes. Sa valeur est de quelques volts.

Ainsi la force électromotrice de la pile Zn/Cu est égale à :
E(Cu²⁺/Cu) – E(Zn²⁺/Zn) = 0,34 - (-0,76) = 1,10 volt

La valeur du potentiel d’oxydoréduction du lithium (E(Li⁺/Li) = - 3,05 volt) explique son intérêt pour le développement de batteries performantes.

Comme une pile classique, une pile à combustible transforme de l’énergie chimique en énergie électrique. Mais alors qu’une pile classique procède à cette transformation avec un fonctionnement discontinu, la pile à combustible vise à le faire de façon continue. La production d’électricité résulte de l’oxydation sur une électrode d’un combustible, couplée à la réduction d’un oxydant (oxygène) sur l’autre électrode.

Dans une pile à hydrogène, le combustible est, comme son nom l’indique, l’hydrogène. Son mode de fonctionnement est inverse de celui de l’électrolyse de l’eau : dissociation de l’hydrogène à l’anode et recombinaison à la cathode des ions hydrogène avec l’oxygène. La pile à hydrogène ne rejette donc que de l’eau. Elle est ainsi qualifiée de « propre », contrairement aux piles utilisant par exemple le méthanol comme combustible qui rejettent du CO₂, voire du CO.

Au-delà de sa contribution importante à la satisfaction des besoins énergétiques générés par l’activité humaine, l’énergie d’origine chimique conditionne les mécanismes régissant l’existence même des écosystèmes et le fonctionnement des organismes vivants.

Existence des écosystèmes

L’existence des écosystèmes de la planète est assurée par les réactions de photosynthèse par lesquelles les plantes et les bactéries utilisent la lumière du soleil pour fournir les conditions indispensables à la vie (énergie, oxygène, composés carbonés, etc.).

Le mécanisme de ces réactions repose, dans une première étape, sur la transformation de l’énergie lumineuse en énergie chimique potentielle :

eau + lumière → oxygène + énergie chimique (sous forme d’atomes d’hydrogène)

et, dans une deuxième étape, sur l’utilisation de cette énergie chimique à la formation des produits carbonés :

gaz carbonique + atomes d’hydrogène → produits carbonés + eau

Énergie chimique et métabolisme

Le métabolisme d’un être vivant traduit l’ensemble des échanges énergétiques qui se déroulent de façon continue dans son organisme.

Il est le résultat d’une suite de réactions chimiques, les unes (exothermiques) fournissant l’énergie nécessaire à d’autres (endothermiques) pour avoir lieu.

Les réactions exothermiques sont des réactions de combustion lente (faible température) réalisées à l’échelle cellulaire (respiration cellulaire).

Le carburant provient de la dégradation des molécules organiques absorbées par l’organisme (notamment sucres et acides gras), le comburant étant l’oxygène extrait de l’air par la ventilation pulmonaire.

Ces réactions produisent, comme toute réaction de combustion, de l’eau et du gaz carbonique et dégagent de l’énergie.

Cette énergie est stockée sous forme de molécules caractérisées par des énergies de liaison importantes. Elle est utilisée à la synthèse d’autres molécules (hémoglobine, etc.) dont le caractère est fortement endothermique.