Un processus endothermique est celui qui absorbe l’énergie de son environnement. Dans une réaction chimique, deux substances ou plus – les réactifs – interagissent les unes avec les autres pour produire une ou plusieurs nouvelles substances – les produits. Lorsque l’énergie contenue dans les produits est inférieure à celle des réactifs, de l’énergie est libérée et la réaction est dite exothermique. Dans les réactions endothermiques, les produits ont plus d’énergie que les réactifs, donc l’énergie est absorbée par leur environnement. Ainsi, dans les réactions exothermiques, les réactifs perdent de la chaleur dans leur environnement, qui devient plus chaud, tandis que dans les réactions endothermiques, les réactifs gagnent de la chaleur dans leur environnement, qui est refroidi.
Une réaction chimique implique la formation de liaisons entre les atomes. Étant donné qu’un système essaiera toujours d’atteindre son état d’énergie le plus bas, des liaisons ne se formeront que si elles entraînent une énergie globale des atomes après la liaison inférieure à ce qu’elle était avant la liaison. Ainsi, la formation de liaisons chimiques libère de l’énergie. Dans les réactions chimiques, cependant, les liaisons doivent être rompues avant que de nouveaux composés puissent se former. La rupture d’une liaison chimique nécessite de l’énergie et si plus d’énergie est nécessaire pour rompre les liaisons au sein des réactifs que ce qui est libéré par la formation de nouvelles liaisons, la réaction globale est endothermique, car il y a un transfert net d’énergie de l’environnement vers les réactifs.
Il n’est pas nécessairement vrai qu’une réaction nécessitant l’application de chaleur soit une réaction endothermique. Parfois, de la chaleur est nécessaire pour rompre les liaisons afin de démarrer la réaction, mais davantage de chaleur est libérée par les nouvelles liaisons formées, de sorte que la réaction est exothermique. Par exemple, l’hydrogène (H2) ne réagira pas avec l’oxygène (O2) à température ambiante ; cependant, allumer un mélange hydrogène/oxygène avec une allumette provoque la combinaison explosive des gaz dans une réaction hautement exothermique : 2H2 + O2 → 2H2O. De la chaleur est nécessaire pour rompre les liaisons au sein des molécules d’hydrogène et d’oxygène, mais beaucoup plus de chaleur est libérée par la formation de nouvelles liaisons hydrogène-oxygène. Il s’agit donc d’une réaction exothermique.
En revanche, la combinaison de l’oxygène et de l’azote (N2) pour former de l’oxyde nitrique (NO) est une réaction endothermique. Dans une molécule d’azote, les atomes sont maintenus ensemble par une triple liaison très forte. L’énergie nécessaire pour rompre cette liaison est supérieure à l’énergie libérée par la formation d’oxyde nitrique, la réaction est donc endothermique. D’autres réactions endothermiques incluent la combinaison d’eau et de dioxyde de carbone pour former du glucose lors de la photosynthèse, où l’énergie requise provient de la lumière du soleil.
La quantité totale d’énergie des réactifs ou des produits d’une réaction chimique est connue sous le nom d’enthalpie. Elle est exprimée en kilojoules (kJ) d’énergie et représentée par le symbole ΔH. Une réaction chimique entraîne une modification de l’enthalpie. Dans les réactions exothermiques, les produits ont moins d’énergie que les réactifs, donc le changement est négatif. Dans les réactions endothermiques, les produits ont plus d’énergie que les réactifs, donc le changement est positif.
La réaction exothermique de l’hydrogène et de l’oxygène pour former de l’eau entraîne une variation d’enthalpie négative de -285.8 kJ pour chaque molécule d’eau formée. La réaction endothermique de l’azote et de l’oxygène pour former de l’oxyde nitrique entraîne une variation positive de l’enthalpie de +180.5 kJ. Les équations chimiques peuvent être écrites pour inclure le changement d’enthalpie, indiquant ainsi si la réaction est exothermique ou endothermique, par exemple :
N2(g) + O2(g) → 2NO(g); H = +180.5 kJ
Ces équations incluent les états des réactifs et des produits : s = solide, l = liquide et g = gaz.
Des réactions chimiques endothermiques peuvent avoir lieu à température ambiante s’il y a une forte augmentation de l’entropie. Un exemple est la réaction de l’hydroxyde de baryum octahydraté et du thiocyanate d’ammonium :
Ba(OH)2·8H2O(s) + 2NH4SCN(s) → Ba(SCN)2(s) + 10H2O(l) + 2NH3(g)
Il s’agit d’une réaction hautement endothermique, et parce que trois molécules de solides réagissent pour produire 13 molécules dont 10 sont liquides et deux gazeuses, il y a une forte augmentation de l’entropie. Si les réactifs sont mélangés dans un bécher et que le bécher est placé sur un bloc avec quelques gouttes d’eau dessus, l’eau gèle à mesure que la chaleur est absorbée par l’environnement. En effet, la température peut descendre entre -4 et -22 °F (-20 et -30 °C).