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En [[thermodynamique]], une '''réaction exothermique''' (du grec ancien {{lang|grc|ἔξω}}, « hors de » et {{lang|grc|θερμός}}, « chaud ») est un processus physico-chimique produisant de la chaleur. Dans une [[réaction chimique]] exothermique, l'énergie dégagée par la formation des [[liaison chimique|liaisons chimiques]] dans les [[produit de réaction|produits de réaction]] est supérieure à l'énergie requise pour briser les liaisons dans les [[réactif (chimie)|réactifs]]. Dans le cas contraire, une réaction qui consomme de la chaleur est dite « [[Réaction endothermique|endothermique]] ».

L'exemple le plus courant de réactions exothermiques est la [[combustion]], processus le plus utilisé dans le monde pour produire de la chaleur que l'on peut convertir en [[électricité]] ou en [[énergie mécanique]].

== Généralités ==
=== Premier principe de la thermodynamique ===
Une transformation chimique étant un cas particulier de transformation thermodynamique, on peut y appliquer les lois de la thermodynamique. Le [[premier principe de la thermodynamique]] relie la variation d'[[énergie interne]] <math>\Delta U</math> d'un système à la quantité de [[Chaleur (thermodynamique)|chaleur]] reçue <math>Q</math> et à la quantité de travail reçue <math>W</math> :

:<math>\Delta U = W + Q</math>.

Dans le cas d'une transformation à volume constant (réacteur fermé indéformable), le travail reçu est nul puisqu'il n'y a pas de variation de volume et <math>\Delta U = Q</math>. Dans le cas d'une transformation à pression constante, on peut montrer que la variation d'enthalpie est égale à la quantité de chaleur reçue par le système: <math>\Delta H = Q</math>. Ce second cas étant plus courant, on utilise la variation d'enthalpie d'une réaction pour caractériser la chaleur reçue.

<math>Q</math> est une grandeur algébrique: <math>Q>0</math> si le système reçoit effectivement de la chaleur, et <math>Q<0</math> si le système cède de la chaleur au système extérieur<ref>{{Lien web |titre=Premier principe de la thermodynamique-Énergie interne U et enthalpie H |url=http://uel.unisciel.fr/chimie/chimther/chimther_ch03/co/apprendre_ch3_02.html |site=uel.unisciel.fr |consulté le=2020-06-16}}.</ref>. Ainsi dans le cas d'une réaction exothermique, <math>\Delta H < 0</math>. L'enthalpie étant une [[fonction d'état]], on peut calculer <math>\Delta H</math> en faisant la différence entre l'enthalpie de l'état final et l'enthalpie de l'état initial.

=== Enthalpie de réaction ===
Pour une réaction chimique particulière, on peut calculer la variation d'enthalpie pour une transformation chimique qui convertirait totalement les réactifs en produits, par exemple pour l'oxydation du carbone en [[dioxyde de carbone]] :

:C + {{O2}} → {{CO2}}.

L'état initial correspond à une mole de carbone et une mole de dioxygène, et l'état final à une mole de {{CO2}}. La variation d'enthalpie correspondante est notée <math>\Delta_\text{r}H</math> et est appelée « enthalpie de réaction », on la calcule en général à la pression de référence <math>P^0</math> = {{nb|1 bar}}, et elle est notée <math>\Delta_\text{r}H^0</math>. Pour la calculer, on utilise les [[Enthalpie standard de formation|enthalpies standard de formation]] des réactifs et des produits qui peuvent être trouvées dans des tables thermodynamiques<ref>{{Lien web |titre=Premier principe de la thermodynamique-Calcul de l'enthalpie standard de réaction à {{nb|298 K}} |url=http://uel.unisciel.fr/chimie/chimther/chimther_ch03/co/apprendre_ch3_12.html |site=uel.unisciel.fr |consulté le=2020-06-16}}.</ref>. Pour la réaction citée plus haut, on obtient <math>\Delta_\text{r}H^0</math> = {{nb|-393 kJ/mol}}. C'est une réaction exothermique.

Plus une réaction est exothermique plus elle produit des substances énergétiquement stables par rapport aux réactifs. L'[[oxygène]] et l'hydrogène réagissent spontanément pour former de l'[[eau]] (réaction exothermique). Par contre, la réaction inverse, c'est-à-dire transformer l'eau en hydrogène et en oxygène requiert une certaine quantité de chaleur (réaction endothermique).

Une réaction est thermodynamiquement favorable dans le sens direct si son [[enthalpie libre]] de réaction est négative :

:<math>\Delta_\text{r}G^0 = \Delta_\text{r}H^0 - T\cdot\Delta_\text{r}S^0</math>.

Le fait qu'une réaction soit exothermique est favorable pour que la réaction puisse se faire dans le sens direct, ce n'est cependant pas une condition suffisante puisque la variation d'[[Entropie (thermodynamique)|entropie]] <math>\Delta_\text{r}S^0</math> et la température <math>T</math> influencent aussi le signe de l'enthalpie libre.

=== Évolution de la température ===
Lors d'une transformation chimique exothermique, il y a libération de chaleur. Si on veut que la température reste constante, il faut évacuer la totalité de cette chaleur au moyen d'un [[échangeur de chaleur]] ou d'un [[Thermostat (thermodynamique)|thermostat]].

Si le réacteur est totalement isolé sur le plan thermique, aucune chaleur ne peut être évacuée et sa température augmente (réacteur [[Processus adiabatique|adiabatique]]). L'augmentation de température correspondante s'appelle « augmentation adiabatique de température », elle peut être calculée en suivant le principe de la [[calorimétrie]]. Il faut faire le rapport entre l'énergie libérée et l'inertie thermique du milieu<ref>{{Lien web |titre=Cours de thermochimie |url=https://www.cours-examens.org/images/Etudes_superieures/Pharmacie/2_annee/Chimie_minerale/lycee_fenelon/thermo_chimique/thermochimie_chapitre3.pdf |site=cours-examen.org |consulté le=16 juin 2020}}.</ref>. Pour une réaction réalisée en partant d'un [[Stœchiométrie|mélange stœchiométrique]] et avec un [[Avancement de réaction|taux d'avancement]] de 100 % :<math display="block">\Delta T_{ad} = T_\text{f} - T_\text{i} = \dfrac{- \Delta_\text{r}H^o}{\sum_{i\,\text{produits}}\nu_i C_{pm, i}^o},</math>
les <math>\nu_i</math> sont les coefficients stœchiométriques et les <math>C_{pm,i}</math> sont les chaleurs spécifiques molaires des produits et des inertes présents en fin de réaction. On a bien <math>\Delta T_{ad}</math> > 0 si <math>\Delta_\text{r}H^0</math> < 0.

En fonction de la [[Cinétique chimique|vitesse de réaction]], cette chaleur peut être dégagée rapidement. L'élévation de température qui s'ensuit conduit à une accélération de la vitesse de réaction. Le dégagement de chaleur et la vitesse de réaction créent une boucle de [[rétroaction]], ce qui conduit à l'emballement de la réaction qui peut devenir [[explosif|explosive]].

== Exemples de réactions exothermiques ==
=== Combustion ===
Les réactions de [[combustion]] sont de loin les réactions exothermiques les plus utilisées puisqu'elles sont à la base de la production d'[[énergie]] : chaleur, électricité, énergie mécanique (moteur à explosion). En 2019, la combustion cumulée de produits pétroliers, de [[gaz naturel]], de charbon, de biomasse et de déchets a représenté un total de {{nb|3,2 e17 kJ}}<ref>{{Lien web |langue=en |titre=International Energy Agency: Data and Statistics |url=https://www.iea.org/data-and-statistics/data-browser/?country=WORLD&fuel=Energy%20consumption&indicator=TFCbySource |site=iea.org |consulté le=29 mai 2022}}.</ref>. Par exemple pour le [[méthane]], composant principal du gaz naturel :

:{{CH4}} + 2 {{O2}} → {{CO2}} + 2 {{fchim|H|2|O|(gaz)}} {{spaces|5}} <math>\Delta_\text{r} H^0</math> = {{nb|-802 kJ/mol}}.

Ainsi, une chaudière domestique à gaz d'une [[Puissance (physique)|puissance]] de {{nb|10 kW}} = {{nb|10 kJ/s}} utilise au minimum 10/802 = {{nb|0.0125 mol}} de méthane par seconde, ce qui représente environ {{nb|0,3 L/s}} de gaz dans les conditions ambiantes de température et de pression.

Pour une molécule donnée, l'énergie produite par la réaction de combustion est appelée « [[pouvoir calorifique]] ».

=== Oxydoréduction ===
Les réactions entre des [[oxydant]]s et des [[Réducteur (chimie)|réducteurs]] peuvent être fortement exothermiques.

Par exemple, la [[réaction d'oxydoréduction|réduction]] de l'[[oxyde de fer]] par l'aluminium métallique, utilisée par les compagnies de chemins de fer pour effectuer la soudure des rails sur le terrain, est très exothermique.

:{{fchim|Fe|2|O|3}} + 2 Al → 2 Fe + {{fchim|Al|2|O|3}} {{spaces|5}} <math>\Delta_\text{r} H^0</math> = {{nb|-795 kJ/mol}}

La chaleur dégagée est telle que la température peut dépasser {{tmp|2000|°C}} et que le fer obtenu se trouve alors à l'état liquide ce qui permet de faire une soudure par ajout de matière<ref>Daniel L. Reger, Scott R. Goode et Edward E. Merser, ''Chimie des solutions'', Édition Étude Vivante, 1991.</ref>{{,}}<ref>Steven S. Zumdahl et Susan A. Zumdahl, ''Chimie générale'', {{3e|éd.}}, Édition CEC, 2007.</ref>. Ces mélanges réactifs entre un [[oxyde métallique]] et un métal sont appelés « [[thermite]]s »<ref>{{Article|auteur1=A. Osmond|titre=Poudres, explosifs et artifices|périodique=Techniques de l'Ingénieur|numéro article=AF 6715 V1|date=2021|pages=17}}.</ref>.

Les [[métaux alcalins]] (lithium, sodium, potassium) et [[alcalino-terreux]] (magnésium) sont des réducteurs forts, ils réagissent violemment avec des molécules même faiblement oxydantes telles que l'eau. Ainsi un fragment métallique de sodium réagit violemment avec l'eau :

:Na + {{H2O}} → {{fchim|Na<sup>+</sup>|(aq)}} + {{fchim|OH<sup>−</sup>|(aq)}} + 0,5 {{H2}} {{spaces|5}} <math>\Delta_\text{r} H^0</math> = {{nb|-185 kJ/mol}}.

Le sodium, bien que plus lourd que l'eau, ne s'y enfonce pas en raison de l'intense dégagement de gaz [[hydrogène]] (inflammable) accompagné de la formation de soude caustique ([[hydroxyde de sodium]]) et d'un fort dégagement de chaleur qui peut enflammer l'hydrogène (expérience dangereuse).

=== Autres exemples ===
[[Fichier:Compost Heap.jpg|vignette|La [[Condensation|brume]] se levant au-dessus du [[Compostage (biologie)|compost]] prouve que l'action [[Bacteria|bactérienne]] est exothermique.]]De nombreuses réactions impliquant des [[Réaction acido-basique|acides ou des bases]] sont exothermiques.

Nombre de réactions de dissolution sont exothermiques, ceci explique pourquoi on observe un échauffement lors de la préparation de solutions d'acides ou de certains sels. On caractérise ce phénomène par l'[[Liste d'enthalpies de dissolution|enthalpie de dissolution]].

Certaines réactions exothermiques, sans être explosives, peuvent s'entretenir d'elles-mêmes dès qu'elles ont été déclenchées (l'élévation de température favorisant la vitesse de la réaction). C'est le cas de la fermentation sous l'action de levures (voir figure).

== Références ==
{{Références}}

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== Articles connexes ==
* [[Réaction endothermique]]
* [[Thermochimie]]

== Liens externes ==
* [http://www.ulb.ac.be/sciences/intra/inforsc_archives/nrj/olbregts1.htm L'énergie chimique], sur ''ulb.ac.be''

{{Palette|Réactions chimiques}}
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[[Catégorie:Réaction chimique]]
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