Lorsque deux atomes s'unissent pour former une molécule, la liaison chimique créée stabilise le système : ceci se traduit par une libération d'énergie, généralement sous forme de chaleur. A l'inverse, pour rompre la liaison qui unit deux atomes dans une molécule, il faut fournir de l'énergie à cette molécule.

D'une manière générale, toute réaction chimique présente un bilan énergétique qui dépend de l'importance des liaisons rompues et formées dans le processus. Un processus qui libère globalement de l'énergie est dit exothermique tandis que celui qui en consomme est dit endothermique.

Les réactions de combustion sont donc de toute évidence exothermiques. Les températures atteintes lors de réactions de combustion dépendent de cette exothermicité mais aussi de la complexité de la réaction. Ainsi, bien que la combustion de l'éthane

C₂H₆ + 7/2 O₂ 2 CO₂ + 3 H₂O

soit environ de 15% plus exothermique que celle de l'acétylène

C₂H₂ + 5/2 O₂ 2 CO₂ + H₂O

pour un même volume de gaz brûlé, la flamme de l'acétylène est beaucoup plus chaude que celle de l'éthane. Ceci s'explique par le fait que la chaleur produite par la combustion de l'éthane se répartit dans cinq molécules (2 CO₂ et 3 H₂O) contre trois molécules seulement (2 CO₂ et 1 H₂O) dans le cas de l'acétylène.

Les réactions impliquées dans la cuisson des aliments sont par contre endothermiques : elles nécessitent un apport d'énergie pour fractionner ou défaire des molécules souvent très complexes, comportant des milliers de liaisons.

Application à la Bouillotte Magique :

La dissolution de l'acétate de sodium (CH₃COONa) dans l'eau est un processus endothermique : il faut rompre les liens qui maintiennent les molécules d'acétate de sodium ensemble dans une structure cristalline et distribuer celles-ci sous forme d'ions CH₃COO- et Na+ dans l'eau liquide. A température ambiante, la solubilité de l'acétate de sodium est donc limitée mais elle augmente avec la température. Il est facile de réaliser l'expérience que voici. On verse une quantité importante d'acétate de sodium solide dans de l'eau distillée de telle sorte qu'il reste un excès de sel non dissout à température ambiante. On chauffe ensuite cette solution à une température proche de l'ébullition de manière à favoriser la dissolution. Si nécessaire, on peut ajouter un peu d'eau de manière à dissoudre complètement le sel. Si l'on travaille dans des conditions de propreté rigoureuse et si l'on garde la solution à l'abri de toute poussière, il est possible de laisser refroidir cette solution jusqu'à la température ambiante en gardant une solution sursaturée bien limpide. Cette solution est normalement instable : à l'équilibre, elle ne peut contenir autant d'acétate de sodium dissout ; une partie du sel doit donc précipiter. Cependant, la cristallisation du sel ne s'amorce qu'à partir de perturbations de la solution ou de l'introduction de germes de cristallisation. Dès qu'une telle perturbation intervient, la cristallisation peut démarrer. Cette cristallisation, à l'inverse de la dissolution, est une réaction fortement exothermique. A mesure que le cristal grandit et forme de nouvelles liaisons, le système va libérer des grandes quantités de chaleur et s'échauffer jusqu'à environ 50°C.
Un tel dispositif existe commercialement sous forme de bouillottes chimiques très appréciées, par exemple, dans le grand Nord Canadien. Il s'agit de pochettes en plastique hermétique et souple contenant l'acétate de sodium dans l'eau. Au départ, il faut chauffer la pochette au bain-marie pour assurer la dissolution complète de l'acétate de sodium. La pochette peut alors refroidir et est prête à l'emploi. Elle contient une petite pièce métallique mince. Lorsqu'on souhaite récupérer la chaleur de cristallisation, il suffit de plier cette pièce métallique sans endommager la pochette. Cette petite perturbation suffit à enclencher la cristallisation : en quelques instants, on dispose, où que l'on soit, d'une agréable source de chaleur. Cette bouillotte peut être réutilisée indéfiniment. Il suffit de la réchauffer au bain-marie jusqu'à dissolution complète du sel et de la laisser refroidir : elle est à nouveau prête à l'emploi.

Par Jean Olbregts, Faculté des Sciences

http://www.ulb.ac.be/sciences/intra/inforsc_archives/nrj/olbregts1.htm