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Sauter à un chapitre clé
- Dans ce résumé de cours, tu vas tout apprendre sur l'enthalpie.
- Nous commencerons par définir l'enthalpie et la variation d'enthalpie, puis nous découvrirons comment la variation d'enthalpie est liée aux réactions endothermiques et exothermiques.
- Nous apprendrons ensuite à interpréter les diagrammes enthalpiques.
- Ensuite, nous examinerons les changements d'enthalpie standard, y compris les enthalpies standards de réaction, de formation, de combustion et de neutralisation.
- Enfin, nous explorerons comment calculer la variation d'enthalpie à l'aide d'expériences de calorimétrie, de la formule \( q = mc \Delta T \) , et de la loi de Hess.
Variation d'enthalpie
Tous les systèmes chimiques contiennent de l'énergie. On appelle cette énergie interne l'enthalpie.
L'enthalpie \( \left (H \right ) \) est une mesure de l'énergie présente dans un système. Elle est la somme de son énergie interne et du produit de sa pression et de son volume. L'enthalpie est exprimée en \( J \ mol^{-1} \) ou en \( kJ \ mol^{-1} \) .
Cependant, nous ne pouvons pas mesurer l'enthalpie directement. En effet, certains de ses composants ne sont pas facilement quantifiables ou accessibles. Cependant, nous pouvons mesurer la variation de l'enthalpie.
La variation d'enthalpie \( ( \Delta H) \) est la quantité d'énergie thermique transférée lors d'une réaction chimique à pression constante. Nous mesurons également la variation d'enthalpie en \( J mol^{-1} \) ou en \( kJ mol^{-1} \) .
Chaque fois qu'une réaction chimique se produit à pression constante, de l'énergie thermique est absorbée ou libérée, et donc une variation d'enthalpie a lieu. Ce transfert d'énergie thermique modifie l'enthalpie totale d'un système. Nous disposons de différents termes pour désigner les réactions selon qu'elles absorbent ou libèrent de l'énergie ; examinons-les maintenant.
Variation d'enthalpie : Réactions endothermiques et exothermiques
Comme nous l'avons appris, les réactions chimiques qui ont lieu à une pression constante entraînent une variation d'enthalpie. Cela signifie qu'il y a un transfert d'énergie thermique vers ou depuis l'environnement. Globalement, l'énergie thermique est soit absorbée, soit libérée.
- Lorsqu'une réaction absorbe de l'énergie, son enthalpie totale augmente. Il s'agit d'une variation d'enthalpie positive et on parle de réaction endothermique. Globalement, la température de l'environnement diminue.
- Lorsqu'une réaction libère de l'énergie, son enthalpie totale diminue. Nous parlons d'une variation d'enthalpie négative, appelée réaction exothermique. Globalement, la température de l'environnement augmente.
Voici quelques exemples quotidiens de réactions endothermiques et exothermiques :
La photosynthèse est une réaction endothermique, dans laquelle les plantes utilisent l'énergie du soleil pour fabriquer des sucres essentiels.
Ces sucres sont ensuite décomposés par (presque tous) les organismes vivants lors de la respiration, une réaction exothermique qui libère de l'énergie sous forme d'ATP. L'ATP agit comme une monnaie moléculaire pour toutes sortes de processus - il est utilisé pour construire de nouveaux tissus et alimenter nos cellules.
Lorsque tu fais cuire quelque chose, qu'il s'agisse d'un gâteau, d'une fournée de biscuits ou d'une miche de pain fraîche, une croûte dorée se forme souvent à l'extérieur de la délicieuse friandise. Cette croûte est due à une réaction endothermique entre les acides aminés et les sucres réducteurs, connue sous le nom de réaction de Maillard. La réaction de Maillard est responsable du brunissement de tous les aliments : la peau croustillante d'un poulet rôti, le dessus caramélisé d'une crème brûlée et les marques noires de la plaque de cuisson sur ton steak saisi.
La combustion de combustibles, tels que le charbon ou le bois, libère de l'énergie thermique et constitue donc une réaction exothermique. La chaleur libérée lors de la combustion peut non seulement être utilisée directement pour chauffer nos maisons, mais aussi être transformée en énergie électrique pour alimenter nos lumières, nos téléviseurs et nos centrales électriques.
Il est largement admis que notre univers a commencé il y a près de \( 14 \) milliards d'années par une expansion massive connue sous le nom de Big Bang. Au départ, cet événement n'a produit que de l'hydrogène, de l'hélium et des traces de lithium et de béryllium. Tous les autres éléments que nous connaissons aujourd'hui ont été créés lors de réactions endothermiques de fusion nucléaire, qui ont combiné des éléments plus légers pour obtenir des éléments plus lourds.
Diagrammes d'enthalpie
Il est facile de voir la différence entre les réactions exothermiques et endothermiques en les illustrant à l'aide de profils de réaction ou de diagrammes d'enthalpie. Ces diagrammes montrent les niveaux d'enthalpie relatifs des réactifs et des produits dans les réactions exothermiques et endothermiques et te renseignent ainsi sur la variation d'enthalpie globale de la réaction.
Fig. 1- Diagrammes d'enthalpie pour les réactions exothermiques et endothermiques.
L'axe des \( y \) indique l'enthalpie, tandis que l'axe des \( x \) indique l'ampleur de la réaction. Les lignes pointillées indiquent les niveaux d'enthalpie des réactifs et des produits. La différence entre les niveaux est la variation d'enthalpie \( ( \Delta H) \) lorsque les réactifs se transforment en produits. Quelles différences peux-tu voir entre les réactions endothermiques et exothermiques ?
- Dans les réactions endothermiques, les produits ont une enthalpie plus élevée que les réactifs.
- Dans les réactions exothermiques, les produits ont une enthalpie inférieure à celle des réactifs.
- Les réactions endothermiques ont un \( \Delta H \) positif, tandis que les réactions exothermiques ont un \( \Delta H \) négatif.
Chemins de réaction
Les chemins de réaction te montrent la variation d'enthalpie globale d'une réaction. Nous voyons l'enthalpie relative des réactifs et l'enthalpie relative des produits, mais rien entre les deux. Cependant, que se passe-t-il si nous voulons voir l'enthalpie relative d'un système à différents moments de la réaction ? Pour ce faire, nous pouvons dessiner un chemin de réaction. Il s'agit d'un type de profil de réaction plus détaillé. Il ne se contente pas de montrer l'enthalpie au début et à la fin d'une réaction, mais également tout au long du processus réactionnel. Par exemple, tu peux voir comment l'enthalpie change lorsque les liaisons se brisent dans les réactifs et se forment dans les produits.
Tu dessines un chemin de réaction sur des axes similaires à ceux que nous avons utilisés dans les diagrammes d'enthalpie ci-dessus. Cependant, au lieu de flèches droites vers le haut ou vers le bas, nous utilisons une ligne courbe pour montrer la variation d'enthalpie au fur et à mesure de la réaction.
Voici un exemple de chemin de réaction.
Fig. 2- Profil de réaction exothermique.
Tu peux voir que les produits ont une enthalpie inférieure à celle des réactifs. Cela signifie que le chemin de réaction montre une réaction exothermique. Que remarques-tu d'autre ?
L'enthalpie dans le chemin de réaction augmente au fur et à mesure que les liaisons des réactifs se rompent.
L'enthalpie atteint alors un pic. À ce pic, où la courbe est à son point le plus haut, la quantité d'enthalpie dans la réaction est à son maximum. C'est ce qu'on appelle l'état de transition. Il représente le point de la réaction où les nouvelles liaisons sont à moitié formées et les anciennes liaisons sont à moitié rompues.
L'enthalpie diminue au fur et à mesure que de nouvelles liaisons se forment pour fabriquer les produits.
La quantité d'énergie nécessaire pour rompre les liaisons et atteindre l'état de transition est inférieure à la quantité d'énergie libérée lors de la formation de nouvelles liaisons.
La quantité d'énergie entre le niveau des réactifs et l'état de transition est appelée énergie d'activation.
C'est quoi l'énergie d'activation ?
L'énergie d'activation est la quantité minimale d'énergie nécessaire à la réussite d'une réaction.
En termes simples, l'énergie d'activation est la plus petite quantité d'énergie nécessaire pour amener les réactifs à l'état de transition. Sans cette énergie, la réaction ne peut pas se produire.
Voici un exemple de profil de réaction endothermique.
Fig. 3- Profil de réaction endothermique.
D'une certaine manière, un chemin de réaction endothermique ressemble à l'opposé d'un chemin de réaction exothermique. Dans ce cas, les produits ont une enthalpie supérieure à celle des réactifs. Mais note les similitudes entre les deux.
- L'enthalpie dans le chemin de réaction augmente au fur et à mesure que les liaisons des réactifs se rompent.
- L'enthalpie atteint alors un pic à l'état de transition.
- L'enthalpie diminue à mesure que de nouvelles liaisons se forment pour fabriquer les produits.
- La quantité d'énergie nécessaire pour rompre les liaisons et atteindre l'état de transition est supérieure à la quantité d'énergie libérée lors de la formation de nouvelles liaisons.
Nous avons toujours besoin de l'énergie d'activation pour faire commencer la réaction et atteindre l'état de transition. Sans cette énergie d'activation, la réaction n'aura pas lieu. Une fois que la réaction a atteint l'état de transition, son enthalpie diminue au fur et à mesure que de nouvelles liaisons se forment pour former les produits.
Variation d'enthalpie standard
La variation d'enthalpie d'une réaction particulière devrait toujours être le même si tu la réalises dans les mêmes conditions. Cela signifie que nous pouvons créer une base de données de variations d'enthalpie précises pour des réactions spécifiques. Pour assurer la continuité, nous réalisons les réactions dans les mêmes conditions de température, de pression et de concentration, afin d'obtenir des variations d'enthalpie standard.
Les variations d'enthalpie standard sont des changements d'enthalpie mesurés dans des conditions standards avec les réactifs et les produits dans leurs états standards. On les représente à l'aide du symbole \( \Delta Hº \) .
Que sont les conditions standards ? Eh bien, elles sont définies comme suit :
- Une température de \( 298 K \) (ou \( 25 ºC \) ).
- Une pression de \( 100 kPa \) (ou \( 1 bar \) ).
- Dans le cas des solutions, une concentration de \( 1,00 \ mol \ dm^{-3} \) .
Qu'en est-il des états standards ? La réponse est simple : L'état standard d'une espèce est simplement son état physique dans des conditions standards. Par exemple, dans les conditions standards de \( 298 \ K \) et \( 100 \ kPa \) , l'oxygène ( \( O_2 \) ) est un gaz. Cela signifie que son état standard est gazeux.
Certains jurys d'examen définissent la composante pression des conditions standards comme étant de \( 1 \ atm \) . Vérifie avec ton cahier des charges pour savoir quelle définition tu dois connaître.
Types de variation d'enthalpie standard
Bien sûr, tu peux mesurer les variations d'enthalpie dans n'importe quelles conditions, et pas seulement dans des conditions standards. Cependant, l'utilisation des variations d'enthalpie standards facilite grandement la comparaison des variations d'enthalpie de différentes réactions et la réalisation de calculs impliquant l'enthalpie.
Pour tes examens, tu dois connaître quelques types différents de variations d'enthalpie standards. Ensuite, dans le résumé de cours sur la loi de Hess, tu apprendras comment utiliser ces variations d'enthalpie standards dans des calculs d'enthalpie plus complexes. Les variations d'enthalpie que nous allons considérer ici sont les suivants :
- La variation d'enthalpie standard de la réaction.
- Variationd'enthalpie standard de combustion.
- Variation d'enthalpie standard de formation.
- Variation d'enthalpie standard de neutralisation.
Nous omettons souvent le mot changement dans tous ces termes, afin de les rendre un peu plus courts. Ainsi, au lieu de dire variation d'enthalpie standard de réaction, tu peux simplement dire enthalpie standard de réaction.
C'est quoi l'enthalpie standard de réaction ?
L'enthalpie standard de réaction \( ( \Delta _rH^o) \) est la variation d'enthalpie lorsque les réactifs forment des produits en quantités données dans l'équation chimique équilibrée, dans des conditions standards et avec toutes les espèces dans leurs états standards.
L'enthalpie standard de la réaction est un terme générique pour toute variation d'enthalpie qui accompagne une équation chimique. Tu le verras souvent écrit simplement \( \Delta H^o \) - l'indice \( r \) est implicite. Le reste des enthalpies standards que nous allons explorer aujourd'hui sont toutes des variations d'enthalpie standards de réaction pour des types spécifiques de réactions, comme les réactions de combustion et de neutralisation.
Sache que le changement d'enthalpie standard de réaction dépend des coefficients molaires de la réaction chimique. Si tu doubles tous les coefficients de réaction, tu doubles la valeur de la variation d'enthalpie standard de réaction.
Une mole de \( CaO \) réagit avec une mole d'eau dans des conditions standards. L'enthalpie du système diminue de \( 63,7 \ kJ \ mol^{-1} \) .
- Écris une équation pour cette réaction, en donnant la variation d'enthalpie standard de la réaction.
- Écris une équation pour la réaction similaire entre trois moles de \( CaO \) et trois moles d'eau dans des conditions standards. Encore une fois, donne la variation d'enthalpie standard de la réaction.
Comme cette réaction a lieu dans des conditions standards, nous savons qu'il s'agit d'une variation d'enthalpie standard. Ici, l'enthalpie diminue, et donc la variation d'enthalpie standard de la réaction est négative. Voici notre réponse :
$$ CaO_{(s)} +H_2O_{(l)} \rightarrow Ca \left ( OH \right )_{2}{(s)} $$ \( \Delta ^o H =-63.7 \ KJ \ mol^{-1} \)
Pour trouver une équation pour la réaction de la partie b, nous multiplions simplement notre première équation par trois. Pour trouver l'enthalpie standard de réaction pour cette seconde réaction, il suffit de multiplier la première enthalpie standard de réaction par trois, également.
$$ 3CaO_{(s)} +3H_2O_{(l)} \rightarrow 3Ca \left ( OH \right )_{2}{(s)} $$ \( \Delta ^o H =-191.1 \ KJ \ mol^{-1} \)
Qu'est-ce qu'une enthalpie standard de formation ?
L'enthalpie standard de formation \( ( \Delta _f H°) \) est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'une espèce est formée à partir de ses éléments, dans des conditions standards et avec toutes les espèces dans leurs états standards.
Il y a quelques éléments importants à noter concernant les enthalpies de formation standard :
- Comme nous l'avons mentionné, les valeurs \( \Delta _f Hº \) correspondent à la formation d'une seule mole d'une espèce. Cela peut signifier que tu dois utiliser des coefficients molaires fractionnaires pour les autres espèces impliquées dans l'équation équilibrée. C'est tout à fait normal !
- Nous disons que la valeur de \( \Delta _f Hº \) pour tout élément dans son état standard est de \( 0,0 \ kJ mol^{-1} \) . Nous mesurons ensuite les valeurs \( \Delta _f Hº \) de divers composés à partir de cette base de référence.
La production de deux moles de \( CaCO_{3} \) augmente l'enthalpie du système de \( 105,0 \ kJ mol^{-1} \) . Écris une équation montrant la variation d'enthalpie standard de formation du \( CaCO_{3} \) .
Eh bien, pour former deux moles de \( CaCO_{3} \) dans des conditions standards et avec tous les éléments dans leurs états standards, nous avons besoin de deux moles de \( Ca \) , deux moles de \( C \) , et trois moles de \( O_2 \) . La question nous dit que cette réaction a une variation d'enthalpie de \( +105.0 \ kJ \ mol^{-1} \) :
$$ 2Ca_{(s)} + 2C_{(s)} + 3O_{2(g)} \rightarrow 2CaCO_{3(s)} $$ \( \Delta H^o = \ +105.0 \ KJ \ mol^{-1} \)
Cependant, par définition, les variations d'enthalpie standard de formation ne produisent qu'une mole d'une espèce. Dans l'équation ci-dessus, nous en avons produit deux. Par conséquent, nous devons diviser par deux l'équation de la réaction équilibrée et la variation d'enthalpie de la réaction pour trouver une équation et une valeur pour la variation d'enthalpie standard de formation du \( CaCO_3 \) :
$$ Ca_{(s)}+ C_{(s)} + \frac{3}{2}O_{2(g)} \rightarrow CaCO_{3(s)} $$ \( \Delta ^oH = \ +52.5 \ KJ \ mol^{-1} \)
Les scientifiques ont calculé les enthalpies standards de formation \( ( \Delta _f H^o) \) pour de nombreux composés. Tu les trouveras sur une table d'enthalpie dans ton examen ; elles te seront utiles pour les calculs ultérieurs de variation d'enthalpie.
Enthalpie standard de combustion
L'enthalpie standard de combustion \( \left ( \Delta _c H^o \right ) \) est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance brûle complètement dans l'oxygène dans des conditions standards avec toutes les espèces dans leurs états standards.
Note que toutes les réactions de combustion sont exothermiques. Cela signifie que tu ne trouveras jamais une enthalpie de combustion standard positive - elles devraient toutes être négatives !
La plupart des hydrocarbures, comme le méthane (illustré dans l'exemple ci-dessous), ont des valeurs de \( \Delta _c H^o \) d'une grande amplitude. Cela signifie qu'ils libèrent beaucoup d'énergie lorsqu'ils sont brûlés, et qu'ils constituent donc de bons carburants. Tu peux observer une tendance claire des valeurs de \( \Delta _c H^o \) au sein des familles d'hydrocarbures organiques. Par exemple, l'enthalpie standard de combustion des alcanes augmente d'environ \( 650 \ kJ \ mol^{-1} \) lorsqu'on ajoute un groupe \( -CH_2 \) supplémentaire à la chaîne carbonée.
L'équation de l'enthalpie standard de combustion du méthane est présentée ci-dessous :
$$ CH_{4(g)} +2O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + H_2O_{(l)} $$ \( \Delta _c H^o = \ -890 \ KJ \ mol^{-1} \)
Enthalpie standard de neutralisation
L'enthalpie standard de neutralisation \( ( \Delta _n H^o) \) est la variation d'enthalpie lorsqu'une solution acide et une solution alcaline réagissent dans des conditions standards pour former une mole d'eau.
Comme les enthalpies standards de combustion, les enthalpies standards de neutralisation sont exothermiques, et sont donc toujours négatives. Tu dois également noter que ces valeurs correspondent à la production d'une mole d'eau. Cela signifie que tu devras peut-être inclure des coefficients molaires fractionnaires dans ta réponse. Cependant, sache que l'acide et la base ne sont pas dans un état standard, mais en solution - leur état est aqueux.
Voici l'enthalpie standard de neutralisation pour la réaction entre \( HCl_{(aq)} \) et \( NaOH_{(aq)} \) :
$$ HCl_{(aq)} + NaOH_{(aq)} \rightarrow H_2O_{(l)} + NaCl_{(aq)} $$ \( \Delta _n H^o = \ -57.1 \ KJ \ mol^{-1} \)
Dans des conditions standards, toutes les réactions entre un acide fort et une base forte ont des valeurs \( \Delta _n H^o \) similaires. Celle-ci se situe généralement entre \( -57 \) et \( -58 \ kJ \ mol^{-1} \) . Les réactions acides fort-base forte se résument essentiellement à une réaction entre les ions hydrogène et les ions hydroxyde, qui présente toujours la même variation d'enthalpie. Les autres ions qui composent l'acide ou la base ne sont que des ions spectateurs et ne sont donc pas vraiment impliqués.
Cependant, les réactions acides faible-base faible ont des valeurs de \( \Delta _n H^o \) variables qui sont toujours légèrement moins exothermiques que celles de leurs parents plus forts. Ceci est dû au fait que les acides et les bases faibles ne se dissocient pas complètement en solution. L'enthalpie globale de neutralisation doit prendre en compte d'autres variations d'enthalpie, comme ceux impliqués dans l'ionisation de l'acide ou de la base. Consulte la rubrique Acides et bases pour une introduction à ce sujet, où tu apprendras beaucoup plus sur les acides et les bases forts et faibles.
Enthalpie : Formule
Nous savons ce que sont les variations d'enthalpie. Mais comment les trouver ?
Il existe deux façons de calculer la variation d'enthalpie d'une réaction. Elles sont toutes deux associées à une certaine méthode et à une formule spécifique.
- Nous pouvons déterminer la variation d'enthalpie expérimentalement en utilisant la calorimétrie.
- Nous pouvons calculer la variation d'enthalpie de manière théorique en utilisant la loi de Hess.
Pour commencer, considérons la calorimétrie.
Calorimétrie
La calorimétrie est une technique utilisée pour mesurer le transfert de chaleur dans une réaction chimique. C'est une façon de calculer la variation d'enthalpie.
La calorimétrie, telle que définie ci-dessus, est la première façon de mesurer la variation d'enthalpie. Son principe est simple :
- Nous réalisons une réaction chimique et enregistrons le changement de température de la solution ou d'un milieu environnant, qui est généralement de l'eau.
- Nous utilisons le changement de température, la masse et la capacité thermiquespécifique de la solution ou du milieu environnant pour calculer la quantité d'énergie thermique libérée ou absorbée pendant la réaction chimique.
- Nous convertissons ensuite l'énergie thermique transférée en variation d'enthalpie.
Calorimétrie : Expérience
Nous pouvons utiliser la calorimétrie pour calculer approximativement différents types de variations d'enthalpie pour de nombreuses réactions chimiques différentes. L'expérience de calorimétrie elle-même varie en fonction du type de réaction en cours. Tu peux t'exercer à en réaliser certaines en classe. Par exemple, tu peux brûler de l'éthanol sous un bécher d'eau et mesurer le changement de température de l'eau. Cela t'aidera à trouver une valeur pour l'enthalpie de combustion de l'éthanol. Tu peux également faire réagir \( 1,00 \ mol \ dm^{-3} \) de \( H_2SO_4 \) avec \( 1,00 \ mol \ dm^{-3} \) de \( NaOH \) et mesurer le changement de température de la solution elle-même. Cela t'aidera à trouver une valeur pour l'enthalpie de neutralisation.
Fig. 4- Un calorimètre simple qui peut être utilisé pour trouver les enthalpies de neutralisation.
Cependant, les variations d'enthalpie calculées par calorimétrie ne sont que des approximations. Même les meilleures expériences de calorimétrie comportent de multiples sources d'erreur, dont beaucoup sont difficiles à minimiser. Quelle que soit ta méthode, il est important de te rappeler les limites de la calorimétrie et les mesures à prendre pour que tes résultats soient aussi reproductibles, fiables et précis que possible :
Les variations d'enthalpie trouvées en utilisant la calorimétrie ne sont souvent pas très précises. Cela est principalement dû à des erreurs de mesure, à des réactions incomplètes et, le plus souvent, à la perte de chaleur dans l'environnement.
Nous pouvons minimiser la perte de chaleur en isolant le milieu environnant, en utilisant un paravent (pour les expériences de combustion) et en ajoutant un couvercle au système. Tu peux voir le gobelet en polystyrène dans le schéma ci-dessus, utilisé pour isoler le mélange réactionnel.
Explore les expériences de calorimétrie plus en détail dans le résumé de cours Calorimétrie. Ce résumé de cours présente les différentes méthodes de calorimétrie et fournit des informations supplémentaires sur leurs limites.
Comment faire le calcul d'enthalpie ?
Une fois que tu as réalisé ton expérience de calorimétrie, tu utilises tes données pour calculer l'énergie thermique transférée pendant la réaction à l'aide d'une formule simple. Cette formule relie le transfert d'énergie thermique au changement de température, de masse et de capacité thermique spécifique de la solution ou du milieu environnant chauffé :
$$ q= m \ c \ \Delta T $$
Ici :
- \( q \) est l'énergie transférée, en joules \( (J) \) .
- \( m \) est la masse du milieu environnant, en grammes \( (g) \) .
- \( c \) est la capacité thermiquespécifique du milieu environnant, en joules par Kelvin ou joules par degré Celsius \( (J K^{-1} \) ou \( J ^oC^{-1} ) \) .
- \( \Delta T \) est le changement de température du milieu environnant, en Kelvin \( (K) \) ou en degrés Celsius \( (ºC) \) .
Nous pouvons mesurer le changement de température en Kelvin ou en \( ºC \) . En effet, une variation de \( 1 \ Kelvin \) est identique à une variation de \( 1 \ ºC \) .
Nous calculons ensuite la variation d'enthalpie. Ses unités \( (kJ \ mol^{-1} ) \) nous donnent un indice sur la façon dont nous trouvons cette valeur à partir de la quantité d'énergie thermique transférée.
Tu dois d'abord changer les unités de ta valeur d'énergie thermique transférée de joules \( (J) \) en kilojoules \( (kJ) \) .
Tu écris ensuite une équation équilibrée pour la réaction afin de déterminer le type de variation d'enthalpie que tu veux trouver.
Ensuite, tu utilises diverses informations, comme le nombre de moles de chaque espèce ayant réagi et l'équation équilibrée de la réaction, pour calculer la variation d'enthalpie.
Enfin, tu dois déduire si la réaction était endothermique ou exothermique, et donc si la variation d'enthalpie est positive ou négative. Si la réaction était exothermique, tu ajouterais un signe moins à la variation d'enthalpie.
Rappelle-toi que les réactions endothermiques absorbent de l'énergie thermique. Il s'agit d'une variation d'enthalpie positive qui entraîne une diminution de la température ambiante. Les réactions exothermiques, quant à elles, libèrent de l'énergie thermique. Nous parlons d'une variation d'enthalpie négative qui fait augmenter la température de l'environnement.
Essaie de calculer la variation d'enthalpie à l'aide de l'exemple ci-dessous.
\( 0,068 \ moles \) d'iodure de potassium se dissolvent dans \( 48 \ g \) d'eau, ce qui entraîne une baisse de température de \( 14,8 ^o C \) . Calcule la variation d'enthalpie de réaction pour cette dissolution en \( kJ \ mol^{-1} \) . L'eau a une capacité thermique spécifique de \( 4,48 \ J \ g^{-1} \ K^{-1} \) .
Tout d'abord, nous utilisons l'équation pour calculer la quantité d'énergie thermique transférée pendant la réaction. Ici, \( m = 48 \) , \( c = 4,48 \) , et \( \Delta T = 14,8 \) :
$$ q= 48 \times 4.48 \times 14.8 $$
$$ q= 3182.6 \ J $$
Changeons cela en \( kJ \) en divisant par \( 1000 \) :
$$ 3182.6 \div 1000 = 3.1826 \ KJ $$
Nous écrivons maintenant une équation équilibrée pour cette réaction :
$$ KI _{(s)} \rightarrow K^{+}_{(aq)} + I^{-}_{(aq)} $$
Nous savons que les variations d'enthalpie de la réaction sont mesurées en fonction des quantités données dans l'équation chimique équilibrée. Ici, l'équation ne comporte qu'une seule mole de \( KI \) , et nous devons donc calculer la variation d'enthalpie par mole de \( KI \) . Nous avons dissous seulement \( 0,068 mole \) de \( KI \) , ce qui a entraîné un transfert de \( 3,1826 \ kJ \) d'énergie thermique. Par conséquent, la dissolution d'une mole de \( KI \) entraînerait un transfert de \( 3.1826 \div 0.068 \ kJ \) d'énergie :
$$ 3.1826 \div 0.068 = 46.8 \ KJ $$
Cette réaction était endothermique - la température de l'environnement a diminué. Cela signifie que le changement d'enthalpie de la réaction est positif. Par conséquent, notre réponse finale est \( +46,8 \ kJ mol^{-1} \) .
Les calculs calorimétriques entrent par une oreille et sortent par l'autre ? Tu trouveras d'autres exemples d'utilisation de la calorimétrie pour calculer la variation d'enthalpie dans la section Mesurer les variations d'enthalpie.
Loi de Hess
Pour certaines réactions, le calcul de la variation d'enthalpie par calorimétrie peut être un peu délicat. Les quantités de réactifs que tu utilises sont peut-être tout simplement trop faibles pour être mesurées avec précision. Il se peut même que tu n'aies pas tous les réactifs - tu souhaites simplement trouver la variation d'enthalpie de façon hypothétique. Heureusement, tu n'as pas obligé de réaliser des expériences de calorimétrie chaque fois que tu veux connaître une nouvelle variation d'enthalpie. Tu peux calculer une valeur théorique en utilisant des variations d'enthalpie déjà déterminées scientifiquement, en tirant parti de la loi de Hess.
La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction chimique est toujours le même, quel que soit le chemin emprunté des réactifs aux produits.
Par exemple, que se passe-t-il si nous voulons créer le produit \( B \) à partir du réactif \( A \) ? Nous pouvons le faire en une seule étape :
$$ A \rightarrow B \ \Delta H_1 $$
Toutefois, nous pouvons également procéder en plusieurs étapes :
$$ A \rightarrow X \ \Delta H_2$$
$$ X \rightarrow Y \ \Delta H_3 $$
$$ Y \rightarrow B \ \Delta H_4 $$
Dans les deux cas, nous avons commencé avec le même réactif \( (A) \) et terminé avec le même produit \( (B) \) . La seule différence est le chemin que nous avons emprunté pour aller de l'un à l'autre : le premier chemin nous a conduits directement de \( A \) à \( B \) , tandis que le second nous a fait passer par des intermédiaires. La loi de Hess nous dit que les variations d'enthalpie de ces deux voies sont les mêmes. Par conséquent, nous pouvons trouver la variation d'enthalpie de la première route en additionnant toutes les variations d'enthalpie de la seconde route :
$$ \Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3 + \Delta H_4 $$
Consulte la loi de Hess pour une explication complète de cette idée, y compris des exemples concrets pour de nombreux types différents de variation d'enthalpie.
Enthalpie et entropie
L'enthalpie est la mesure de la chaleur totale présente dans le système thermodynamique où la pression est constante.
Elle est représentée comme suit :
$$ \Delta H= \Delta E + P \Delta V $$
où \( E \) est l'énergie interne, \( P \) est la pression et \( E \) est l'énergie.
L'entropie est la mesure du désordre dans un système thermodynamique. Elle est représentée par la formule :
$$ \Delta S = \frac{ \Delta Q}{T} $$
où \( Q \) est le contenu thermique et \( T \) est la température.
Dans un système fermé,
$$ \Delta H = T. \Delta S $$
ce qui signifie que dans une température absolue, une variation d'entropie entraîne une variation d'enthalpie.
Comment définir l'enthalpie libre ?
L'enthalpie libre de Gibbs, également connue sous le nom de fonction de Gibbs ou d'énergie de Gibbs , est une quantité utilisée pour mesurer la quantité maximale de travail effectuée dans un système thermodynamique lorsque la température et la pression sont maintenues constantes. L'énergie libre de Gibbs est désignée par le symbole \( G \) .
Sa valeur est généralement exprimée en Joules ou Kilojoules. L'enthalpie libre de Gibbs peut être définie comme la quantité maximale de travail qui peut être extraite d'un système fermé.
Enthalpie libre : Formule
L'enthalpie libre de Gibbs est égale à l'enthalpie du système moins le produit de la température et de l'entropie. L'équation est donnée par :
$$ G = H - T.S $$
Où ,
\( G \) = énergie libre de Gibbs
\( H \) = enthalpie
\( T \) = température
\( S \) = entropie
Enthalpie - Points clés
- L'enthalpie \( \left (H \right ) \) est une mesure de la quantité d'énergie thermique (chaleur) dans un système chimique. Elle est mesurée en \( J mol^{-1} \) ou en \( kJ \ mol^{-1} \) .
- La variation d'enthalpie \( \left ( \Delta H \right ) \) test la quantité d'énergie thermique transférée lors d'une réaction chimique à pression constante. Elle est également mesurée en \( J \ mol^{-1} \) ou en \( kJ \ mol^{-1} \) .
- Les réactions peuvent être endothermiques ou exothermiques.
- Les réactions endothermiques absorbent de l'énergie thermique. Elles ont une variation d'enthalpie positive et diminuent la température de l'environnement.
- Les réactions exothermiques libèrent de l'énergie. Elles ont une variation d'enthalpie négative et augmentent la température de l'environnement.
- Nous pouvons utiliser les diagrammes d'enthalpie et les voies de réaction pour montrer la variation d'enthalpie d'une réaction. Ces diagrammes montrent les enthalpies relatives des réactifs et des produits.
- Les variations d'enthalpie standard\( \left ( \Delta H^o \right ) \) sont des variations d'enthalpie mesurées dans des conditions standards et avec toutes les espèces dans leurs états standards.
- Les conditions standards sont définies comme une température de \( 25^oC \) ou \( 298 \ K \) , une pression de \( 1 \ bar \) ou \( 100 \ kPa \) , et une concentration de \( 1,00 \ mol \ dm^{-3} \) .
- L'état standard est l'état physique d'une espèce dans des conditions standards.
- Nous pouvons calculer les changements d'enthalpie en utilisant des expériences de calorimétrie et la loi de Hess.
- La calorimétrie est une technique utilisée pour mesurer le transfert d'énergie thermique dans une réaction chimique. Nous calculons le transfert d'énergie thermique à l'aide de l'équation , puis nous utilisons cette valeur pour calculer la variation d'enthalpie.
- La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction chimique est toujours le même, quel que soit le chemin emprunté pour passer des réactifs aux produits. Nous utilisons les variations d'enthalpie vérifiées scientifiquement que nous connaissons afin de calculer les variations d'enthalpie que nous ne connaissons pas.
L'entropie est la mesure du désordre dans un système thermodynamique où \( \Delta S = \frac { \Delta Q}{T} \) .
L'enthalpie libre de Gibbs est une quantité utilisée pour mesurer la quantité maximale de travail effectuée dans un système thermodynamique lorsque la température et la pression sont maintenues constantes où \( G= H-T.S \) .
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Questions fréquemment posées en Enthalpie
Comment définir l'enthalpie ?
L'enthalpie est définie comme la somme de l'énergie interne et du produit de la pression et du volume d'un système thermodynamique.
Quand utiliser l'enthalpie?
L'enthalpie est utilisée pour nous informe de la quantité de chaleur présente dans un système (énergie). La chaleur est importante, car à partir d'elle, nous pouvons dériver un travail précieux.
Qu'est-ce que la variation d'enthalpie ?
La variation d'enthalpie (ΔH) est la quantité d'énergie thermique transférée lors d'une réaction chimique à pression constante. Nous mesurons également la variation d'enthalpie en J.mol-1 ou KJ.mol-1
Comment déterminer une enthalpie ?
L'enthalpie est déterminée par :
H = U + pV
La chaleur ajoutée ou perdue par le système est mesurée comme la variation d'enthalpie (ΔH), et non la quantité réelle de chaleur. L'enthalpie peut également s'écrire comme suit : ΔH = ΔU + ΔPV.
Comment calculer l'enthalpie libre ?
L'enthalpie libre est calculée en utilisons le changement d'énergie libre standard par la formule donnée
ΔG = ΔH - TΔS.
où
ΔH : est le changement d'enthalpie de la réaction
ΔS : est la variation d'entropie de la réaction à la température T.
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