ENTHALPIE DE RÉACTION: DÉFINITION, THERMOCHIMIE, EXERCICES - PHYSIQUE - 2025

L' enthalpie de réaction est une fonction thermodynamique qui permet de calculer la chaleur gagnée ou délivrée lors d'une réaction chimique, à condition que cette réaction se soit produite à pression constante. Elle est définie comme l'énergie interne U plus le produit de la pression P par le volume V des substances qui participent à une réaction chimique, comme suit: H = U + P ∙ V

Par conséquent, l'enthalpie a des dimensions d'énergie et, dans le Système international de mesures, elle est mesurée en Joules. Pour comprendre la relation entre l'enthalpie et la chaleur échangée dans une réaction chimique, il est nécessaire de se rappeler la première loi de la thermodynamique, qui stipule ce qui suit: Q = ΔU + W

Figure 1. Lors de la combustion d'un gaz, l'enthalpie diminue. Source: pixabay

La première loi établit que la chaleur échangée dans un processus thermodynamique est égale à la variation de l'énergie interne des substances impliquées dans le processus plus le travail effectué par ces substances dans le processus.

Dans tout processus, le travail W est calculé par la relation suivante:

Dans l'expression ci-dessus, Vi est le volume initial, Vf le volume final et P la pression. Si le processus est effectué à pression constante P, le travail résultant sera:

Où ΔV est le changement de volume.

Définition

Les réactions chimiques sont des processus thermodynamiques qui se produisent généralement à pression constante et très fréquemment à pression atmosphérique. Ce type de processus thermodynamique est appelé "isobare", car il se produit à pression constante.

Dans ce cas, la première loi de la thermodynamique peut s'écrire comme ceci:

Qp = ΔU + P ∙ ΔV

Où Qp indique que la chaleur a été échangée à pression constante. Si la définition de l'enthalpie H = U + P ∙ V est introduite dans l'expression précédente, alors on obtient:

Qp = ΔH

Par conséquent, un changement d'enthalpie positif indique une réaction qui a pris de la chaleur dans l'environnement. C'est une réaction endothermique.

Au contraire, si le changement d'enthalpie est négatif, il s'agit d'une réaction exothermique.

En fait, le mot enthalpie vient du mot grec enthalpien, qui signifie «chauffer».

L'enthalpie est aussi souvent appelée chaleur. Mais il doit être clair que ce n'est pas la même chose que la chaleur, mais c'est l'échange thermique au cours du processus thermodynamique qui change l'enthalpie.

Relation avec la chaleur

Contrairement à la chaleur, l'enthalpie est fonction de l'état. Lorsque vous calculez le changement d'enthalpie, vous calculez la différence de deux fonctions qui dépendent exclusivement de l'état du système, comme l'énergie interne et le volume.

ΔH = ΔU + P ∙ ΔV

Puisque la pression reste constante dans la réaction, alors l'enthalpie de réaction est une fonction d'état qui ne dépend que de l'énergie interne et du volume.

Dans une réaction chimique, l'enthalpie des réactifs peut être définie comme la somme de celle de chacun d'eux; et celle des produits comme la somme de l'enthalpie de tous les produits.

Le changement d'enthalpie dans une réaction est la différence des produits moins celle des réactifs:

Figure 2. Diagramme d'enthalpie. Source: self made.

Dans une réaction endothermique, l'enthalpie des produits est supérieure à celle des réactifs; c'est-à-dire que la réaction prend la chaleur de l'environnement. Au contraire, dans une réaction exothermique, l'enthalpie des réactifs est supérieure à celle des produits, car la réaction cède de la chaleur à l'environnement.

Enthalpie standard

Étant donné que le changement d'enthalpie dans une réaction chimique peut dépendre de la pression et de la température, il est habituel de définir des conditions de réaction standard:

Température de réaction standard: 25 ° C

Pression de réaction standard: 1 atm = 1 bar.

L'enthalpie standard est notée comme ceci: H °

Thermochimie

Dans une équation thermochimique, non seulement les réactifs et les produits comptent, mais le changement d'enthalpie compte également. L'enthalpie est comprise comme la réaction au changement qui s'est produit au cours de celle-ci.

À titre d'exemple, regardons les réactions suivantes:

2 H2 (gaz) + O2 (gaz) → 2 H2O (liquide); ΔH ° = -571,6 kJ (exothermique).

H2 (gaz) + (½) O2 (gaz) → H2O (liquide); ΔH ° = -285,8 kJ (exothermique).

2 H2O (liquide) → 2 H2 (gaz) + O2 (gaz); ΔH ° = +571,6 kJ (endothermique).

L'enthalpie est une quantité thermodynamique étendue

Si les termes d'une équation chimique sont multipliés ou divisés par un certain facteur, l'enthalpie est multipliée ou divisée par la même chose.

Si la réaction est inversée, le signe de l'enthalpie de réaction est également inversé.

Exercices résolus

-Exercice 1

L'acétylène gazeux C2H2 est obtenu à partir de la réaction du carbure de calcium CaC2 qui se présente sous forme granulée avec de l'eau à température et pression ambiantes.

Comme données, nous avons les enthalpies de formation des réactifs:

ΔH ° (CaC2) = -59,0 kJ / mol

ΔH ° (H20) = -285,8 kJ / mol

Et l'enthalpie de formation des produits:

ΔH ° (C2H2) = +227,0 kJ / mol

ΔH ° (Ca (OH) 2) = -986,0 kJ / mol

Trouvez l'entropie standard de la réaction.

Solution

La première chose à faire est d'élever l'équation chimique équilibrée:

CaC2 (s) + 2H20 (l) → Ca (OH) 2 (s) + C2H2 (g)

Et maintenant les enthalpies des réactifs, des produits et de la réaction:

- Réactifs: -59,0 kJ / mol -2 ∙ 285,8 kJ / mol = -630,6 kJ / mol

- Produits: -986,0 kJ / mol + 227,0 kJ / mol = -759 kJ / mol

- Réaction: ΔH ° = -759 kJ / mol - (-630 kJ / mol) = -129 kJ / mol

C'est une réaction exothermique.

-Exercice 2

Quand 1 litre d'acétylène est brûlé dans des conditions standard, quelle quantité de chaleur est dégagée?

Solution

Une fois équilibrée, la réaction de combustion de l'acétylène ressemble à ceci:

C2H2 (g) + (5/2) O2 (g) → 2 CO2 (g) + H20 (l)

Nous avons besoin des enthalpies de formation des produits:

ΔH ° (CO2) = -393,5 kJ / mol

ΔH ° (H2O (l)) = -285,8 kJ / mol

Calcul des enthalpies

Avec ces données, nous pouvons calculer l'enthalpie des produits:

ΔH ° (produits) = 2 * (- 393,5 kJ / mol) + (-285,8 kJ / mol) = -1072,8 kJ / mol

Et l'enthalpie de formation des réactifs:

ΔH ° (C2H2) = 227,0 kJ / mol

ΔH ° (O2) = 0,0 kJ / mol

L'enthalpie des réactifs sera:

227,0 kJ / mol + (5/2) * 0,0 = 227,0 kJ / mol

L'enthalpie molaire de réaction sera alors: ΔH ° (produits) - ΔH ° (réactifs) = -1072,8kJ / mol - 227,0 kJ / mol = -1299,8 kJ / mol

Enthalpie de combustion

Nous devons maintenant savoir combien de moles d'acétylène représentent un litre d'acétylène dans des conditions standard. Pour cela, nous utiliserons l'équation d'état d'un gaz idéal, à partir de laquelle nous résoudrons le nombre de moles.

Nombre de moles n = P * V / (R * T)

P = 1 atm = 1,013 x 10⁵ Pa

V = 1 l = 1,0 x 10 ^ -3 m³

R = 8,31 J / (mol * K)

T = 25 ° C = 298,15 K

n = 0,041 mol

L'enthalpie de combustion de 1 litre d'acétylène est de 0,041 mol * (-1299,8 kJ / mol) = -53,13 kJ

Le signe négatif indique que c'est une réaction exothermique qui libère 53,13 kJ = 12,69 kcal.

Références

1. Châtaignes E. Enthalpie dans les réactions chimiques. Récupéré de: lidiaconlaquimica.wordpress.com
2. Thermochimie. Enthalpie de réaction. Récupéré de: recursostic.educacion.es
3. Thermochimie. Définition de l'enthalpie de réaction standard. Récupéré de: quimitube.com
4. Wikipédia. Enthalpie standard de réaction. Récupéré de: wikipedia.com
5. Wikipédia. Enthalpie de formation. Récupéré de: wikipedia.com