QU'EST-CE QUE L'ENTHALPIE? - CHIMIE - 2025

L' enthalpie est une mesure de la quantité d'énergie contenue dans un corps (système) ayant un volume, est soumis à une pression et est interchangeable avec son environnement. Il est représenté par la lettre H. L'unité physique qui lui est associée est le Joule (J = kgm2 / s2).

Mathématiquement, il peut être exprimé comme suit:

H = U + PV

Où:

H = enthalpie

U = énergie interne du système

P = pression

V = Volume

Si U et P et V sont des fonctions d'état, H le sera également. En effet, à un instant donné, certaines conditions initiales et finales peuvent être données pour la variable à étudier dans le système.

Quelle est l'enthalpie de la formation?

C'est la chaleur absorbée ou dégagée par un système lorsqu'une mole d'un produit d'une substance est produite à partir de ses éléments dans leur état normal d'agrégation; solide, liquide, gazeux, en solution ou dans son état allotrope le plus stable.

L'état allotrope le plus stable du carbone est le graphite, en plus d'être aux conditions normales de pression 1 atmosphère et 25 ° C de température.

Il est noté ΔH ° f. De cette manière:

ΔH ° f = H final - H initial

Δ: lettre grecque qui symbolise le changement ou la variation de l'énergie d'un état final et d'un état initial. L'indice f signifie la formation du composé et l'exposant ou les conditions standard.

Exemple

Compte tenu de la réaction de formation de l'eau liquide

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH ° f = -285,84 kJ / mol

Réactifs: Hydrogène et Oxygène son état naturel est gazeux.

Produit: 1 mole d'eau liquide.

Il est à noter que les enthalpies de formation selon la définition sont pour 1 mole de composé produit, donc la réaction doit être ajustée si possible avec des coefficients fractionnaires, comme on le voit dans l'exemple précédent.

Réactions exothermiques et endothermiques

Dans un processus chimique, l'enthalpie de formation peut être ΔHof> 0 positive si la réaction est endothermique, c'est-à-dire qu'elle absorbe la chaleur du milieu ou ΔHof <0 négative si la réaction est exothermique avec émission de chaleur du système.

Réaction exothermique

Les réactifs ont une énergie plus élevée que les produits.

ΔH ° f <0

Réaction endothermique

Les réactifs ont une énergie inférieure à celle des produits.

ΔH ° f> 0

Pour écrire correctement une équation chimique, elle doit être équilibrée molaire. Afin de se conformer à la «loi de conservation de la matière», il doit également contenir des informations sur l'état physique des réactifs et des produits, ce que l'on appelle l'état d'agrégation.

Il faut également tenir compte du fait que les substances pures ont une enthalpie de formation de zéro dans les conditions standard et sous leur forme la plus stable.

Dans un système chimique où il y a des réactifs et des produits, l'enthalpie de réaction est égale à l'enthalpie de formation dans des conditions standard.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

En tenant compte de ce qui précède, nous devons:

ΔH ° rxn = ∑nproduits H ∑produits réactifs Hréactif

Compte tenu de la réaction fictive suivante

aA + bB cC

Où a, b, c sont les coefficients de l'équation chimique équilibrée.

L'expression de l'enthalpie de réaction est:

ΔH ° rxn = c ΔH ° f C (a ΔH ° f A + b ΔH ° f B)

En supposant que: a = 2 mol, b = 1 mol et c = 2 mol.

ΔH ° f (A) = 300 KJ / mol, ΔH ° f (B) = -100 KJ / mol, ΔH ° f (C) = -30 KJ. Calculer ΔH ° rxn

ΔH ° rxn = 2mol (-30KJ / mol) - (2mol (300KJ / mol + 1mol (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100KJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Cela correspond alors à une réaction exothermique.

Enthalpie des valeurs de formation de certains composés chimiques inorganiques et organiques à 25 ° C et 1 atm de pression

Exercices pour calculer l'enthalpie

Exercice 1

Trouvez l'enthalpie de réaction du NO2 (g) selon la réaction suivante:

2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

En utilisant l'équation de l'enthalpie de réaction, nous avons:

ΔH ° rxn = ∑nproduits H ∑produits réactifs Hréactif

ΔH ° rxn = 2mol (ΔH ° f NO2) - (2mol ΔH ° f NO + 1mol ΔH ° f O2)

Dans le tableau de la section précédente, nous pouvons voir que l'enthalpie de formation de l'oxygène est de 0 KJ / mol, car l'oxygène est un composé pur.

ΔH ° rxn = 2mol (33.18KJ / mol) - (2mol 90.25 KJ / mol + 1mol 0)

ΔH ° rxn = -114,14 KJ

Une autre façon de calculer l'enthalpie de réaction dans un système chimique est d'utiliser la LOI HESS, proposée par le chimiste suisse Germain Henri Hess en 1840.

La loi dit: "L'énergie absorbée ou émise dans un processus chimique dans lequel les réactifs sont convertis en produits, est la même qu'elle soit réalisée en une ou plusieurs étapes".

Exercice 2

L'addition d'hydrogène à l'acétylène pour former de l'éthane peut être réalisée en une seule étape:

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 311,42 KJ / mol

Ou cela peut également se produire en deux étapes:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

En ajoutant les deux équations algébriquement, nous avons:

C2H2 (g) + H2 (g) H2C = CH2 (g) ΔH ° f = - 174,47 KJ / mol

H2C = CH2 (g) + H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° f = - 136,95 KJ / mol

C2H2 (g) + 2H2 (g) H3CCH3 (g) ΔH ° rxn = 311,42 KJ / mol

Exercice 3

(Tiré de quimitube.com. Exercice 26. Thermodynamique de la loi de Hess)

Comme on peut le voir dans l'énoncé du problème, seules quelques données numériques apparaissent, mais les réactions chimiques n'apparaissent pas, il est donc nécessaire de les écrire.

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) +3 H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

La valeur de l'enthalpie négative est écrite parce que le problème dit qu'il y a libération d'énergie. Il faut aussi considérer qu'il s'agit de 10 grammes d'éthanol, il faut donc calculer l'énergie pour chaque mole d'éthanol. Pour cela, ce qui suit est fait:

On recherche le poids molaire d'éthanol (somme des poids atomiques), une valeur égale à 46 g / mol.

ΔH1 = -300 KJ (46 g) éthanol = - 1380 KJ / mol

10 g d'éthanol 1mol d'éthanol

La même chose est faite pour l'acide acétique:

CH3COOH (l) + 2O2 (g) 2CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH2 = -840 KJ / mol

ΔH2 = -140 KJ (60 g d'acide acétique) = - 840 KJ / mol

10 g d'acide acétique 1 mole d'acide acétique.

Dans les réactions précédentes, les combustions de l'éthanol et de l'acide acétique sont décrites, il est donc nécessaire d'écrire la formule du problème, qui est l'oxydation de l'éthanol en acide acétique avec production d'eau.

C'est la réaction que demande le problème. C'est déjà équilibré.

CH3CH2OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l) ΔH3 =?

Application de la loi de Hess

Pour cela nous multiplions les équations thermodynamiques par des coefficients numériques pour les rendre algébriques et pouvoir organiser correctement chaque équation. Ceci est fait lorsqu'un ou plusieurs réactifs ne sont pas du côté correspondant de l'équation.

La première équation reste la même car l'éthanol est du côté réactif comme indiqué par l'équation du problème.

La deuxième équation doit être multipliée par le coefficient -1 de manière à ce que l'acide acétique qui est comme réactif puisse devenir le produit

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) ΔH1 = -1380 KJ / mol.

- CH3COOH (l) - 2O2 (g) - 2CO2 (g) - 2H2O (l) ΔH2 = - (-840 KJ / mol)

CH3CH3OH + 3O2 -2O2 - CH3COOH 2CO2 + 3H2O -2CO2

-2H2O

Ils ajoutent algébriquement et voici le résultat: l'équation demandée dans le problème.

CH3CH3OH (l) + O2 (g) CH3COOH (l) + H2O (l)

Déterminez l'enthalpie de la réaction.

De la même manière que chaque réaction a été multipliée par le coefficient numérique, la valeur des enthalpies doit également être multipliée

ΔH3 = 1x ΔH1 -1xΔH2 = 1x (-1380) -1x (-840)

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

ΔH3 = - 540 KJ / mol.

Dans l'exercice précédent, l'éthanol a deux réactions, la combustion et l'oxydation.

Dans chaque réaction de combustion, il y a formation de CO2 et H2O, tandis que dans l'oxydation d'un alcool primaire tel que l'éthanol, il y a formation d'acide acétique

Références

1. Cedrón, Juan Carlos, Victoria Landa, Juana Robles (2011). Chimie générale. Matériel d'apprentissage. Lima: Université catholique pontificale du Pérou.
2. Chimie. Libretexts. Thermochimie. Tiré de hem.libretexts.org.
3. Levine, I. Physicochimie. vol.2.