Le changement d'enthalpie d'une réaction est la quantité de chaleur absorbée ou libérée au cours de la réaction, si elle se produit à une pression constante. Vous effectuez le calcul de différentes manières en fonction de la situation spécifique et des informations dont vous disposez. Pour de nombreux calculs, la loi de Hess est l'élément clé que vous devez utiliser, mais si vous connaissez l'enthalpie des produits et des réactifs, le calcul est beaucoup plus simple.
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Vous pouvez calculer les changements d'enthalpie en utilisant la formule simple: ∆H \u003d H produits - H réactifs La définition précise d'enthalpie (H) est la somme de l'énergie interne (U) plus le produit de la pression (P) et du volume (V). En symboles, c'est: H \u003d U + PV Un changement d'enthalpie (∆H) est donc: ∆H \u003d ∆U + ∆P∆V Où le symbole delta (∆) signifie "changement dans". En pratique, la pression est maintenue constante et l'équation ci-dessus est mieux représentée comme: ∆H \u003d ∆U + P∆ V Cependant, pour une pression constante, le changement d'enthalpie est simplement la chaleur (q) transférée: ∆H \u003d q Si (q) est positif, la réaction est endothermique (c'est-à-dire qu'elle absorbe la chaleur de son environnement) et si elle est négative, la réaction est exothermique (c'est-à-dire qu'elle libère de la chaleur dans son environnement). L'enthalpie a des unités de kJ /mol ou J /mol, ou en général, énergie /masse. Les équations ci-dessus sont vraiment liées à la physique du flux de chaleur et de l'énergie: la thermodynamique. La manière la plus élémentaire de calculer le changement d'enthalpie utilise l'enthalpie des produits et des réactifs. Si vous connaissez ces quantités, utilisez la formule suivante pour déterminer la variation globale: ∆H \u003d H produits - H réactifs L'addition d'un ion sodium à un ion chlorure pour former du chlorure de sodium est un exemple de réaction que vous pouvez calculer de cette façon. Le sodium ionique a une enthalpie de -239,7 kJ /mol et l'ion chlorure a une enthalpie de -167,4 kJ /mol. Le chlorure de sodium (sel de table) a une enthalpie de -411 kJ /mol. L'insertion de ces valeurs donne: ∆ H \u003d −411 kJ /mol - (−407,1 kJ /mol) \u003d −411 kJ /mol + 407,1 kJ /mol \u003d −3,9 kJ /mol La formation de sel libère donc près de 4 kJ d'énergie par mole . Lorsqu'une substance passe du solide au liquide, du liquide au gaz ou du solide au gaz, des enthalpies spécifiques sont impliquées dans ces changements. L'enthalpie (ou chaleur latente) de fusion décrit la transition du solide au liquide (l'inverse est moins cette valeur et appelé l'enthalpie de fusion), l'enthalpie de vaporisation décrit la transition du liquide au gaz (et l'inverse est la condensation) et l'enthalpie de sublimation décrit la transition du solide au gaz (l'inverse est encore appelé l'enthalpie de condensation). Pour l'eau, l'enthalpie de fusion est ∆H fusion \u003d 6,007 kJ /mol. Imaginez que vous chauffiez la glace de 250 Kelvin jusqu'à ce qu'elle fonde, puis chauffiez l'eau à 300 K. Le changement d'enthalpie pour les pièces chauffantes est juste la chaleur requise, vous pouvez donc la trouver en utilisant: ∆H \u003d nC∆T Où (n) est le nombre de moles, (∆T) est le changement de température et (C) est la chaleur spécifique. La chaleur spécifique de la glace est de 38,1 J /K mol et la chaleur spécifique de l'eau est de 75,4 J /K mol. Le calcul se déroule donc en quelques parties. Premièrement, la glace doit être chauffée de 250 K à 273 K (c'est-à-dire -23 ° C à 0 ° C). Pour 5 moles de glace, c'est: ∆H \u003d nC∆T \u003d 5 mol × 38,1 J /K mol × 23 K \u003d 4,382 kJ Multipliez maintenant l'enthalpie de fusion par le nombre de moles: ∆H \u003d n ∆H fusion \u003d 5 mol × 6,007 kJ /mol \u003d 30,035 kJ Les calculs de vaporisation sont les mêmes, sauf avec l'enthalpie de vaporisation à la place de celle de fusion. Enfin, calculez la phase finale de chauffe (de 273 à 300 K) de la même manière que la première: ∆H \u003d nC∆T \u003d 5 mol × 75,4 J /K mol × 27 K \u003d 10,179 kJ Additionnez ces parties pour trouver le changement total d'enthalpie pour la réaction: ∆H total \u003d 10,179 kJ + 30,035 kJ + 4,382 kJ \u003d 44,596 kJ La loi de Hess est utile lorsque la réaction que vous envisagez comporte deux parties ou plus et que vous souhaitez trouver le changement global d'enthalpie. Il indique que le changement d'enthalpie pour une réaction ou un processus est indépendant de la voie par laquelle il se produit. Cela signifie que si la réaction se transforme sur une substance en une autre, peu importe si la réaction se produit en une étape (les réactifs deviennent des produits immédiatement) ou si elle passe par plusieurs étapes (les réactifs deviennent des intermédiaires puis deviennent des produits), le changement d'enthalpie qui en résulte est le même dans les deux cas. Il est généralement utile de dessiner un diagramme (voir Ressources) pour vous aider à utiliser cette loi. Un exemple est que si vous commencez avec six moles de carbone combinées à trois d'hydrogène, elles brûlent pour se combiner avec de l'oxygène comme étape intermédiaire, puis forment du benzène comme produit final. La loi de Hess stipule que le changement en enthalpie de la réaction est la somme des changements d'enthalpie des deux parties. Dans ce cas, la combustion d'une mole de carbone a ∆H \u003d −394 kJ /mol (cela se produit six fois dans la réaction), le changement d'enthalpie pour la combustion d'une mole d'hydrogène gazeux est ∆H \u003d −286 kJ /mol (cela se produit trois fois) et les intermédiaires du dioxyde de carbone et de l'eau deviennent du benzène avec un changement d'enthalpie de ∆H \u003d +3,267 kJ /mol. Prenez la somme de ces changements pour trouver le changement d'enthalpie total, en pensant à multiplier chacun par le nombre de moles nécessaires dans la première étape de la réaction: ∆H total \u003d 6 × (−394) + 3 × (−286) +3,267 \u003d 3 267 - 2 364 - 858 \u003d 45 kJ /mol
Définition de l'enthalpie
Calcul du changement d'enthalpie simple
\u003d −411 kJ /mol - (−239,7 kJ /mol −167,4 kJ /mol)
Enthalpie des transitions de phase
Loi de Hess
