- Dans cet article, tu apprendras tout sur les changements d'enthalpie.
- Nous commencerons par définir l'enthalpie et le changement d'enthalpie, puis nous découvrirons comment le changement d'enthalpie est lié auxréactions endothermiques et exothermiques.
- Nous apprendrons ensuite à interpréter les diagrammes d'enthalpie.
- Ensuite, nous examinerons les changements d'enthalpie standard, y compris les enthalpies standard de réaction, de formation, de combustion et de neutralisation.
- Enfin, nous étudierons comment calculer le changement d'enthalpie à l'aide d'expériences de calorimétrie, de la formule q = mc∆T et de la loi de Hess.
Définition du changement d'enthalpie
Tous les systèmes chimiques contiennent de l'énergie. On désigne cette énergie interne par le terme d'enthalpie.
L'enthalpie (H ) est une mesure de l'énergie contenue dans un système. C'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.
Lechangement d'enthalpie (∆H) est la quantité d'énergie thermique transférée au cours d'une réaction chimique à pression constante. Nous mesurons également le changement 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 un changement d'enthalpie a donc lieu. Ce transfert d'énergie thermique modifie l'enthalpie totale au sein d'un système. Nous avons différents termes pour désigner les réactions selon qu'elles absorbent ou libèrent de l'énergie ; examinons-les maintenant.
Changements d'enthalpie : Réactions endothermiques et exothermiques
Comme nous l'avons appris, les réactions chimiques qui ont lieu à pression constante entraînent un changement d'enthalpie. Cela signifie qu'il y a un transfert d'énergie thermique vers ou depuis l'environnement. Dans l'ensemble, l'énergie thermique est soit absorbée, soit libérée.
- Lorsqu'une réaction absorbe de l'énergie, son enthalpie totale augmente. Il s'agit d'un changement d'enthalpie positif et d'une réaction endothermique. Globalement, la température de l'environnement diminue.
- Lorsqu'une réaction libère de l'énergie, son enthalpie totale diminue. Il s'agit d'un changement d'enthalpie négatif et d'une réaction exothermique. Dans l'ensemble, la température de l'environnement augmente.
Voici quelques exemples quotidiens de réactions endothermiques et exothermiques :
- Laphotosynthèse est une réaction endothermique, au cours de 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, que ce soit un gâteau, une fournée de biscuits ou une miche de pain fraîche, il arrive souvent qu'une croûte dorée se forme à l'extérieur de la délicieuse friandise. Cette croûte est causée par 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.
- Lacombustion 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 télévisions et nos centrales électriques.
- Il est généralement 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 en faire des éléments plus lourds.
Changements d'enthalpie : 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 donc sur le changement d'enthalpie global 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 en pointillé indiquent les niveaux d'enthalpie des réactifs et des produits. La différence entre les niveaux est le changement d'enthalpie (∆H) lorsque les réactifs se transforment en produits. Quelles différences peux-tu observer 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 réactionsendothermiques ont un ∆H positif, tandis que les réactions exothermiques ont un ∆H négatif.
Voies de réaction
Les profils de réaction t'indiquent 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 examiner l'enthalpie relative d'un système à différents moments de la réaction ? Pour ce faire, nous pouvons dessiner une voie de réaction. Tu peux considérer cela comme un type de profil de réaction plus détaillé. Il ne te montre pas seulement l'enthalpie au début et à la fin d'une réaction, mais aussi tout au long du processus de la réaction. 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 le changement d'enthalpie au fur et à mesure que la réaction progresse.
Voici un exemple de voie 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 profil de réaction montre une réaction exothermique. Qu'as-tu remarqué d'autre ?
- L'enthalpie dans la voie de réaction augmente au fur et à mesure que les liaisons des réactifs se brisent.
- L'enthalpie atteint alors un pic. À ce pic, là où la courbe est la plus élevée, la quantité d'enthalpie dans la réaction est maximale. C'est ce qu'on appelle l'état de transition. Il représente le point de la réaction où les nouvelles liaisons sont à moitié fabriquées et les anciennes liaisons 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 briser 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 s'appelle l'énergie d'activation.
L'énergie d'activation est la quantité minimale d'énergie requise pour qu'une réaction réussisse.
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, une voie de réaction endothermique ressemble à l'opposé d'une voie de réaction exothermique. Ici, les produits ont une enthalpie plus élevée que les réactifs. Mais note les similitudes entre les deux.
- L'enthalpie dans la voie de réaction augmente au fur et à mesure que les liaisons des réactifs se brisent.
- L'enthalpie atteint alors son maximum à l'état de transition.
- 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 supérieure à la quantité d'énergie libérée lors de la formation de nouvelles liaisons.
Nous avons toujours besoin d'une énergie d'activation pour déclencher 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 à mesure que de nouvelles liaisons se forment pour former les produits.
Changements d'enthalpie standard
Le changement d'enthalpie d'une réaction particulière devrait toujours être le même si tu l'effectues dans les mêmes conditions. Cela signifie que nous pouvons créer une base de données de changements d'enthalpie précis pour des réactions spécifiques. Pour assurer la continuité, nous effectuons les réactions dans les mêmes conditions de température, de pression et de concentration, afin d'obtenir des changements d'enthalpie standard.
Les changements d'enthalpiestandard sont des changements d'enthalpie mesurés dans des conditions standard avec les réactifs et les produits dans leurs états standard. Nous les représentons à l'aide du symbole ∆Hº.
Que sont les conditions standard? Eh bien, elles sont définies comme suit :
Une température de 298 K (ou 25 ºC).
Une pression de 100kPa (ou 1 bar).
Dans le cas des solutions, une concentration de 1,00 mol dm-3.
Qu'en est-il des états standards? C'est simple : L'état standard d'une espèce est simplement son état physique dans des conditions standard. Par exemple, dans les conditions standard de 298 K et 100 kPa, l'oxygène (O2) est un gaz. Cela signifie que son état standard est gazeux.
Certains jurys d'examen définissent la composante pression des conditions standard comme étant 1 atm. Vérifie auprès de ton cahier des charges quelle définition tu dois connaître.
Types de changement d'enthalpie standard
Bien sûr, tu peux mesurer les variations d'enthalpie dans n'importe quelles conditions, et pas seulement dans les conditions standard. Cependant, l'utilisation des variations d'enthalpie standard 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 standard. Ensuite, dans l'article La loi de Hess, tu apprendras comment utiliser ces changements d'enthalpie standard dans des calculs d'enthalpie plus compliqués. Les changements d'enthalpie que nous allons considérer ici sont :
Le changement d'enthalpie standard de la réaction.
Variation d'enthalpie standard de combustion.
Variation d'enthalpie standard de la formation.
Changement d'enthalpie standard de neutralisation.
Nous omettons souvent le mot changement dans tous ces termes, pour les rendre un peu plus courts. Ainsi, au lieu de dire changement d'enthalpie standard de réaction, tu pourrais simplement dire enthalpie standard de réaction.
Variation standard de l'enthalpie de réaction
La variation d'enthalpie standard de réaction (∆rHº) est la variation d'enthalpie lorsque les réactifs forment des produits en quantités données dans l'équation chimique équilibrée, dans des conditions standard et avec toutes les espèces dans leurs états standard.
Le changement d'enthalpie standard de réaction est un terme générique pour tout changement d'enthalpie qui accompagne une équation chimique. Tu le verras souvent écrit sous la forme d'un simple ∆Hº - l'indice r est implicite. Les autres enthalpies standard que nous allons explorer aujourd'hui sont toutes des changements d'enthalpie de réaction standard pour des types de réactions spécifiques, 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 standard. L'enthalpie du système diminue de 63,7 kJ mol-1.
- Ecris une équation pour cette réaction, en indiquant le changement 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 standard. Encore une fois, donne le changement d'enthalpie standard de la réaction.
Puisque cette réaction a lieu dans des conditions standard, nous savons qu'il s'agit d'une variation d'enthalpie standard. Ici, l'enthalpie diminue, et le changement d'enthalpie standard de la réaction est donc négatif. Voici notre réponse :
$$CaO(s)+H_2O(l)\rightarrow Ca(OH)_2(s)\qquad \Delta^{\circ }H=-63.7\space kJ\space mol^{-1}$$.
Pour trouver une équation pour la réaction de la partie b, il suffit de multiplier notre première équation par trois. Pour trouver l'enthalpie standard de réaction pour cette deuxième réaction, il suffit de multiplier la première enthalpie standard de réaction par trois également.
$$3CaO(s)+3H_2O(l)\rightarrow 3Ca(OH)_2(s)\qquad \Delta^{\circ }H=-191.1\space kJ\space mol^{-1}$$$
Changement d'enthalpie standard de formation
Le changement d'enthalpie standard de formation (∆fH°) est le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'une espèce est formée à partir de ses éléments, dans des conditions standard et avec toutes les espèces dans leurs états standard.
Il y a quelques points importants à noter à propos des enthalpies de formation standard :
- Comme nous l'avons mentionné, les valeurs ∆fHºcorrespondent 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 ∆fHºde tout élément dans son état standard est de 0,0 kJ mol-1. Nous mesurons ensuite les valeurs ∆fHºde divers composés à partir de cette base de référence.
La production de deux moles de CaCO3 augmente l'enthalpie du système de 105,0 kJ mol-1. Écris une équation montrant le changement d'enthalpie standard de la formation deCaCO3.
Eh bien, pour former deux moles de CaCO3 dans des conditions standard et avec tous les éléments dans leur état standard, nous avons besoin de deux moles de Ca, deux moles de C et trois moles d'O2. La question nous indique que cette réaction a un changement d'enthalpie de +105,0 kJ mol-1:
$$2Ca(s)+2C(s)+3O_2(g)\rightarrow 2CaCO_3(s)\qquad \Delta^{\circ }H=+105.0\space kJ\space mol^{-1}$$.
Cependant, par définition, les changements d'enthalpie standard de formation ne produisent qu'une seule 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 de CaCO3:
$$Ca(s)+C(s)+\frac{3}{2}O_2(g)\rightarrow CaCO_3(s)\qquad \Delta^{\circ }H=+52.5\space kJ\space mol^{-1}$$.
Les scientifiques ont calculé les enthalpies standard de formation (∆fH°) pour de nombreux composés. Tu peux les trouver sur un tableau d'enthalpie dans ton examen ; elles te seront utiles pour les calculs ultérieurs de variation d'enthalpie.
Variation standard de l'enthalpie de combustion
La variation d'enthalpie standard de combustion (∆cH°) est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance brûle complètement dans l'oxygène dans des conditions standard avec toutes les espèces dans leur état standard.
Note que toutes les réactions de combustion sont exothermiques. Cela signifie que tu ne trouveras jamais d'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 ∆cHºélevées. Cela signifie qu'ils libèrent beaucoup d'énergie lorsqu'ils sont brûlés, et qu'ils constituent donc de bons carburants. Tu peux voir une tendance claire dans les valeurs ∆cHºau sein des familles d'hydrocarbures organiques. Par exemple, l'enthalpie standard de combustion des alcanes augmente en magnitude d'environ 650 kJ mol-1 lorsque tu ajoutes un groupe -CH2 supplémentaire à la chaîne carbonée.
L'équation de l'enthalpie standard de combustion du méthane est présentée ci-dessous :
$$CH_4(g)+2O_2(g)\rightarrow CO_2(g)+H_2O(l)\qquad \Delta _cH^{\circ }=-890\space kJ\space mol^{-1}$$.
Changement d'enthalpie standard de neutralisation
La variation d'enthalpie standard de neutralisation (∆nH°) est la variation d'enthalpie lorsqu'une solution acide et une solution alcaline réagissent dans des conditions standard pour former une mole d'eau.
Comme les enthalpies standard de combustion, les enthalpies standard de neutralisation sont exothermiques, et 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 l'alcali ne sont pas à l'état standard, mais en solution - leur état est (aq).
Voici l'enthalpie standard de neutralisation pour la réaction entre HCl(aq) et NaOH(aq) :
$$HCl(aq)+NaOH(aq)\rightarrow H_2O(l)+NaCl(aq)\qquad \Delta _nH^{\circ}=-57.1\space kJ\space mol^{-1}$$.
Dans des conditions standard, toutes les réactions entre un acide fort et une base forte ont des valeurs ∆nH°similaires. Celle-ci se situe généralement entre -57 et -58 kJ mol-1. Les réactions acide 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 n'interviennent donc pas vraiment.
Cependant, les réactions acide faible-base faible ont des valeurs ∆nH°variables qui sont toujours légèrement moins exothermiques que celles de leurs parents plus forts. Cela s'explique par le 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 changements d'enthalpie, tels que 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 en apprendras beaucoup plus sur les acides et les bases, qu'ils soient forts ou faibles.
Changement d'enthalpie : Mesure et formule
Nous savons ce que sont les changements d'enthalpie. Mais comment les trouver ?
Il y a deux façons de calculer le changement d'enthalpie d'une réaction. Elles sont toutes deux associées à une certaine méthode et à une formule spécifique.
- Nous pouvons déterminer le changement d'enthalpie de manière expérimentale à l'aide de la calorimétrie.
- Nous pouvons calculer le changement d'enthalpie de manière théorique en utilisant la loi de Hess.
Pour commencer, examinons la calorimétrie.
La calorimétrie
Lacalorimétrie est une technique utilisée pour mesurer le transfert de chaleur dans une réaction chimique. C'est une façon de calculer le changement d'enthalpie.
La calorimétrie, telle que définie ci-dessus, est la première façon de mesurer le changement d'enthalpie. Son principe est simple :
- Nous effectuons 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 thermique spécifique de la solution ou du milieu environnant pour calculer la quantité d'énergie thermique libérée ou absorbée au cours de la réaction chimique.
- Nous convertissons ensuite l'énergie thermique transférée en changement d'enthalpie.
L'expérience de calorimétrie
Nous pouvons utiliser la calorimétrie pour calculer approximativement de nombreux types de changements 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 certaines d'entre elles en classe. Par exemple, tu pourrais 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 decombustion de l'éthanol. Tu peux aussi faire réagir 1,00 mol dm-3 H2SO4 avec 1,00 mol dm-3 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 changements d'enthalpie calculés à l'aide de la calorimétrie ne sont que des approximations. Même les meilleures expériences de calorimétrie comprennent 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 que tu dois prendre pour que tes résultats soient aussi reproductibles, fiables et précis que possible :
- Les changements d'enthalpie trouvés à l'aide de la calorimétrie ne sont souvent pas très précis. Cela est principalement dû à des erreurs de mesure, à des réactions incomplètes et, le plus souvent, à une 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 l'article Calorimétrie . Cet article plonge dans les différentes méthodes de calorimétrie et inclut des informations supplémentaires sur leurs limites.
Déterminer le changement d'enthalpie
Une fois que tu as réalisé ton expérience de calorimétrie, tu utilises tes données pour calculer l'énergie thermique transférée au cours de 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 réchauffé :
$$q=mc\Delta T$$$.
Ici :
- q est l'énergie transférée, en joules (J).
- m est la masse du milieu environnant, en grammes (g).
- c est la capacité thermique spécifique du milieu environnant, en joules par Kelvin ou joules par degrés Celsius (J K-1 ou J ºC-1).
- ΔT est le changement de température du milieu envir onnant, en kelvins (K) ou en degrés Celsius (ºC).
Nous pouvons mesurer le changement de température en Kelvin ou en ºC. En effet, un changement de 1 Kelvin équivaut à un changement de 1 ºC.
Nous calculons ensuite le changement 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 changement d'enthalpie que tu veux découvrir.
- Ensuite, tu utilises diverses informations, telles que le nombre de moles de chaque espèce qui a réagi et l'équation équilibrée de la réaction, pour calculer le changement d'enthalpie.
- Enfin, tu dois en déduire si la réaction était endothermique et exothermique, et donc si la variation d'enthalpie est positive ou négative. Si la réaction était exothermique, tu ajouteras un signe moins à la variation d'enthalpie.
N'oublie pas que les réactions endothermiques absorbent de l'énergie thermique. Il s'agit d'un changement d'enthalpie positif qui entraîne une diminution de la température de l'environnement. Les réactions exothermiques, en revanche, libèrent de l'énergie thermique. Il s'agit d'un changement d'enthalpie négatif qui fait augmenter la température de l'environnement.
Essaie de calculer le changement 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 ºC. Calcule le changement d'enthalpie de la réaction pour cette dissolution en kJ mol-1. La capacité thermique spécifique de l'eau est de 4,48 J g-1 K-1.
Tout d'abord, nous utilisons l'équation \(q=mc\Delta T\) pour calculer la quantité d'énergie thermique transférée au cours de la réaction. Ici, m = 48, c = 4,48 et ΔT = 14,8 :
$$\begin{align} q&=48\times 4.48\times 14.8\\ q&=3182.6\space J \end{align} $$
Changeons cela en kJ en divisant par 1000 :
$$3182.6\div 1000=3.1826\space kJ$$.
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 moles 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 :
$$3.1826\div 0.068=46.8\space kJ$$.
Cette réaction était endothermique - la température de l'environnement a diminué. Cela signifie que le changement d'enthalpie de la réaction est positif. Notre réponse finale est donc +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 le changement d'enthalpie dans Mesurer les changements d'enthalpie.
Loi de Hess
Pour certaines réactions, le calcul de la variation d'enthalpie à l'aide de la calorimétrie peut être un peu délicat. Peut-être que les quantités de réactifs que tu utilises sont tout simplement trop petites pour être mesurées avec précision. Il se peut même que tu n'aies pas tous les réactifs - tu pourrais simplement vouloir trouver le changement d'enthalpie de façon hypothétique. Heureusement, tu n'as pas besoin d'effectuer des expériences de calorimétrie chaque fois que tu veux connaître une nouvelle variation d'enthalpie. Tu peux au contraire calculer une valeur théorique en utilisant des changements d'enthalpie qui ont déjà été déterminés scientifiquement, en tirant parti de la loi de Hess.
Laloi de Hess stipule que le changement d'enthalpie d'une réaction chimique est toujours le même, quel que soit le chemin emprunté pour passer 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 :
$$A\rightarrow B\qquad \Delta H_1$$.
Cependant, nous pouvons aussi le faire en plusieurs étapes :$$\begin{align} A&\rightarrow X\qquad \Delta H_2\ X&\rightarrow Y\qquad \Delta H_3\ Y&\rightarrow B\qquad \Delta H_4\end{align}$$$.
Dans les deux cas, nous avons commencé par le même réactif (A) et terminé par le même produit (B). La seule différence réside dans le chemin emprunté pour passer de l'un à l'autre - le premier chemin nous mène directement de A à B, tandis que le second nous fait passer par des intermédiaires. La loi de Hess nous dit que les changements d'enthalpie de ces deux itinéraires sont les mêmes. Par conséquent, nous pouvons trouver le changement d'enthalpie du premier itinéraire en additionnant tous les changements d'enthalpie du deuxième itinéraire :
$$\Delta H_1=\Delta H_2+\Delta H_3+\Delta H_4$$$.
Rends-toi sur le site de la loi de Hess pour obtenir une explication complète de cette idée, y compris des exemples pratiques pour de nombreux types de changements d'enthalpie.
Changements d'enthalpie - Principaux points à retenir
- L'enthalpie (H ) 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.
- Lechangement d'enthalpie (∆H) est la quantité d'énergie thermique transférée au cours 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.
- Lesréactions endothermiques absorbent de l'énergie thermique. Elles ont un changement d'enthalpie positif et diminuent la température de l'environnement.
- Lesréactions exothermiques libèrent de l'énergie. Elles ont un changement d'enthalpie négatif et augmentent la température de l'environnement.
- Nous pouvons utiliser les diagrammes d'enthalpie et les voies de réaction pour montrer le changement d'enthalpie d'une réaction. Ces diagrammes montrent les niveaux d'enthalpie relatifs des réactifs et des produits.
- Les changements d'enthalpie standard (ΔH°) sont des changements d'enthalpie mesurés dans des conditions standard et avec toutes les espèces dans leurs états standard.
- Lesconditions standard sont définies comme une température de 25ºC ou 298K, une pression de 1 bar ou 100kPa, et une concentration de 1,00 mol dm-3.
- L'étatstandard est l'état physique d'une espèce dans des conditions standard.
- Nous pouvons calculer les variations d'enthalpie à l'aide d'expériences de calorimétrie et de la loi de Hess.
- Lacalorimétrie 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 \(q=mc\Delta T\), puis nous utilisons cette valeur pour calculer le changement d'enthalpie.
- Laloi de Hess stipuleque le changement 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 scientifiquement vérifiées que nous connaissons pour calculer les variations d'enthalpie que nous ne connaissons pas.
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