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Pendant l'hiver, il est courant que les gens utilisent des chauffe-mains liquides pour éviter les engelures. Lorsque tu plies le chauffe-main, une réaction chimique se produit et produit de la chaleur. Comme toutes les réactions, cet échange de chaleur est lié à l'énergie des produits et des réactifs.
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Équipe enseignants Réaction d'enthalpie
Dans cet article, nous allons parler de l' enthalpie de réaction, qui quantifie cet échange de chaleur.
Avant de définir l'enthalpie de réaction, nous devons d'abord nous pencher sur la définition de l'enthalpie.
L'enthalpie est le contenu thermique total d'un système. La définition de la formule est l'énergie interne plus le produit de la pression et du volume : $$H=U+PV\,\,\text{où : H est l'enthalpie, U l'énergie interne, P la pression et V le volume}$$.
L'enthalpie de réaction (ΔHrxn) est le changement d'enthalpie dû à une réaction chimique. La formule générale est la suivante : $$\Delta H_{rxn}=H_{final}-H_{inital}=q\,\,\text{ ; où q est la chaleur}$$.
Si ΔHrxn > 0 , la réaction est endothermique (le système tire de la chaleur de son environnement).
Si ΔHrxn < 0 , la réaction est exothermique (le système libère de la chaleur dans son environnement).
Voici un schéma qui montre la différence entre ces deux types de réaction :
Les réactions endothermiques absorbent de la chaleur, tandis que les réactions exothermiques libèrent de la chaleur. StudySmarter Original.
Il arrive également que nous désignions le changement d'enthalpie par un autre terme que ΔHrxn en fonction du type de réaction qui se produit. Ce sont :
L'enthalpie de réaction peut être reliée à l' énergie d'activation, qui est l'énergie nécessaire pour qu'une réaction se produise. Les réactions avec un changement d'enthalpie négatif auront une énergie d'activation plus petite que celles avec des changements d'enthalpie positifs. L'énergie d'activation est égale au changement d'enthalpie entre les réactifs et le complexe activé, qui est l'"intermédiaire" entre les réactifs et les produits.
Il y a quelques "règles" à suivre lorsqu'on étudie le changement d'enthalpie.
Premièrement : lorsqu'une réaction/un processus est inversé, le signe de l'enthalpie de réaction change. Par exemple, lorsque la glace fond, la réaction a un changement d'enthalpie positif (elle absorbe de la chaleur pour fondre). Cependant, lorsque l'eau gèle, le changement d'enthalpie est négatif puisqu'elle libère de la chaleur (c'est-à-dire qu'elle se refroidit).
Deuxièmement : l'enthalpie est proportionnelle à la quantité de réactifs. Lorsque tu cherches des valeurs d'enthalpie pour des réactions, on suppose que c'est pour 1 mole de réactifs. Ainsi, si tu voulais connaître le ΔHrxn pour 3 moles de réactifs, alors tu multiplierais la valeur donnée par trois.
Lorsque nous calculons l'enthalpie d'une réaction, nous utilisons l'enthalpie standard de formation.
L 'enthalpie standard deformation (ΔHf°) est la variation d'enthalpie pour la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments. Ces éléments sont dans leur état standard, qui est la forme la plus stable de l'élément à 1 atm et 298 K. Voici un exemple : $$C_{(s)}+O_{2\,(g)}\rightarrow CO_{2\,(g)}\,\,\,\NDelta H_f^\circ =-393.5 \frac{kJ}{mol}$$.
Voici un tableau de quelques enthalpies de formation standard courantes :
| Composé | ΔH°f (kJ/mol) |
| CO(g) | -393.5 |
| H2O(g) | -241.8 |
| H2O(l) | -285.8 |
| NaCl(s) | -411.0 |
| NH3(g) | -46.2 |
| NO2(g) | 33.9 |
L'enthalpie standard dépend de l'état (ex : solide/liquide/gaz) de la molécule. Comme tu le verras ci-dessus, l'enthalpie standard de l'eau à l'état liquide et à l'état gazeux est différente. De plus, le ΔHf°de n'importe quel élément est égal à 0. Cela s'explique par le fait qu'il ne faut aucune énergie pour former un composé naturel (c'est-à-dire qu'il n'y a pas de réaction).
Lorsque nous calculons l'enthalpie de réaction à l'aide des enthalpies standard, il s'agit alors de l'enthalpie de réaction standard.
Maintenant que nous avons une compréhension de base de l'enthalpie de réaction, apprenons à la calculer.
Lorsque nous calculons ΔHrxn, nous utilisons la formule suivante : $$\Delta H_{rxn}=\sum m\Delta H_{f\,(produits)}^\circ- \sum n\Delta H_{f\,(réactifs)}^\circ$$.
où m, n sont les quantités molaires des produits et des réactifs, respectivement.
Cependant, si nous calculons la variation d'enthalpie nette pour une série de réactions, nous utiliserons la loi de Hess .
Laloi de Hess stipule que l'enthalpie nette d'une réaction globale est égale à la somme des enthalpies de ses étapes. La formule est la suivante : $$\Delta H_{net}=\sum \Delta H_{rxn}$$.
Maintenant que nous connaissons nos formules, faisons quelques calculs !
Quelle est la valeur de ΔHrxn pour la combustion du méthane (C3H8) compte tenu des données thermodynamiques suivantes :
$$C_3H_{8\,(g)}+5O_{2\,(g)}\rightarrow 3CO_{2\,(g)}+4H_2O_{(g)}$$
| Composé | ΔH°f (kJ/mol) |
C3H8 | -103.8 |
| O2 | 0 |
| CO2 | -393.5 |
| H2O | -241.8 |
Notre première étape consiste à ajuster les valeurs d'enthalpie pour qu'elles correspondent aux quantités de réactifs/produits spécifiées dans la réaction :
\(-393.5\frac{kJ}{mol}*3=-1,180.5\frac{kJ}{mol}\,CO_2\)
\(-241.8\frac{kJ}{mol}*4=-967.2\frac{kJ}{mol}\,H_2O\)
Nous pouvons maintenant résoudre le problème de ΔHrxn:
\(\Delta H_{rxn}=\sum \Delta H_{f\N,produits}^\circ-\sum \Delta H_{f\N,réactifs}^\circ\N)
\(\Delta H_{rxn}=(\Delta H_{f\,(CO_2)}^\circ+\Delta H_{f\,(H_2O)}^\circ)-(\Delta H_{f\,(C_3H_8)}^\circ+\Delta H_{f\,(O_2)}^\circ)\N- \Delta H_{f\,(C_3H_8)}^\circ)\N- \N- \Delta H_{f\,(O_2)}^\circ)
\(\Delta H_{rxn}=(-1,180.5\frac{kJ}{mol}-967.2\frac{kJ}{mol})-(-103.8\frac{kJ}{mol}+0)\)
\(\Delta H_{rxn}=-2,147.7\frac{kJ}{mol}+103.8\frac{kJ}{mol}\)
\(\Delta H_{rxn}=-2,043.9\frac{kJ}{mol}\)
Prenons un autre exemple :
$$3Ca(OH)_{2\,(aq)}+2H_3PO_{4\,(aq)}\rightarrow Ca_3(PO_4)_{2\,(s)}+6H_2O_{(l)}$$
Quel est le ΔHrxn pour la réaction ci-dessus étant donné les données thermodynamiques suivantes :
| Composé | ΔH°f (kJ/mol) |
| Ca(OH)2(s) | -986.1 |
| Ca(OH)2(aq) | -1002.8 |
| H3PO4 (aq) | -113.7 |
| Ca3PO4(s) | -4120.8 |
| H2O (l) | -285.8 |
| H2O (g) | -241.8 |
Comme précédemment, nous devons ajuster les valeurs d'enthalpie pour qu'elles correspondent aux quantités molaires données dans l'équation chimique. Tu remarqueras qu'il y a deux valeurs de ΔH°f pour Ca(OH)2 etH2O. Tu dois toujours faire attention aux états de tes molécules lorsque tu cherches des données thermodynamiques, car ΔH°fdépend de l'état.
\(-1002.8\frac{kJ}{mol}*3=-3008.4\frac{kJ}{mol}\,Ca(OH)_2\)
\(-113.7\frac{kJ}{mol}*2=-227.4\frac{kJ}{mol}\,H_3PO_4\)
\(-285.8\frac{kJ}{mol}*6=-1,714.8\frac{kJ}{mol}H_2O\)
Nous pouvons maintenant résoudre le problème de ΔHrxn:
\(\Delta H_{rxn}=\sum \Delta H_{f\,produits}^\circ-\sum \Delta H_{f\,réactifs}^\circ \)
\(\Delta H_{rxn}=(\Delta H_{f\,(H_2O)}^\circ+\Delta H_{f\,(Ca_3PO_4)}^\circ)-(\Delta H_{f\,(Ca(OH)_2)}^\circ+\Delta H_{f\,(H_3PO_4)}^\circ)\N- \Delta H_{f\,(Ca_3PO_4)} \N- \N- \Delta H_{f\,(Ca_3PO_4)}^\circ)
\(\Delta H_{rxn}=(-1,714.8\frac{kJ}{mol}-4120.8\frac{kJ}{mol})-(-3008.4\frac{kJ}{mol}-227.4\frac{kJ}{mol})\)
\(\Delta H_{rxn}=-5,835.6\frac{kJ}{mol}+3235.8\frac{kJ}{mol}\)
\(\Delta H_{rxn}=-2,599.8\frac{kJ}{mol}\)
Enfin, nous allons parcourir un exemple d'utilisation de la loi de Hess pour calculer ΔHrxn.
Calcule le ΔHrxn de la réaction suivante en utilisant la liste de réactions ci-dessous :
$$2N_{2\,(g)}+5O_{2\,(g)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}$$ $$H_{2\,(g)}+1/2O_{2\,(g)}\rightarrow H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_f^\circ=-285.8\frac{kJ}{mol}$$ $$N_2O_{5\,(g)}+H_2O_{(l)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-76.6\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Notre objectif ici est d'arranger ces trois équations de façon à ce qu'elles s'additionnent pour former l'équation supérieure. Chaque action que nous faisons sur une équation, nous devons également la faire sur sa valeur enthalpique.
Pour notre première étape, nous allons inverser la deuxième équation et la multiplier par 2, afin d'avoir 2N2O5(g ) du côté droit. Cela signifie que nous devons multiplier la valeur de l'enthalpie par -2 (le négatif est dû à l'inversion). Notre nouveau tableau ressemble donc à ceci : $$H_{2\,(g)}+1/2O_{2\,(g)}\rightarrow H_2O_{(l)}\\N,\N,\NDelta H_f^\circ=-285.8\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=(-76.6\frac{kJ}{mol}*-2)=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Pour notre prochaine étape, nous allons inverser l'équation du haut et la multiplier par 2, afin que les molécules deH2Os'annulent, puisqu'il n'y en a pas dans l'équation principale. (Si une espèce se trouve à la fois du côté du réactif et du côté du produit, elle s'annulera). $$2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_{2\,(g)}+O_{2\,(g)}\,\,\Delta H_f^\circ=(-285.8\frac{kJ}{mol}*-2)=571.6\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$N_{2\,(g)}+3O_{2\,(g)}+H_{2\,(g)}\rightarrow 2HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=-348.2\frac{kJ}{mol}$$
Ensuite, nous allons multiplier l'équation du bas par 2, et ce pour plusieurs raisons : 1) pour avoir 2 molécules de N2 à gauche comme dans la réaction principale 2) pour annuler les molécules deH2 et de HNO3 et 3) pour annuler 1 mole de O2 afin d'avoir 5O2 à gauche comme dans l'équation principale. $$2H_2O_{(l)}\rightarrow 2H_{2\,(g)}+O_{2\,(g)}\,\,\Delta H_f^\circ=571.6\frac{kJ}{mol}$$ $$4HNO_{3\,(l)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}+2H_2O_{(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=153.2\frac{kJ}{mol}$$ $$2N_{2\,(g)}+6O_{2\,(g)}+2H_{2\,(g)}\rightarrow 4HNO_{3\,(l)}\,\,\Delta H_{rxn}=(-348.2\frac{kJ}{mol}*2)=-696.4\frac{kJ}{mol}$$
Enfin, nous additionnons les trois enthalpies de réaction pour obtenir l'enthalpie nette de réaction : $$2N_{2\,(g)}+5O_{2\,(g)}\rightarrow 2N_2O_{5\,(g)}\,\,\NDelta H_{rxn}=(571.6\frac{kJ}{mol}+153.2\frac{kJ}{mol}-696.4\frac{kJ}{mol})=28.4\frac{kJ}{mol}$$
La principale chose à retenir lorsqu'on utilise la loi de Hess est de modifier la valeur de l'enthalpie d'une réaction pour qu'elle corresponde aux changements apportés à l'équation chimique, quels qu'ils soient.
Si ΔHrxn <0, la réaction est exothermique (le système libère de la chaleur dans son environnement).
L 'enthalpie standard deformation (ΔHf°) est la variation d'enthalpie pour la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments. Ces éléments sont dans leur état standard, qui est la forme la plus stable de l'élément à 1 atm et 298 K.
Lorsque nous calculons If ΔHrxn, nous utilisons cette formule : $$\Delta H_{rxn}=\sum mH_{f\,(produits)}^\circ- \sum nH_{f\,(réactifs)}^\circ$$.
Laloi de Hess stipule que l'enthalpie nette d'une réaction globale est égale à la somme des enthalpies de ses étapes. La formule est la suivante : $$\Delta H_{net}=\sum \Delta H_{rxn}$$.
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