Quelle est la chaleur de réaction?

Le chaleur de réaction ou enthalpie de réaction (ΔH) est la modification de l'enthalpie d'une réaction chimique qui se produit à une pression constante (Anne Marie Helmenstine, 2014).

C'est une unité de mesure thermodynamique utile pour calculer la quantité d'énergie par mole libérée ou produite dans une réaction.

Puisque l'enthalpie est dérivée de la pression, du volume et de l'énergie interne, qui sont toutes des fonctions d'état, l'enthalpie est également fonction de l'état (Rachel Martin, 2014).

ΔH, ou le changement d'enthalpie est apparu comme une unité de mesure pour calculer le changement d'énergie d'un système lorsqu'il est devenu trop difficile de trouver le ΔU, ou de modifier l'énergie interne d'un système, en mesurant simultanément la quantité de chaleur et de travail échangé

Compte tenu d'une pression constante, le changement d'enthalpie est égal à la chaleur et peut être mesuré comme ΔH = q.

La notation ΔHº ou ΔHº_r Il apparaît ensuite pour expliquer la température et la pression précises de la chaleur de réaction ΔH.

L'enthalpie standard de réaction est symbolisée par ΔHº ou ΔHºrxn et peut prendre à la fois des valeurs positives et négatives. Les unités pour ΔHº sont les kilojoules par mole, ou kj / mol.

Concept précédent pour comprendre la chaleur de réaction: différences entre ΔH et ΔHº_r.

Δ = représente l'évolution de l'enthalpie (enthalpie des produits moins l'enthalpie des réactifs).

Une valeur positive indique que les produits ont une enthalpie plus élevée ou qu'il s'agit d'une réaction endothermique (chaleur requise).

Une valeur négative indique que les réactifs ont une enthalpie supérieure ou qu'il s'agit d'une réaction exothermique (la chaleur est produite).

º = signifie que la réaction est un changement d'enthalpie standard et se produit à une pression / température prédéfinie.

r = indique que ce changement est l'enthalpie de la réaction.

L’état standard: l’état standard d’un solide ou d’un liquide est la substance pure à une pression de 1 bar ou à la même température (105 Pa) et à une température de 25 ° C, ou à la même température 298 K .

Le ΔHº_r est la chaleur de réaction standard ou l'enthalpie standard d'une réaction, et comme ΔH mesure également l'enthalpie d'une réaction. Cependant, ΔHºrxn a lieu dans des conditions "standard", ce qui signifie que la réaction a lieu à 25 ° C et 1 atm.

L'avantage d'une mesure de ΔH dans des conditions standard réside dans la possibilité de relier une valeur de ΔHº à une autre, puisqu'elles se produisent dans les mêmes conditions (Clark, 2013).

Chaleur d'entraînement

La chaleur de formation standard, ΔH_fº, d'un produit chimique est la quantité de chaleur absorbée ou libérée par la formation de 1 mole de ce produit chimique à 25 degrés Celsius et 1 bar de ses éléments dans ses états standard.

Un élément est dans son état standard s'il est dans sa forme la plus stable et son état physique (solide, liquide ou gaz) à 25 degrés Celsius et 1 bar (Jonathan Nguyen, 2017).

Par exemple, la chaleur de formation standard pour le dioxyde de carbone implique l'oxygène et le carbone comme réactifs.

L'oxygène est plus stable que les molécules de gaz OU₂, tandis que le carbone est plus stable que le graphite solide. (Le graphite est plus stable que le diamant dans des conditions standard.)

Pour exprimer la définition d'une autre manière, la chaleur de formation standard est un type spécial de chaleur de réaction standard.

La réaction est la formation de 1 mole d'un produit chimique de ses éléments dans leurs états standard dans des conditions standard.

La chaleur standard de la formation est aussi appelée l'enthalpie standard de la formation (bien que ce soit vraiment un changement d'enthalpie).

Par définition, la formation d'un élément de lui-même ne produirait aucun changement d'enthalpie, de sorte que la chaleur de réaction standard pour tous les éléments est zéro (Cai, 2014).

Calcul de l'enthalpie de réaction

1- Calcul expérimental

L'enthalpie peut être mesurée expérimentalement à l'aide d'un calorimètre. Un calorimètre est un instrument dans lequel un échantillon réagit par des câbles électriques fournissant l'énergie d'activation. L'échantillon se trouve dans un récipient entouré d'eau qui est constamment agité.

En mesurant avec un changement de température qui se produit lorsque l'échantillon réagit et en connaissant la chaleur spécifique de l'eau et sa masse, la chaleur libérée ou absorbée par la réaction est calculée au moyen de l'équation q = Cesp x m x ΔT.

Dans cette équation q est la chaleur, Cesp est la chaleur spécifique dans ce cas d'eau égale à 1 calorie par gramme, m est la masse d'eau et ΔT est la variation de température.

Le calorimètre est un système isolé qui a une pression constante, donc ΔH_r= q

2- Calcul théorique

Le changement enthalpie ne dépend pas de la voie particulière d'une réaction, mais seulement le niveau global d'énergie des produits et réactifs. L'enthalpie est une fonction de l'état et, en tant que telle, elle est additive.

Pour calculer l'enthalpie standard de réaction, on peut ajouter les enthalpies standard de formation des réactifs et en soustrayant la somme des enthalpies standard de formation des produits (Boundless, S.F.). Dit mathématiquement, cela nous donne:

ΔH_r° = Σ ΔH_fº (produits) - Σ ΔH_fº (réactifs).

les réactions des enthalpies sont généralement calculées à partir des enthalpies de formation réactif dans des conditions normales (1 bar et une température de 25 degrés Celsius).

Pour expliquer ce principe de thermodynamique, nous calculerons l’enthalpie de la réaction pour la combustion du méthane (CH₄) selon la formule:

CH₄ (g) + 2O₂ (g) → CO₂ (g) + 2H₂O (g)

Pour calculer l'enthalpie standard de réaction, nous devons examiner enthalpies standard de formation pour chacun des réactifs et des produits impliqués dans la réaction.

Celles-ci se trouvent généralement dans une annexe ou dans plusieurs tables en ligne. Pour cette réaction, les données dont nous avons besoin sont les suivantes:

H_fCH₄ (g) = -75 kjoul / mol.

H_fº O₂ (g) = 0 kjoul / mol.

H_fCO₂ (g) = -394 kjoul / mol.

H_fº H₂O (g) = -284 kjoul / mol.

Notez que comme il est dans son état standard, l'enthalpie standard de formation pour l'oxygène gazeux est de 0 kJ / mol.

Ensuite, nous résumons nos enthalpies d’entraînement standard. Notez que parce que les unités sont en kJ / mol, il faut multiplier par les coefficients stœchiométriques dans l'équation réaction équilibrée (Feuille Group Ltd, S.F.).

Σ ΔH_fº (produits) = ΔH_fCO₂ +2 ΔH_fº H₂O

Σ ΔH_fº (produits) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol

Σ ΔH_fº (réactifs) = ΔH_fCH₄ + ΔH_fº O₂

Σ ΔH_fº (réactifs) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol

Maintenant, nous pouvons trouver l'enthalpie standard de la réaction:

ΔH_r° = Σ ΔH_fº (produits) - Σ ΔH_fº (réactifs) = (- 962) - (- 75) =

ΔH_r° = - 887 kJ / mol.

Références

1. Anne Marie Helmenstine. (2014, 11 juin). Enthalpie de la définition de la réaction. Récupéré de thoughtco: thoughtco.com.
2. (S.F.). Enthalpie standard de réaction. Récupéré depuis sans limites: boundless.com.
3. Cai, E. (2014, 11 mars). chaleur standard de formation. Récupéré par un statisticien chimique: chemicalstatistician.wordpress.com.
4. Clark, J. (2013, mai). Diverses définitions de changement d'enthalpie. Récupéré de chemguide.co.uk: chemguide.co.uk
5. Jonathan Nguyen, G. L. (2017, 9 février). Enthalpie standard de formation. Extrait de chem.libretexts.org: chem.libretexts.org.
6. Leaf Group Ltd. (S.F.). Comment calculer les enthalpies de réaction. Récupéré de sciencing: sciencing.com.
7. Rachel Martin, E. Y. (2014, 7 mai). Chaleur de réaction. Extrait de chem.libretexts.org: chem.libretexts.org.