Qu'est ce que l'enthalpie?



Le enthalpie est la mesure de la quantité d'énergie contenue dans un corps (système) qui a un volume, est sous pression et peut être interchangée avec son environnement. Il est représenté par la lettre H. L'unité physique qui lui est associée est le juillet (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 à la fois U et P et V sont des fonctions d'état, H le sera aussi. En effet, les conditions finales et initiales de la variable à étudier dans le système peuvent être données à un moment donné.

Index

  • 1 Qu'est-ce que l'enthalpie de formation?
    • 1.1 Exemple
    • 1.2 Réactions exothermiques et endothermiques
  • 2 exercices pour calculer l'enthalpie
    • 2.1 Exercice 1
    • 2.2 Exercice 2
    • 2.3 Exercice 3
  • 3 références

Quelle est l'enthalpie de la formation?

C'est la chaleur absorbée ou libérée par un système lorsque 1 mole d'un produit d'une substance est produite à partir de ses éléments dans leur état d'agrégation normal; solide, liquide, gazeux, dissolution ou dans son état allotropique plus stable.

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

Il est noté ΔH ° f. De cette manière:

ΔH ° f = H finale - H initiale

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 les conditions en exposant ou standard.

Exemple

Considérant 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.

Fait important, les enthalpies de formation sont tels que définis pour 1 mole du composé produit, de sorte que la réaction doit être ajustée si possible avec des coefficients fractionnaires, comme le montre l'exemple ci-dessus.

Réactions exothermiques et endothermiques

Dans un procédé chimique, l'enthalpie de formation peut être positif ΔHof> 0 si la réaction est endothermique, à savoir la chaleur d'absorption moyenne ou ΔHof négatif <0 si la réaction est exothermique avec dégagement de chaleur à partir du système.

Réaction exothermique

Les réactifs ont plus d'énergie 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. 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, appelé état d'agrégation.

Il faut également garder à l'esprit que les substances pures ont une enthalpie de formation de zéro aux conditions standard et sous leur forme la plus stable.

Dans un système chimique où il existe des réactifs et des produits, l'enthalpie de réaction est égale à l'enthalpie de formation dans les conditions normales.

ΔH ° rxn = ΔH ° f

En tenant compte de ce qui précède, nous devons:

ΔH ° rxn = ivnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

Étant donné 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 (aH ° fA + bAH ° fB)

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

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

AH ° rxn = 2 mol (-30KJ / mole) - (2 mol (300kJ / mol à 1 mol + (-100KJ / mol) = -60KJ - (600KJ - 100 kJ) = -560KJ

ΔH ° rxn = -560KJ.

Correspond alors à une réaction exothermique.

Valeurs d'enthalpie de formation de certains composés chimiques inorganiques et organiques à 25 ° C et 1 atm de pression

Exercices pour calculer l'enthalpie

Exercice 1

Trouver l'enthalpie de réaction de 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 = ivnproductos Hivectivos Σnreactivos Hreactivos

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

Le tableau de la section précédente montre que l'enthalpie de formation de l'oxygène est de 0 KJ / mol, car l'oxygène est un composé pur.

ΔH ° rxn = 2 mol (33,18 KJ / mol) - (2 mol 90,25 KJ / mol + 1 mol 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 deviennent des produits est la même si elle est réalisée en une ou plusieurs étapes".

Exercice 2

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

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

Ou cela peut aussi se produire en deux étapes:

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

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

En ajoutant algébriquement les deux équations, nous avons:

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

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

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

Exercice 3

(Extrait de quimitube.com Exercice 26. La loi de thermodynamique de Hess)

Calcul de l'enthalpie de l'oxydation de l'éthanol pour donner le produit d'acide acétique et de l'eau, sachant que, dans la combustion de 10 g d'éthanol sont libérés 300 kJ d'énergie et de la combustion de 10 g d'acide acétique sont libérés 140 kJ d'énergie.

Comme vous pouvez le voir dans l'énoncé du problème, seules les 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 car le problème indique qu'il y a une libération d'énergie. Vous devez également considérer qu'il s'agit de 10 grammes d'éthanol, vous devez donc calculer l'énergie pour chaque mole d'éthanol. Pour cela, les actions suivantes sont effectuées:

Le poids molaire de l'éthanol (somme des poids atomiques), valeur égale à 46 g / mol, est recherché.

AH1 = -300 KJ (46 g) éthanol = - 1380 KJ / mol

10 g d'éthanol 1 mole d'éthanol

La même chose est faite pour l'acide acétique:

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

AH2 = -140 KJ (60 g d'acide acétique) = - 840 KJ / mol

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

Dans les réactions ci-dessus combustions de l'éthanol et l'acide acétique sont décrits, il est donc nécessaire d'écrire le problème de la formule est l'oxydation de l'éthanol pour la production d'eau de l'acide acétique.

C'est la réaction qui demande le problème. Il est déjà équilibré.

CH3CH2OH (l) + 02 (g) CH3COOH (l) + H20 (l) AH3 =?

Application de la loi de Hess

Pour ce faire, nous multiplions les équations thermodynamiques par un coefficient numérique pour les rendre algébriques et pour organiser correctement chaque équation. Ceci est fait quand 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 des réactifs, comme l'indique l'équation du problème.

La deuxième équation est nécessaire pour le multiplier par le coefficient -1 de telle manière que l’acide acétique aussi 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 sont ajoutés algébriquement et c'est le résultat: l'équation demandée dans le problème.

CH3CH3OH (l) + 02 (g) CH3COOH (l) + H20 (l)

Déterminer l'enthalpie de la réaction.

De même que chaque réaction multipliée par le coefficient numérique, la valeur des enthalpies doit aussi être multipliée

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

ΔH3 = -1380 + 840 = - 540 KJ / mol

AH3 = - 540 KJ / mol.

Dans l'exercice précédent, l'éthanol présente 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 didactique Lima: Université catholique pontificale du Pérou.
  2. Chimie Libretexts. Thermochimie Tiré de hem.libretexts.org.
  3. Levine, I. Physicochimie. vol.2.