le chaleur de réaction ou Enthalpie de réaction (ΔH) est le changement d'enthalpie d'une réaction chimique qui se produit à pression constante. C'est une unité de mesure thermodynamique utile pour calculer la quantité d'énergie par mole qui est 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 une fonction d'état..
ΔH, ou le changement d'enthalpie est apparu comme une unité de mesure destinée à calculer le changement d'énergie d'un système lorsqu'il devenait trop difficile de trouver le ΔU, ou le changement de l'énergie interne d'un système, mesurant simultanément la quantité de chaleur et le travail interchangés..
Étant donné une pression constante, le changement d'enthalpie est égal à la chaleur et peut être mesuré comme ΔH = q.
La notation ΔHº ou ΔHºr se pose alors 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 des valeurs positives et négatives. Les unités pour ΔHº sont des kiloJoules par mole, ou kj / mol.
Δ = représente le changement d'enthalpie (enthalpie des produits moins enthalpie des réactifs).
Une valeur positive indique que les produits ont une enthalpie plus élevée, ou qu'il s'agit d'une réaction endothermique (la chaleur est nécessaire).
Une valeur négative indique que les réactifs ont une enthalpie plus élevée, ou qu'il s'agit d'une réaction exothermique (de 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 ce qui est la même 1 atmosphère (105 Pa) et une température de 25 ° C, ou ce qui est la même 298 K.
Le ΔHºr est la chaleur standard de réaction ou l'enthalpie standard d'une réaction, et en tant que ΔH, elle 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.
La chaleur standard de formation, ΔHFº, 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 de 1 bar de ses éléments dans leurs 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 gazeux) à 25 degrés Celsius et 1 bar.
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 Odeux, 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 à partir de ses éléments dans leurs états standard dans des conditions standard.
La chaleur de formation standard est également appelée enthalpie de formation standard (bien qu'il s'agisse en fait d'un changement d'enthalpie).
Par définition, la formation d'un élément en lui-même ne produirait aucun changement d'enthalpie, de sorte que la chaleur de réaction standard pour tous les éléments est nulle (Cai, 2014).
L'enthalpie peut être mesurée expérimentalement à l'aide d'un calorimètre. Un calorimètre est un instrument dans lequel un échantillon est mis à réagir à travers des câbles électriques qui fournissent l'énergie d'activation. L'échantillon est dans un récipient entouré d'eau qui est constamment agitée.
En mesurant avec a le changement de température qui se produit lorsque l'échantillon réagit, et en connaissant la chaleur spécifique de l'eau et sa masse, la chaleur dégagée ou absorbée par la réaction est calculée à l'aide de l'équation q = Cesp x m x ΔT.
Dans cette équation q est la chaleur, Cesp est la chaleur spécifique dans ce cas de l'eau qui est égale à 1 calorie par gramme, m est la masse d'eau et ΔT est le changement de température.
Le calorimètre est un système isolé qui a une pression constante, donc ΔHr= q
Le changement d'enthalpie ne dépend pas de la voie particulière d'une réaction, mais uniquement du niveau d'énergie global des produits et des réactifs. L'enthalpie est fonction de l'état, et en tant que telle, elle est additive.
Pour calculer l'enthalpie standard d'une réaction, on peut additionner les enthalpies standard de formation des réactifs et la soustraire de la somme des enthalpies standard de formation des produits (Boundless, S.F.). Dit mathématiquement, cela nous donne:
ΔHr° = Σ ΔHFº (produits) - Σ ΔHFº (réactifs).
Les enthalpies des réactions sont généralement calculées à partir des enthalpies de formation de réactifs dans des conditions normales (pression de 1 bar et température de 25 degrés Celsius).
Pour expliquer ce principe de thermodynamique, nous allons calculer l'enthalpie de la réaction de combustion du méthane (CH4) selon la formule:
CH4 (g) + 2Odeux (g) → COdeux (g) + 2HdeuxO (g)
Pour calculer l'enthalpie standard de la réaction, nous devons trouver les enthalpies standard de formation pour chacun des réactifs et produits impliqués dans la réaction..
Ceux-ci se trouvent généralement dans une annexe ou dans divers tableaux en ligne. Pour cette réaction, les données dont nous avons besoin sont:
HFº CH4 (g) = -75 kjoul / mol.
HFº Odeux (g) = 0 kjoul / mol.
HFº COdeux (g) = -394 kjoul / mol.
HFº HdeuxO (g) = -284 kjoul / mol.
Notez que comme il est dans son état standard, l'enthalpie de formation standard pour l'oxygène gazeux est de 0 kJ / mol.
Nous résumons ici nos enthalpies standard de formation. Notez que comme les unités sont en kJ / mol, nous devons multiplier par les coefficients stoechiométriques dans l'équation de réaction équilibrée (Leaf Group Ltd, S.F.).
Σ ΔHFº (produits) = ΔHFº COdeux +2 ΔHFº HdeuxOU ALORS
Σ ΔHFº (produits) = -1 (394 kjoul / mol) -2 (284 kjoul / mol) = -962 kjoul / mol
Σ ΔHFº (réactifs) = ΔHFº CH4 + ΔHFº Odeux
Σ ΔHFº (réactifs) = -75 kjoul / mol + 2 (0 kjoul / mol) = -75 kjoul / mol
Maintenant, nous pouvons trouver l'enthalpie standard de la réaction:
ΔHr° = Σ ΔHFº (produits) - Σ ΔHFº (réactifs) = (- 962) - (- 75) =
ΔHr° = - 887 kJ / mol.
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