Enthalpie de réaction

Enthalpie de réaction

La thermodynamique est l’étude de l’énergie thermique et d’autres types d’énergie, comme le travail. Les lois de la thermodynamique sont utilisées dans tous les domaines scientifiques connus et ont des applications allant de la biologie à la physique.

Trois lois de la thermodynamique

Il existe trois lois principales de la thermodynamique qui décrivent les interactions qui se produisent dans l’univers, quelle que soit l’échelle.

La première est la loi de conservation de l’énergie, qui décrit que l’énergie totale d’un système isolé est constante. L’énergie peut être transférée d’une forme d’énergie à une autre, mais elle ne peut jamais être créée ou détruite. Par exemple, l’énergie thermique peut être transformée en travail.

La deuxième loi de la thermodynamique est la loi de l’augmentation de l’entropie. L’entropie est une propriété thermodynamique qui est liée aux configurations microscopiques possibles du système. L’entropie décrit le désordre du système thermodynamique. La deuxième loi stipule que la somme des entropies dans un système thermodynamique isolé doit toujours augmenter parce que les systèmes tendent vers plus de désordre plutôt que moins. Par conséquent, les systèmes thermodynamiques ne peuvent jamais diminuer en entropie, ce qui suggérerait un changement de désordonné à ordonné, car cela violerait cette loi fondamentale de l’entropie.

Enfin, la troisième loi de la thermodynamique est la loi du zéro absolu. Cette loi stipule que l’entropie d’un système s’approche d’une valeur constante lorsque le système se rapproche de la température du zéro absolu. Le zéro absolu est une température théorique où le mouvement de toute la matière s’arrête, et elle est définie comme 0 degré Kelvin.

enthalpie

En physique et en chimie, il existe deux types de fonctions : les fonctions d’état et les fonctions de chemin. Les fonctions de chemin d’accès dépendent de la transition qu’un système subit de l’état initial à l’état final. Les fonctions de chemin les plus courantes sont la chaleur (Q) et le travail (W).

Les fonctions d’état sont indépendantes du chemin et reposent sur l’état d’équilibre actuel du système. Les fonctions d’état comprennent la pression, la température, le volume, l’enthalpie et l’entropie.

L’enthalpie, H, est une propriété thermodynamique qui décrit la chaleur perdue ou gagnée dans un système. La variation d’enthalpie, ΔH, est égale à la somme de la variation de l’énergie interne, ΔU, plus le produit de la pression constante, P, et de la variation de volume, ΔV.

ΔH = ΔU + PΔV

Au cours d’une réaction chimique, de l’énergie est gagnée ou libérée. L’enthalpie étant une fonction d’état, la variation d’enthalpie au cours d’une réaction chimique dépend uniquement de la différence entre les enthalpies finale et initiale.

ΔH = H_final - H_initial

L’enthalpie initiale représente l’enthalpie des réactifs, tandis que l’enthalpie finale représente l’enthalpie des produits. Ainsi, la variation d’enthalpie d’une réaction peut être décrite par l’équation suivante :

ΔH_rxn =_Produits H -_Réactifs H

Lorsque l’enthalpie des produits est supérieure à l’enthalpie des réactifs, ΔH est positif, ce qui indique que la réaction absorbe la chaleur et est endothermique. Lorsque l’enthalpie des réactifs est supérieure à l’enthalpie des produits, ΔH est négatif et la réaction dégage de la chaleur et est exothermique. Si les valeurs ΔH sont connues pour une réaction, la réaction inverse est la valeur négative de ce ΔH. Une réaction exothermique directe deviendrait une réaction inverse endothermique, par exemple.

Certaines réactions se produisent en plusieurs étapes, et chacune a sa propre enthalpie de réaction. Selon la loi de Hess, nous pouvons déterminer l’enthalpie globale de réaction en ajoutant l’enthalpie de réaction pour chaque étape.

Par exemple, la formation d’oxyde de magnésium à partir de magnésium solide et d’oxygène gazeux peut être divisée en trois réactions individuelles.

Mg_(s) + 1/2O_2(g) → MgO_(s) ΔH_rxn

Mg_(s) + 2H⁺_(aq) → Mg²⁺_(aq) + H_2(g) ΔH_rxn1

Mg²⁺_(aq) + H₂O_(l) → MgO_(s) + 2H⁺_(aq) ΔH_rxn2

1/2O_2(g) + H_2(g) → H₂O_(l) ΔH_rxn3

Selon la loi de Hess, l’enthalpie de réaction pour la réaction globale (ΔH_rxn) est égale à la somme des enthalpies individuelles des réactions de chaque étape.

ΔH_rxn = ΔH_{rxn1 +} ΔH_{rxn2 +} ΔH_rxn3

calorimètre

Un calorimètre est un appareil qui mesure la chaleur libérée ou absorbée par un processus physique ou une réaction chimique. Un calorimètre à pression constante est constitué d’une chambre de réaction isolée de l’environnement. Cela minimise l’impact de la chaleur ou du travail perdu dans l’environnement ambiant. Le calorimètre dispose d’un agitateur pour mélanger la solution et d’un thermomètre pour mesurer les changements de température.

Pour mesurer la chaleur à l’aide d’un calorimètre, les réactifs sont placés à l’intérieur de la chambre de réaction et mélangés. Au fur et à mesure que la réaction se produit, les changements de température sont enregistrés en ΔT. Étant donné que le calorimètre est isolé de l’environnement, tout changement de température est dû à la chaleur gagnée ou perdue pendant la réaction chimique.

Le calorimètre peut être utilisé pour déterminer l’enthalpie d’une réaction en déterminant la valeur thermodynamique de la chaleur, Q, à l’aide de la variation de température. Lorsque Q est positif, la chaleur est absorbée par le système, tandis qu’un Q négatif indique la chaleur libérée par le système.

La chaleur est liée à la variation de température au cours d’une réaction, ΔT, par la masse de la substance, m, et sa capacité thermique spécifique, c_s. La capacité thermique spécifique représente la quantité d’énergie nécessaire, sous forme de chaleur, pour élever d’une unité la température d’une unité de masse d’une substance pure et est exprimée en unités J/kg·K.

Q = mc_sΔT

L’indice p indique que la réaction est réalisée sous une pression constante.

Q = mc_pΔT

Étant donné que chaque composant de la réaction et du calorimètre absorbe ou perd de la chaleur, tous les composants doivent être pris en compte lors du calcul de la chaleur thermodynamique de la réaction, Q_rxn. Par conséquent, la chaleur totale de la réaction est égale à la chaleur gagnée ou perdue par la solution plus la chaleur gagnée ou perdue par le calorimètre.

Q_rxn = - (Q_soln +_{Q calorimètre})

Q_rxn = - (m_solnc_solnΔT + C_calorimètreΔT)

La chaleur thermodynamique de la réaction, Q_rxn, mesurée dans le calorimètre est égale à la chaleur de la réaction, ΔH_rxn.

références

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Chimie et réactivité chimique. Belmont, Californie : Brooks/Cole, Cengage Learning.
2. Silderberg, M.S. (2009). Chimie : la nature moléculaire de la matière et du changement. Boston, MA : McGraw Hill.