Enthalpie et Réactions chimiques

7.3 Enthalpie et Réactions chimiques

Maintenant que nous avons montré comment l’énergie, le travail et la chaleur sont liés, nous sommes prêts à considérer les changements énergétiques dans les réactions chimiques. Un concept fondamental est que chaque réaction chimique se produit avec un changement simultané d’énergie. Maintenant, nous devons apprendre à exprimer correctement ces changements d’énergie.

Notre étude des gaz dans le chapitre 6 « Gaz » et notre définition du travail dans la section 7.2 « Travail et chaleur » indiquent que des conditions telles que la pression, le volume et la température affectent le contenu énergétique d’un système. Ce dont nous avons besoin, c’est d’une définition de l’énergie qui tient lorsque certaines de ces conditions sont spécifiées (quelque peu similaire à notre définition de la température et de la pression standard dans notre étude des gaz). Nous définissons le changement d’enthalpiela chaleur d’un processus à pression constante; noté ΔH. (ΔH) comme chaleur d’un processus lorsque la pression est maintenue constante:

ΔH≡qat pression constante

La lettre H signifie « enthalpie », une sorte d’énergie, tandis que le Δ implique un changement de la quantité. Nous serons toujours intéressés par le changement de H, plutôt que par la valeur absolue de H elle-même.

Lorsqu’une réaction chimique se produit, il y a un changement caractéristique de l’enthalpie. Le changement d’enthalpie pour une réaction s’écrit généralement après une équation chimique équilibrée et sur la même droite. Par exemple, lorsque deux moles d’hydrogène réagissent avec une mole d’oxygène pour former deux moles d’eau, le changement d’enthalpie caractéristique est de 570 kJ. Nous écrivons l’équation comme

2H2(g) + O2 (g) → 2H2O (ℓ) ΔH =-570 kJ

Une équation chimique qui inclut un changement d’enthalpie est appelée équation thermochimiqueune équation chimique qui inclut un changement d’enthalpie.. Une équation thermochimique est supposée se référer à l’équation en quantités molaires, ce qui signifie qu’elle doit être interprétée en termes de moles, et non de molécules individuelles.

Vous avez peut-être remarqué que le ΔH pour une réaction chimique peut être positif ou négatif. Le nombre est supposé positif s’il n’a pas de signe; un signe + peut être ajouté explicitement pour éviter toute confusion. Une réaction chimique qui a un ΔH positif est dite endothermiqueune réaction chimique qui a un changement positif d’enthalpie., alors qu’une réaction chimique qui a un ΔH négatif est dite réaction chimique exothermique qui a un changement d’enthalpie négatif..

Qu’est-ce que cela signifie si le ΔH d’un processus est positif ? Cela signifie que le système dans lequel se produit la réaction chimique gagne de l’énergie. Si l’on considère l’énergie d’un système comme étant représentée comme une hauteur sur un diagramme d’énergie vertical, le changement d’enthalpie qui accompagne la réaction peut être schématisé comme dans la partie (a) de la Figure 7.3 « Énergie de réaction »: l’énergie des réactifs a une certaine énergie, et le système augmente son énergie au fur et à mesure qu’elle va aux produits. Les produits sont plus élevés sur l’échelle verticale que les réactifs. L’endothermie implique donc que le système gagne ou absorbe de l’énergie.

Une situation inverse existe pour un processus exothermique, comme le montre la partie (b) de la Figure 7.3 « Énergie de réaction ». Si le changement d’enthalpie d’une réaction est négatif, le système perd de l’énergie, de sorte que les produits ont moins d’énergie que les réactifs et que les produits sont plus bas sur l’échelle d’énergie verticale que les réactifs. L’exothermie implique donc que le système perd ou dégage de l’énergie.

Comment les valeurs de ΔH sont-elles mesurées expérimentalement ? En fait, ΔH n’est pas mesuré ; q est mesuré. Mais les mesures sont effectuées dans des conditions de pression constante, donc ΔH est égal au q mesuré.

Expérimentalement, q est mesuré en tirant parti de l’équation

q=mcΔT

Nous mesurons la masse des produits chimiques dans un système. Ensuite, nous laissons la réaction chimique se produire et mesurons le changement de température (ΔT) du système. Si nous connaissons la chaleur spécifique des matériaux dans le système (typiquement, nous le faisons), nous pouvons calculer q. Cette valeur de q est numériquement égale au ΔH du processus, que nous pouvons mettre à l’échelle jusqu’à une échelle molaire. Le conteneur dans lequel se trouve le système est généralement isolé, de sorte que tout changement d’énergie entre dans la modification de la température du système, plutôt que d’être échappé du système. Le récipient est appelé récipient de calorimètre utilisé pour mesurer la chaleur d’une réaction chimique. et le processus de mesure des changements d’enthalpie est appelé calorimétrele processus de mesure des changements d’enthalpie pour les réactions chimiques..

Par example, supposons que 4,0 g de NaOH, soit 0,10 mole de NaOH, soient dissous pour former 100,0 mL de solution aqueuse, tandis que 3,65 g de HCl, soit 0,10 mole de HCl, soient dissous pour former 100,0 mL supplémentaires de solution aqueuse. Les deux solutions sont mélangées dans un calorimètre isolé, un thermomètre est inséré et le calorimètre est recouvert (voir Figure 7.4 « Calorimètres » pour un exemple de configuration). Le thermomètre mesure le changement de température lorsque la réaction chimique suivante se produit:

NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (ℓ)

Un observateur note que la température augmente de 22,4 ° C à 29,1 ° C. En supposant que les capacités thermiques et les densités des solutions sont les mêmes que celles de l’eau pure, nous avons maintenant les informations dont nous avons besoin pour déterminer le changement d’enthalpie de la réaction chimique. La quantité totale de solution est de 200,0 mL, et avec une densité de 1,00 g / mL, on a donc 200,0 g de solution. En utilisant l’équation pour q, on substitue à nos mesures expérimentales et à la chaleur spécifique de l’eau (Tableau 7.1 « Chaleurs spécifiques de Diverses Substances ») :

q = (200,0 g) (4,184 J g⋅°C) (6,7 °C)

En résolvant pour q, on obtient

q= 5 600 J≡ΔH pour la réaction

La chaleur q est égale au ΔH pour la réaction car la réaction chimique se produit à pression constante. Cependant, la réaction dégage cette quantité d’énergie, de sorte que le signe réel sur ΔH est négatif:

ΔH =-5 600 J pour la réaction

Ainsi, nous avons l’équation thermochimique suivante pour la réaction chimique qui s’est produite dans le calorimètre:

110 NaOH (aq) + 110 HCl (aq) → 110 NaCl (aq) + 110 H2O (ℓ) ΔH =-5 600 J

Les coefficients 1/10 sont présents pour nous rappeler que nous avons commencé avec un dixième de mole de chaque réactif, donc nous avons faites un dixième d’une mole de chaque produit. En règle générale, cependant, nous rapportons des équations thermochimiques en termes de moles, et non un dixième de mole. Pour passer à des quantités molaires, il faut multiplier les coefficients par 10. Cependant, lorsque nous faisons cela, nous obtenons 10 fois plus d’énergie. Ainsi, nous avons

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O (ℓ) ΔH =-56 000 J

Le ΔH peut être converti en unités kJ, donc notre équation thermochimique finale est

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(ℓ) ΔH =-56 kJ

Nous venons de prendre nos données expérimentales à partir de la calorimétrie et de déterminer changement d’enthalpie d’une réaction chimique. Des mesures similaires sur d’autres réactions chimiques peuvent déterminer les valeurs de ΔH de toute réaction chimique que vous souhaitez étudier.