Qu'est-ce que la chaleur de réaction?

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

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

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

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

La notation ΔHº ou ΔHº r apparaît 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 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 supérieure, ou qu'il s'agit d'une réaction endothermique (de la chaleur est requise).

Une valeur négative indique que les réactifs ont une enthalpie supérieure, 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 préréglée.

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 la même atmosphère (105 Pa) et à une température de 25 ° C ou la même chose 298 K .

ΔHº r est la chaleur de réaction standard ou l'enthalpie standard d'une réaction et, en tant que ΔH, il 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, car elles se produisent dans les mêmes conditions (Clark, 2013).

Chaleur de formation

La chaleur standard de formation, ΔH f º, 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 ses états standard.

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

Par exemple, la chaleur de formation standard du dioxyde de carbone implique de l'oxygène et du carbone en tant que réactifs.

L'oxygène est plus stable que les molécules de gaz O 2, 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 composé chimique de ses éléments dans leurs états standards dans des conditions standards.

La chaleur standard de la formation est également appelée l'enthalpie standard de la formation (bien qu'il s'agisse en réalité d'un changement d'enthalpie).

Par définition, la formation d'un élément en soi ne produirait aucun changement d'enthalpie, de sorte que la chaleur de réaction standard pour tous les éléments est nulle (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 à l'aide de câbles électriques fournissant l'énergie d'activation. L'échantillon est dans un récipient entouré d'eau constamment agitée.

Lorsque vous mesurez avec un changement de température qui se produit lors de la réaction de l'échantillon et que vous connaissez la chaleur spécifique de l'eau et de sa masse, la chaleur qui libère ou absorbe la réaction est calculée à l'aide de l'équation q = Cesp xmx ΔT.

Dans cette équation, q est la chaleur, Cesp est la chaleur spécifique dans ce cas d’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 ΔH r = q

2- Calcul théorique

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

Pour calculer l'enthalpie standard d'une réaction, nous pouvons ajouter les enthalpies standard de formation des réactifs et les soustraire de la somme des enthalpies standard de formation des produits (Boundless, SF). Dit mathématiquement, cela nous donne:

ΔH r ° = Σ ΔH f º (produits) - Σ ΔH f º (réactifs).

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

Pour expliquer ce principe de la thermodynamique, nous allons calculer l'enthalpie de la réaction pour la combustion du méthane (CH 4 ) selon la formule:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

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

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

H f º CH 4 (g) = -75 kjoul / mol.

Hf02 (g) = 0 kjoul / mol.

H f CO 2 (g) = -394 kjoul / mol.

HfH20 (g) = -284 kjoul / mol.

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

Ensuite, nous résumons nos enthalpies standard d’entraînement. Notez que, étant donné que les unités sont exprimées en kJ / mol, nous devons multiplier par les coefficients stœchiométriques de l’équation de réaction équilibrée (Leaf Group Ltd, SF).

Σ ΔH f º (produits) = ΔH f º CO 2 +2 ΔH f º H 2 O

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

ΔH f ((réactifs) = ΔH f CH CH 4 + ΔH f O O 2

Σ ΔH f º (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) - ΔH fº (réactifs) = (- 962) - (- 75) =

ΔH r ° = - 887kJ / mol.