Enthalpía

Qu'est-ce que l'enthalpie?

La enthalpía Il s'agit d'une propriété thermodynamique dont la variation, dans des conditions de température et de pression constantes, détermine l'énergie calorique d'une substance ou d'un système associée à une réaction chimique ou un processus physique. Étant une fonction d'État, elle est représentée par la lettre de la capitale h, étant Δh sa variation.

C'est l'une des propriétés les plus fondamentales pour étudier la thermochimie de nombreuses réactions; c'est-à-dire que nous parlons du détachement ou de l'absorption de la chaleur entre le milieu de réaction et son environnement. Ainsi, nous disons qu'une réaction est exothermique si son ΔH est négatif (ΔH 0).

Le changement d'enthalpie dans la fusion de la glace est positif, indiquant que la glace absorbe la chaleur de l'environnement pour se déplacer à l'état liquide, l'eau

La glace, par exemple, a une enthalpie, h_glace, Alors que l'eau a également sa propre enthalpie, H_eau. Lorsque la glace fond, une variation d'enthalpie se produit, appelée ΔH_Fus ou faire fondre la chaleur (H_eau-H_glace). L'enthalpie de l'eau est supérieure à la glace, provoquant ΔH_Fus Car la glace est positive et avoir une valeur de +6.01 kJ / mol.

L'enthalpie et sa variation sont généralement exprimées dans les unités de Joule ou de calories. Le changement d'enthalpie +6.01 kJ / mol indique qu'une mol de glace doit absorber 6.01 kJ d'énergie calorique ou de chaleur à fondre.

Comment l'enthalpie est-elle calculée?

Enthalpie et sa variation

L'enthalpie elle-même est incalculable, car elle dépend de variables difficiles à mesurer exactement. Une bonne comparaison serait de vouloir mesurer le volume total des océans: il y en aura toujours des parties sous la terre ou dispersées entre les continents. Par conséquent, et dans la pratique, H ne peut pas être déterminé; Mais oui ΔH.

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Pour atteindre une expression mathématique qui permet le calcul de ΔH, il doit d'abord être laissé de la définition fondamentale de l'enthalpie:

H = u + pv

Étant l'énergie interne du système ou de la substance en question, et PV le travail de volume de pression que ce système exerce sur l'environnement pour exister. Comme nous sommes intéressés à calculer ΔH et non H, nous avons:

ΔH = ΔU + Δ (PV)

Si la pression est constante, l'équation restera:

ΔH = ΔU + PΔV

Nous savons d'autre part que:

Δu = q + W

Être q chaleur et travail. Nous remplacer:

ΔH = q + W + pΔv

Mais en plus, nous savons que:

W = - pΔv

Et par conséquent:

ΔH = q  - PΔv + pΔv

ΔH = q

C'est-à-dire que le ΔH pour une réaction ou un processus, effectué sous pression constante, sera égal à la chaleur q généré ou absorbé.

Réactions Changements d'enthalpie

L'hypothèse selon laquelle la pression reste constante est possible si la réaction se produit sous l'atmosphère terrestre. Par exemple, la glace des paysages d'hiver fond sans subir une autre pression que celle de notre atmosphère. D'un autre côté, il s'applique également aux réactions dans les milieux liquides, ni à ceux qui ne produisent pas de grandes quantités de gaz.

Ces réactions absorbent ou libèrent la chaleur q Egal à ΔH, qui à son tour est la différence d'enthalpies entre les produits et les réactifs:

ΔH = H_produits - H_Réactifs

Types d'enthalpie

C'est une pratique courante de parler de ΔH et H comme s'ils étaient les mêmes: les deux sont appelés enthalpies. Cependant, en ce qui concerne les types, H est unique pour chaque substance ou système; Tandis que ΔH, en revanche, est soumis à la nature de la réaction ou du processus en eux-mêmes.

En ce sens, nous avons d'abord des variations d'enthalpie positives (ΔH> 0) ou négatives (ΔH <0); unas corresponden a los procesos o reacciones endotérmicos (se enfrían los alrededores), mientras las segundas tienen que ver con los procesos o reacciones exotérmicos (se calientan los alrededores).

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Le signe '+' ou '-' qui accompagne ΔH nous dit donc s'il y a une libération ou une absorption de la chaleur dans une certaine réaction ou processus; qui ont leurs caractéristiques ΔH, dans le cadre de leurs propriétés thermochimiques.

Nous avons des infinités de types d'enthalpies, qui peuvent être classés en fonction des processus physiques ou des réactions chimiques.

Processus physiques

Enthalpie du changement de phase

Les substances doivent absorber ou libérer de la chaleur pour se déplacer d'une phase de matériau ou de matériau (solide, liquide ou gaz) à une autre. Par exemple, la glace absorbe la chaleur à fondre, donc l'enthalpie pour ce changement de phase correspond à la fusion, ΔH_Fus, Aussi appelé chaleur de chaleur latente.

Enthalpie de dissolution ou de mélange

Les substances lorsqu'elles sont dissoutes ou mélangées dans un milieu de solvant peuvent absorber ou libérer de la chaleur, ayant ainsi un enthalpie ΔH_Dis ou Δh_Mélanger.

Réactions chimiques

Enthalpie de formation

C'est la chaleur associée, ΔHº_F, à la formation d'un composé, en particulier une taupe, à partir de ses éléments constitutifs dans des conditions standard de pression et de température (t = 298.15 K et P = 1 atm).

Enthalpie de décomposition

C'est la chaleur associée, ΔH_des, à la dégradation d'un composé en substances plus petites et simples. Il est généralement positif, car la chaleur est nécessaire pour briser les liaisons des molécules.

Enthalpie d'hydrogénation

C'est la chaleur associée, ΔH_H, À la dépendance d'une molécule d'hydrogène à un composé, généralement un hydrocarbure.

Enthalpie de combustion

C'est la chaleur libérée, Δh_peigne, Lorsqu'une substance brûle réagissant avec l'oxygène. C'est négatif, car la chaleur et la lumière sont libérées (feu).

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Exemples d'enthalpies

Enfin, la mention de certains exemples spécifiques d'enthalpies sera faite:

Combustion au méthane

Ch₄ + 2₂ → CO₂ + 2h₂SOIT

ΔH = -890.3 kJ / mol

C'est-à-dire une mol de cho₄ Quand la combustion libère 890.3 kJ d'énergie calorique.

Hydrogénation de l'éthylène

Ch₂= Ch₂ + H₂ → CH₃Ch₃

ΔH = -136 kJ / mol

Une taupe d'éthylène libère 136 kJ de chaleur lorsque l'hydrogène devient éthane.

Sel dans l'eau

Tableau de sel, NaCl, se dissout dans l'eau pour séparer les ions na⁺ et cl^- des réseaux cristallins et un surround (hydrater) des molécules d'eau:

NaCl (s) → Na⁺(AC) + CL^-(AC)

ΔH = +3.87 kJ / mol

C'est-à-dire en dissolvant du sel dans l'eau, en conséquence pour refroidir le verre ou le récipient. Cependant, la quantité absorbée de chaleur est très petite, donc nos mains ne ressentiront qu'un léger changement de température.

Dissolution du chlorate de potassium dans l'eau

D'un autre côté, le chlorate de potassium, kclo₃, Il a un ΔH_Dis très positif:

KCl₃(s) → K⁺(AC) + CLO₃^-(AC)

ΔH = +41.38 kJ / mol

Ce qui signifie que pour se dissoudre dans l'eau, il absorbe très chaud. Et par conséquent, le récipient refroidira considérablement, et nous verrons que la vapeur d'eau environnante humidifie sa surface extérieure.

Les références

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