L'enthalpie (H) est l'énergie totale d'un système, soit la somme de tous les types d'énergie qu'il contient à pression constante. Elle est exprimée en joules (J) ou en kilojoules (kJ).
Toute substance impliquée dans une réaction contient une certaine quantité d'énergie interne. En effet, lors de la formation d'une particule de matière, que ce soit un atome ou une molécule, une quantité d'énergie est accumulée. Cette énergie se retrouve sous la forme:
- d'énergie cinétique liée au mouvement des électrons autour du noyau et au mouvement des molécules et des atomes (vibration, rotation et translation);
- d'énergie potentielle provenant des forces d'attraction entre les nucléons, entre les noyaux et les électrons, au niveau des liaisons chimiques entre atomes, et dans les interactions moléculaires.
La somme de toutes ces énergies correspond à l'enthalpie de la substance.
Cependant, il est difficile de déterminer expérimentalement l'énergie interne d'une substance. Il est plus simple de mesurer la chaleur absorbée ou dégagée lors d'une réaction par :
La variation d'enthalpie (ΔH) correspond à l'énergie absorbée ou dégagée lors d'une réaction à une pression et une température constantes. Cette énergie porte également le nom de «chaleur de réaction».
Elle est aussi exprimée en joules (J) ou en kilojoules (kJ).
Cette chaleur de réaction, nommée «variation d'enthalpie» correspond à la variation de l'énergie totale du système lors qu'une transformation, physique ou chimique, à pression constante.
Pour calculer la variation d'enthalpie, il faut faire la différence entre l'enthalpie des produits et celle des réactifs, ce qui se traduit par la formule suivante :
ΔH = Hproduits − Hréactifs
Il est possible de visualiser la variation d'énergie au cours d'une réaction à l'aide d'un diagramme d'enthalpie. Un tel graphique montre l'enthalpie relative des réactifs et des produits à l'aide de paliers horizontaux situés à différents niveaux.
La variation d'enthalpie correspond à la différence de hauteur entre les paliers et son signe indique s'il s'agit d'une réaction endothermique ou exothermique.
| Réaction endothermique | Réaction exothermique |
|
ΔH positif
|
ΔH négatif
|
- La variation d'enthalpie molaire (ΔH) correspond à la variation d'enthalpie liée à la transformation d'une mole d'une substance dans des conditions données. Elle se mesure en kJ/mol.
- La variation d'enthalpie standard (ΔH°), ou enthalpie molaire standard, correspond à la variation d'enthalpie liée à la transformation d'une mole d'une substance particulière à TPA (température de 25°C et pression de 100 kPa). Elle se mesure également en kJ/mol.
Lorsque la variation d'enthalpie molaire est déterminée dans des conditions standard (ici, TPA), on parle alors de la variation d'enthalpie molaire standard (ΔH°). Celle-ci correspond à la variation d'enthalpie liée à la transformation d'une mole d'une substance particulière à TPA. À ce moment, on utilise comme unité le kilojoule par mole (kJ/mol).
La variation d'enthalpie molaire standard offre l'avantage de pouvoir être déterminée pour un grand nombre de transformations puisqu'elle est relative à une quantité de matière précise. Elle est utilisée dans des calculs stoechiométriques pour déterminer la valeur d'une variation d'enthalpie pour une quantité de matière différente d'une mole.
Il est possible de mesurer une variation d'enthalpie à l'aide d'un calorimètre. Elle peut aussi être déterminée grâce à l'observation d'un diagramme énergétique ou en calculant le bilan énergétique d'une réaction. On peut aussi faire un calcul stoechiométrique pour trouver la valeur de la variation de l'enthalpie.
Quelle est l'énergie dégagée lors de la réaction suivante si une masse de |5{,}50\ \text{g}| d'hydrogène (|H_2|) est consommée par suffisamment de fluor (|F_2|)?
|H_{2\text{(g)}}+F_{2\text{(g)}} \rightarrow 2\ HF_{\text{(g)}} + 536{,}6\ \text{kJ}|
Solution
Il faut trouver combien de moles d'hydrogène (|H_2|) équivaut à |5{,}50\ \text{g}| en faisant un produit croisé avec la masse molaire de |H_2| qui est de |2{,}02\ \text{g/mol}|.
|\dfrac{2{,}02\ \text{g}}{1\ \text{mol}}=\dfrac{5{,}50\ \text{g}}{?\ \text{mol}}|
|? = 2{,}72\ \text{mol}|
Il faut ensuite faire un produit croisé afin de déterminer quelle est la quantité d'énergie dégagée pour |2{,}72\ \text{mol}| de |H_2| en sachant que, pour |1\ \text{mole}| de |H_2|, cette quantité est égale à |536{,}6\ \text{kJ}|.
|\dfrac{536{,}6\ \text{kJ}}{1\ \text{mol}}=\dfrac{?}{2{,}72\ \text{mol}}|
|? = 1\ 460\ \text{kJ}|
Donc, si la réaction est réalisée avec |5{,}50\ \text{g}| d'hydrogène (|H_2|), une quantité d'énergie de |1\ 460\ \text{kJ}| serait dégagée.
|\Delta H = -1\ 460\ \text{kJ}|