Faisabilité des conversions par analyse des variations Enthalpy

La teneur en chaleur globale d’un système est appelée enthalpie. Le changement d'enthalpie est la quantité de chaleur absorbée ou libérée dans une réaction à pression constante. Le symbole du changement d'enthalpie est delta H. Lorsque la chaleur est absorbée, le changement d’enthalpie est positif. Lorsque de la chaleur est libérée, le changement d’enthalpie est négatif.

Le changement d'enthalpie standard est le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance est formée à partir de ses éléments purs à l'état standard. L'état standard est une pression de 1 atmosphère et une température de 298,15 kelvins. La variation d'enthalpie standard d'une réaction est égale à la somme de l'enthalpie standard de formation des produits moins la somme de l'enthalpie standard de formation des réactifs.

Calculons la variation d’enthalpie dans un processus. Le méthanol est transformé en formaldéhyde et en hydrogène gazeux. Le changement d’enthalpie au cours de ce processus peut être calculé de la manière suivanteTout d’abord, nous devons trouver la chaleur de combustion du méthanol, du formaldéhyde et de l’hydrogène gazeux qui sont donnés dans l’illustrationNous allons maintenant déterminer le changement d’enthalpie pour la conversion du méthanol en formaldéhyde et en hydrogène gazeux.

Tout d’abord, nous allons réorganiser ces équations en fonction de notre réaction principale. Le méthanol est du côté réactif, nous écrirons donc l'équation de combustion du méthanol telle quelleUne mole de méthanol est prise dans notre réaction principale, mais dans la réaction de combustion, il y a des moles de méthanol. Nous allons diviser l’ensemble de l’équation de combustion du méthanol par deux. Nous allons également diviser la chaleur de combustion par deux comme indiqué sur l'illustration.

Parce que le formaldéhyde est du côté du produit dans la réaction principale, mais dans la réaction de combustion, il est du côté du réactif. Nous allons inverser la réaction de combustion du formaldéhyde. En inversant l’équation, nous inversons également le signe plus-moins de la chaleur de réaction. Comme nous pouvons le voir dans l'illustration donnée, il y a une mole de formaldéhyde dans la réaction principale et également dans la réaction de combustion.

Maintenant, pour la combustion de l'hydrogène, nous pouvons voir qu'il y a de l'hydrogène gazeux du côté du produit dans la réaction principale et du côté du réactif dans la combustion. Nous allons inverser l’équation de combustion ainsi que la chaleur de combustionAprès cela, nous diviserons l'équation de combustion par deux car il y a une mole d'hydrogène gazeux dans l'équation principale et deux moles d'hydrogène gazeux dans l'équation de combustion.

Après avoir organisé les réactions de combustion, nous additionnerons ces réactions et leur chaleur de combustion pour obtenir la réaction finale et le changement de valeur d'enthalpieNous pouvons voir sur l'illustration que le changement d'enthalpie pour la conversion du méthanol en formaldéhyde et en hydrogène gazeux est de +86 kJ.

Le diagramme d'enthalpie représente la variation d'enthalpie d'une réaction. Une réaction peut être exothermique ou endothermiqueSur l'axe des x, le processus de réaction est donné. Sur l’axe des Y, le changement d’enthalpie est donnéCalculons maintenant le changement d’enthalpie pour la formation de benzène à partir de carbone et d’hydrogèneNous allons maintenant écrire les réactions de combustion pour les réactifs et les produits de notre réaction principale, puis dessiner un cycle pour calculer le changement d'enthalpie.

La chaleur de combustion d'une mole de carbone est de -394 kJ et celle d'une mole d'hydrogène est de -286 kJ. Comme il y a six moles de carbone et trois moles d'hydrogène dans le réactif, nous avons donc multiplié la chaleur de combustion par six et trois et les avons additionnéesMaintenant, si nous observons que le delta H2 est de -3268 kJ. Nous allons inverser l'équation et le signe plus-moins de la chaleur de combustion pour compléter le cycle vers le produit.

Nous allons maintenant ajouter le delta H2 et le delta H3 pour obtenir le changement d’enthalpie de notre réaction. Nous allons également dessiner le cycle enthalpiqueLe cycle d’enthalpie montre également que le processus delta H3 était exothermique et que le processus delta H2 était endothermique. Lorsque nous ajoutons ces deux valeurs, nous obtenons la valeur de changement d’enthalpie pour notre réaction. Le changement d'enthalpie pour la formation d'une mole de benzène à partir de carbone et d'hydrogène est de +46 kJ.

Nous pouvons mesurer expérimentalement l’enthalpie standard de dissolution. Tout d’abord, prenez un gobelet en plastique, ajoutez-y du solvant et couvrez-le complètement. Placez maintenant le thermomètre dedans et mesurez la température initiale. Après cela, mettez une quantité pesée de soluté dans le solvant et remuez jusqu'à ce qu'il soit complètement dissous. Mesurez maintenant la température finale. Ensuite, mesurez le changement de température. Entrez maintenant les valeurs de masse, de capacité thermique spécifique du solvant et de température dans la formule donnée dans l'illustration et calculez la chaleur q de la solution. Nous pouvons trouver la masse du solvant en multipliant sa densité par le volume utilisé. Il peut s'agir d'une réaction exothermique ou endothermiqueTrouvez maintenant le nombre de moles de soluté en divisant la masse du soluté par la masse molaire du solutéEnfin, divisez la valeur de la chaleur de dissolution par le nombre de moles de soluté prélevées. La réponse résultante est la chaleur standard de dissolution de ce soluté.

L'enthalpie de neutralisation est la quantité de chaleur absorbée ou libérée lorsqu'une mole d'eau est formée par la réaction d'une solution aqueuse d'acide et d'une solution aqueuse de base dans des conditions standardNous pouvons déterminer expérimentalement l’enthalpie de neutralisation. Tout d’abord, prenez un gobelet en polystyrène et mettez-y une solution aqueuse de base. Placez maintenant le thermomètre dedans et mesurez la température initiale. Couvrir complètement la tasseMettez maintenant une solution d’acide dedans. Mesurez ensuite la température finale. Calculer le changement de température. Placez maintenant les valeurs de la masse de la capacité thermique spécifique de la solution et du changement de température dans la formule donnée dans l'illustration et trouvez la chaleur libérée. Trouvez enfin le nombre de moles d’eau formées à partir de la réaction de neutralisation. Divisez la chaleur de la solution par le nombre de moles d’eau formées. La valeur finale résultante sera l’enthalpie de neutralisation.

Lorsqu'un métal plus électropositif déplace une mole de métal de sa solution saline dans des conditions standard, un changement d'enthalpie se produit. Ce changement d’enthalpie est appelé enthalpie de déplacementLorsque nous faisons réagir du zinc métallique avec une solution de sulfate de cuivre, le cuivre est déplacé par le zinc métallique. Le changement d'enthalpie au cours de ce processus est de -210 kJ/mol. Il s'agit de l'enthalpie de déplacement.

Nous allons maintenant déterminer expérimentalement l'enthalpie de déplacement d'une mole d'ions cuivre dans une solution de sulfate de cuivre par le magnésium métallique. Nous prenons un gobelet en plastique. Ensuite, nous avons mis le thermomètre dedans. Après cela, nous mettons cinquante centimètres cubes de solution de sulfate de cuivre à zéro virgule un molaire et mesurons la température initiale pendant deux minutes. Nous notons la température initiale. Ensuite, nous y avons mis deux grammes de poudre de magnésium. Nous remuons le mélange et après un certain temps, nous notons la température finale.

Nous notons maintenant les valeurs de température initiales et finales et mesurons le changement de températureAprès cela, nous trouvons le nombre de moles de cuivre à partir du nombre de moles de solution de sulfate de cuivre utilisée. Nous trouvons ensuite la variation d'enthalpie par la formule delta H égale à la masse multipliée par la capacité thermique c multipliée par thêta. Thêta représente le changement de température.

Nous obtenons le changement d'enthalpie pour le déplacement de zéro virgule zéro une mole de cuivre. Nous trouvons enfin le changement d'enthalpie pour le déplacement d'une mole de cuivre. Tous les calculs sont présentés dans l'illustration donnée.

Lorsqu'une mole d'un composé est formée à partir de ses éléments purs dans des conditions standard, un changement d'enthalpie se produit. Ce changement d’enthalpie est appelé enthalpie standard de formation. On la note ∆HfLors de l'écriture de l'équation pour l'enthalpie standard de formation, nous devons toujours écrire une mole de composé du côté produit. S'il est nécessaire d'écrire le coefficient en fraction côté réactif, c'est tout à fait correct.

Prenons un exemple d’enthalpie de formation de l’eau. Une mole d’eau est formée d’hydrogène gazeux et d’oxygène gazeux. De l’énergie est libérée au cours de ce processus. Au cours de ce processus, moins deux cent quatre-vingt-seize kilojoules de chaleur sont libérés par moleIl s’agit d’un processus exothermique, ce qui signifie que de la chaleur est libérée au cours du processusCette chaleur est appelée enthalpie standard de formation.

Dans un autre exemple, le carbone réagit avec l’oxygène pour former le benzène. Comme nous pouvons le voir, une mole de benzène est formée. De l’énergie est absorbée dans ce processusCette énergie absorbée est appelée enthalpie de formation.

Lorsque nous brûlons une mole de composé dans des conditions standard dans de l'oxygène, il y a un changement d'enthalpie. Ce changement d’enthalpie est appelé enthalpie standard de combustion. Dans l'illustration donnée, nous effectuons la combustion d'une mole d'hydrogène en présence d'oxygène pour former de l'eau. L'enthalpie standard de combustion de cette réaction est de moins deux cent quatre-vingt-six kilojoules par mole.

Dans un autre exemple, nous brûlons de l’éthane. L'enthalpie standard de combustion de l'éthane est de -1560 kJ/molLorsque nous écrivons l'équation de l'enthalpie de combustion, nous écrivons le composé à brûler comme une mole, peu importe si l'oxygène est écrit en fractions. De plus, les réactifs et les produits sont écrits dans leur état standard. Par exemple, l’eau existe à l’état liquide à l’état standard. Ainsi, l’eau s’écrit liquide (l).

Lorsque l’éthanol brûle en présence d’oxygène, du dioxyde de carbone et de l’eau se forment. -1366,8 kJ/mol de chaleur sont libérés au cours du processus. Cette chaleur est appelée enthalpie standard de combustion. La réaction se déroule dans des conditions standard de 1 atmosphère de pression et 298,15 kelvins de température.

L’énergie stockée dans les liaisons entre les atomes d’une molécule est appelée enthalpie de liaison. L'enthalpie de dissociation de liaison est la quantité d'enthalpie ajoutée pour le clivage homolytique de la liaison entre deux atomes dans une moléculeDans l'illustration donnée, la liaison entre la molécule AB est rompue symétriquement. Cela entraîne la formation de radicauxL'enthalpie est nécessaire pour rompre cette liaison.

Il faut quatre cent trente-six kilojoules par mole d’enthalpie pour rompre symétriquement la liaison entre deux atomes d’hydrogène dans une molécule d’hydrogèneCette enthalpie nécessaire pour rompre la liaison est appelée enthalpie de dissociation de liaisonAprès la rupture de la liaison, les radicaux hydrogène se forment.

Dans le prop-1-ène, la double liaison est rompue symétriquement entre deux atomes de carbone. L'enthalpie nécessaire pour rompre cette liaison est de six cent dix kilojoules par moleDes radicaux se forment alorsCette enthalpie est appelée enthalpie de dissociation de liaison.

Lorsque nous faisons réagir des solutions d'acide et une solution de base pour produire une mole d'eau dans des conditions standard, un changement d'enthalpie se produit. Ce changement d’enthalpie est appelé enthalpie standard de neutralisationLorsqu'un acide réagit avec une base, il forme du sel et de l'eau. Cette réaction est appelée réaction de neutralisationNous faisons réagir l'hydroxyde de sodium sous forme aqueuse avec l'acide chlorhydrique à l'état aqueux pour former du chlorure de sodium aqueux et une mole d'eau. Le changement d’enthalpie dans ce processus est de -57,9 kJ/molC'est ce qu'on appelle l'enthalpie standard de neutralisation. De la chaleur est libérée au cours de ce processus.

La quantité d’énergie libérée ou absorbée lorsqu’une mole de soluté est dissoute dans l’eau dans des conditions standard est appelée enthalpie standard de solvatationLorsqu'une mole de chlorure d'aluminium solide est dissoute dans l'eau, -373,63 kJ de chaleur sont libérés. L'enthalpie standard de solvatation du chlorure d'aluminium est de -373,63 kJ/mol.

Le changement d'enthalpie qui se produit lorsque nous dissolvons une mole d'ions gazeux dans une quantité suffisante d'eau pour former une solution diluée infinie dans des conditions standard est appelé enthalpie standard d'hydratationUne solution diluée infinie signifie qu'il n'y aura aucun changement d'enthalpie si nous diluons davantage la solution en ajoutant de l'eauOn la note ∆HhydDans l'illustration donnée, M+ est à l'état gazeux et après ajout d'eau, il est à l'état aqueux.

Le changement d'enthalpie pour l'ion Na+ est de -405 kJ/molLes ions sodium à l’état gazeux sont dissous dans l’eau. Ils sont alors à l’état aqueux. De même, les ions lithium à l’état gazeux sont dissous dans suffisamment d’eau pour former une dilution infinie. L'enthalpie standard d'hydratation des ions lithium est de -520 kJ/mol.

L'enthalpie standard de dissolution est la quantité d'énergie ou de chaleur libérée ou absorbée lorsqu'une mole de soluté est complètement dissoute dans un solvant dans des conditions standard. Il est représenté par ∆Hsoln. Elle est mesurée en kJ/molOn peut le calculer en divisant la chaleur de la solution par le nombre de moles de soluté dissous. L'enthalpie de dissolution du chlorure d'ammonium est de +14,78 kJ/mol. Cela signifie que 14,78 kilojoules de chaleur sont absorbés lorsqu'une mole de chlorure d'ammonium est complètement dissoute dans un solvant.

La loi de Hess stipule que si une réaction peut être réalisée en une série d'étapes, la somme des enthalpies de chaque étape doit être égale au changement d'enthalpie de la réaction globaleNous pouvons valider cette loi en mesurant d’abord l’enthalpie de conversion du carbone et de l’hydrogène en gaz éthyne. Cette réaction peut être écrite en une série d’étapes. L'enthalpie de chaque étape est mesurée expérimentalement à l'aide d'un calorimètre. Nous avons également mesuré expérimentalement la valeur d'enthalpie pour notre réaction principale qui est de +224 kJ/mol. Mais nous trouverons le changement d'enthalpie de la réaction principale en utilisant la loi de Hess. Nous allons maintenant ajouter les enthalpies des réactions individuelles. L'enthalpie finale après l'ajout des enthalpies de chaque étape de réaction est de +226,7 kJ, ce qui est une valeur assez proche de la valeur mesurée expérimentalement de notre réaction principale. Ceci valide la loi de Hess.