Définition de la chaleur de formation

La chaleur de formation, également appelée enthalpie de formation ou enthalpie standard de formation, est la quantité de chaleur associée au processus de formation de 1 mole d’une substance chimique à partir de ses éléments constitutifs lorsqu’ils sont dans leur état standard, c’est-à-dire dans sa forme naturelle la plus stable à 25 °C. En ce sens, la chaleur de formation représente la différence d’enthalpie entre les produits et les réactifs d’une réaction chimique effectuée à 25 °C dans laquelle le seul produit est 1 mole de la substance d’intérêt, tandis que le ou les réactifs sont les éléments qui constituer ladite substance dans son état naturel le plus stable à ladite température.

L’enthalpie de formation est représentée par le symbole Δ _f H° _X , où f indique qu’il s’agit d’une enthalpie de formation de la substance X (X correspond à la formule chimique ou au nom de la substance qui se forme) et le symbole ° est utilisé pour représenter les conditions de réaction standard, dans ce cas T = 25 ° C ou 298,15 K.

Par exemple, la chaleur de formation de l’eau est représentée par Δ _f H° _H2O et correspond à la différence d’enthalpie de la réaction suivante effectuée à 25 °C :

Note de bonne pratique : Dans le passé, il était courant de placer f de formation en indice de H lorsqu’il représentait l’enthalpie ou la chaleur de formation (c’est-à-dire ΔH _f ° _X ). Cependant, conceptuellement, c’est une erreur, puisque l’enthalpie (H) est une propriété de la substance, et non du processus de formation de la substance, elle ne doit donc pas porter la lettre f. D’autre part, le symbole Δ (delta) qui représente une différence entre les états final et initial, est lié au processus de formation, c’est pourquoi actuellement le f y est placé en indice.

réactions de formation

Ce qui précède est un exemple d’une réaction de formation (la réaction de formation de l’eau). Les détails importants à prendre en compte pour reconnaître une réaction de formation sont :

• Il ne devrait y avoir qu’un seul produit (dans ce cas H ₂ O).
• Le coefficient stoechiométrique du produit doit être de 1.
• Les réactifs doivent tous être des substances élémentaires (dans ce cas l’hydrogène et l’oxygène), et non des composés.
• L’allotrope de chaque réactif présent doit correspondre à l’allotrope le plus stable dans les conditions standard (dans le cas de l’élément hydrogène, c’est de l’hydrogène gazeux moléculaire, et dans le cas de l’oxygène, c’est de l’oxygène gazeux moléculaire).

Articles en état standard

Voici quelques exemples d’éléments dans leurs états naturels respectifs les plus stables dans des conditions standard :

Qu’est-ce que l’enthalpie ?

L’enthalpie est une fonction d’état qui caractérise un système tel qu’un composé chimique, un gaz sous pression à l’intérieur d’un piston, ou même une planète en orbite autour d’une étoile. Cette propriété est représentée par le symbole H (qui vient du mot heat en anglais, heat ) et, d’un point de vue thermodynamique, se définit comme la somme de l’énergie interne d’un système (U) et du produit de sa pression .et son volume (produit PV). C’est-à-dire:

À l’exception de systèmes très simples tels que les gaz parfaits, l’enthalpie absolue (H) ne peut pas être mesurée expérimentalement ou facilement calculée. En effet, pour des systèmes relativement complexes, la détermination de l’énergie interne (U) est extrêmement complexe à déterminer, car trop de variables issues des interactions entre les particules qui composent le système doivent être prises en compte.

Cependant, comme on le verra dans la section suivante, la variation d’enthalpie au cours de différents processus peut être mesurée expérimentalement, ce qui permet d’établir des valeurs d’enthalpie relatives, dans lesquelles les enthalpies de formation jouent un rôle essentiel.

Est-ce la chaleur de réaction ou l’enthalpie de réaction ?

Du fait de la définition thermodynamique de l’enthalpie (H=U+PV), on peut montrer mathématiquement que la variation d’enthalpie (ΔH) d’un procédé réalisé à pression constante est égale à la chaleur dégagée ou absorbée par le système au cours dudit procédé. processus. C’est-à-dire en général :

où Q _P représente la chaleur à pression constante. Cela signifie que, bien que nous ne puissions pas mesurer H, nous pouvons mesurer ΔH, puisque la chaleur peut être mesurée. Quelque chose de similaire se produit avec le potentiel ou la tension électrique, V, que nous ne pouvons pas mesurer directement avec un voltmètre, mais nous pouvons mesurer la différence de tension, ΔV. Cela ouvre la possibilité d’établir une échelle d’enthalpie relative, à condition de trouver ou de définir un système de référence auquel on associe la valeur de zéro.

Dans le cas de la tension, zéro est généralement la tension de masse. Dans le cas de l’enthalpie, le zéro est constitué des éléments purs dans leur état standard ou allotrope naturel le plus stable à 25°C.

Conseil de pro : la manière correcte de se référer à l’enthalpie d’un processus en tant que réaction de formation devrait être « changement d’enthalpie » puisqu’il s’agit d’un ΔH. Cela permettrait de la distinguer de l’enthalpie absolue ou H. Cependant, la réaction de formation étant évidemment un processus de passage d’un état initial à un état final, le mot « variation » va de soi. Ainsi, chaque fois que l’on parle de l’enthalpie d’un processus, on parle d’une valeur de ΔH, alors que, quand on parle de l’enthalpie d’un système en tant que substance pure dans un état particulier, on se réfère à une enthalpie absolue (H ) .

Unités de chaleur de formation

Étant donné que l’enthalpie est une somme de l’énergie et du produit PV, et que la différence d’enthalpie représente également la chaleur à pression constante, les unités de chaleur de formation sont des unités d’énergie par mole ([Énergie]/mol ou [Énergie].mol ^-1 ). Dans la plupart des cas, les unités sont kJ.mol ^-1 , mais dans certains cas kcal.mol ^-1 sont également utilisées.

Comment mesure-t-on la chaleur de formation ?

La chaleur de formation d’une substance chimique n’est généralement pas mesurée directement car, dans la grande majorité des cas, il n’est pas possible de réaliser la réaction de formation. Seules quelques réactions de formation peuvent être réalisées en laboratoire, telles que la formation d’eau en brûlant de l’hydrogène gazeux ou la formation de dioxyde de carbone en brûlant du graphite de carbone.

Cependant, il n’est pas possible de produire directement un composé chimique comme le benzène à partir de carbone graphite et d’hydrogène. La solution à ce problème se trouve dans la loi de Hess . Ce qui est fait à la place, c’est que la chaleur d’une réaction dans laquelle la substance est impliquée est mesurée et cela implique également des substances dont nous connaissons les enthalpies de formation. Un exemple très courant consiste à utiliser des réactions de combustion, puisque l’enthalpie de formation d’oxygène est par définition nulle, et celles de l’eau et du dioxyde de carbone peuvent être mesurées directement, comme nous venons de l’expliquer.

Exemple:

Supposons que nous voulions déterminer la chaleur de formation du benzène (C ₆ H ₆ ). Dans ce cas, on réaliserait la combustion du benzène dont l’équation chimique est présentée ci-dessous, et on mesurerait l’enthalpie de la réaction :

Ensuite, en utilisant la loi de Hess et les chaleurs de formation de CO ₂ et H ₂ O, la chaleur de formation du benzène s’avère être :

Mais comment mesure-t-on l’enthalpie de réactions telles que la combustion ? Cela se fait à l’aide d’une technique appelée calorimétrie.

calorimétrie

Les enthalpies de réaction sont mesurées par calorimétrie. Cette technique consiste à réaliser une réaction chimique à l’intérieur d’un calorimètre de capacité thermique totale connue (C _Cal ), pour ensuite mesurer l’évolution de la température du calorimètre due à la chaleur dégagée ou absorbée par la réaction (ΔT = T f _– T _je ). Ce changement de température est utilisé pour calculer la quantité de chaleur dégagée ou absorbée par le calorimètre (qui est le négatif de la chaleur absorbée ou dégagée par la réaction) à l’aide de l’équation suivante :

Il existe deux principaux types de calorimètres, ceux qui fonctionnent à pression constante et ceux qui fonctionnent à volume constant. Dans le cas de la calorimétrie à pression constante, la chaleur calculée selon l’équation précédente mesure directement l’enthalpie de réaction (Q _r = Δ _r H° = – Q _Cal , rappelons que l’enthalpie d’un processus à pression constante est égale à la chaleur dudit processus). Cependant, cette technique n’est pas toujours facile à mettre en œuvre.

Les calorimètres à volume constant sont plus courants et plus faciles à utiliser. La figure suivante montre un schéma d’un calorimètre à volume constant typique indiquant ses parties.

La chaleur mesurée en calorimétrie à volume constant représente la variation d’énergie interne du système due à la réaction, et non l’enthalpie. Cependant, cela est lié à l’enthalpie de la réaction par l’équation suivante :

Où Δ _r n _gaz représente la variation du nombre de moles de gaz entre les produits et les réactifs de la réaction chimique mise en jeu. A partir de cette équation, l’enthalpie de réaction est obtenue comme suit :

A quoi sert l’enthalpie de formation ou la chaleur de formation ?

#1 Il est utilisé pour déterminer les enthalpies de réaction.

L’enthalpie obéit à la loi de Hess, qui est une façon d’exprimer le fait que l’enthalpie est une fonction d’état. Cette loi stipule que « lorsque des réactifs sont convertis en produits au cours d’une réaction chimique, le changement d’enthalpie est le même, que la réaction soit effectuée en une seule étape ou en plusieurs étapes. » En d’autres termes, la loi de Hess stipule que le changement d’enthalpie est indépendant du chemin emprunté pour aller des réactifs aux produits.

Une conséquence de la loi de Hess est que puisque nous pouvons écrire des réactions de formation pour n’importe quel composé existant, et puisque nous pouvons manipuler les réactions de formation à volonté, tant que les changements se reflètent dans l’enthalpie des réactions modifiées, nous pouvons écrire l’enthalpie de toute réaction chimique en termes d’enthalpies de formation des réactifs et des produits impliqués dans la réaction. En général, on peut écrire que, pour une réaction générique comme celle-ci :

l’enthalpie de réaction (Δ _r H°) est donnée par

Ou, plus généralement :

Où ν _j et ν _i représentent les coefficients stoechiométriques de chaque produit et réactif, respectivement, et Δ _f H _j ° et Δ _f H _i ° représentent respectivement les chaleurs de formation de chaque produit et réactif.

#2 Ils représentent la valeur de l’enthalpie relative des substances chimiques dans leur état standard.

Comme nous l’avons mentionné précédemment, les éléments purs dans leur état standard ou allotrope naturel le plus stable à 25 °C représentent le point de référence pour la détermination de l’échelle d’enthalpie relative. En effet, compte tenu de la définition des réactions de formation, l’enthalpie de formation des éléments purs dans leur état naturel le plus stable doit être nulle, puisque leur réaction de formation aurait le même réactif et le même produit (ce serait une réaction nulle).

Puisque cette réaction de formation n’implique en fait aucun changement d’état, alors l’enthalpie de cette réaction, qui est égale à l’enthalpie finale moins l’enthalpie initiale, doit être nulle, car les deux états sont égaux.

Par exemple, la réaction de formation d’oxygène gazeux à 25°C est donnée par :

Alors, l’enthalpie de cette réaction, qui doit être égale à l’enthalpie de formation d’oxygène, serait donnée par :

Cela nous permet de mesurer les enthalpies de réaction comme nous l’avons vu précédemment.

Suivant un raisonnement similaire, on peut également définir comme nulle l’enthalpie absolue des éléments dans leur état naturel le plus stable, et ce faisant, les enthalpies de formation des différentes substances (Δ f H X °) deviennent les enthalpies _{relatives des} substances sous conditions standard (H _X °).

Par exemple, pour le cas de la formation d’eau présenté ci-dessus :

Si nous définissons les enthalpies de l’hydrogène et de l’oxygène comme nulles, alors nous obtenons que l’enthalpie de formation de l’eau est égale à l’enthalpie standard de l’eau sur cette échelle relative :

Cette enthalpie est très importante puisque, par le calcul ou la mesure des variations d’enthalpie, on peut transformer ces enthalpies relatives qui sont dans des conditions standards, en enthalpies relatives dans n’importe quel autre ensemble de conditions (à d’autres températures ou à d’autres pressions, par exemple). Ceci est particulièrement utile pour étudier les échanges d’énergie des réactions chimiques et des changements de phase dans des conditions non standard, il est donc courant d’obtenir des tables d’enthalpie pour des substances couramment utilisées telles que l’eau et d’autres solvants, des substances combustibles et d’autres substances chimiques à différentes températures. et des pressions, toutes calculées à partir des enthalpies de formation.

Les références

Atkins, P., & dePaula, J. (2010). Atkins. Chimie physique (8e ^éd .). Éditorial médical panaméricain.

Byjus. (2021, 22 mars). Mesure du changement d’enthalpie . https://byjus.com/chemistry/measurement-of-enthalpy-and-internal-energy-change/

En ligneChang, R. (2012). Chimie (11e ^éd .). McGraw Hill Education.

Éditeurs de l’Encyclopaedia Britannica. (2020, 9 avril). Enthalpie | Définition, équation et unités . Encyclopédie Britannica. https://www.britannica.com/science/enthalpy

Planas, O. (2019, 25 septembre). Qu’est-ce que l’enthalpie ? Énergie solaire. https://solar-energia.net/termodinamica/proppiedades-termodinamicas/entalpia

Université technologique nationale. (sd). DIAGRAMMES DE COMPOSITION D’ENTHALPIE . https://www.frro.utn.edu.ar/repositorio/catedras/quimica/3_anio/integracion3/diagramas_de_entalpia_composicion.pdf