Calculateur d'enthalpie

Ce calculateur d'enthalpie vous aidera à calculer la variation d'enthalpie d'une réaction. Pour en savoir plus sur l'enthalpie, sa définition, la différence entre les réactions endothermiques et exothermiques, et un exemple de calcul, lisez la suite !

L'enthalpie mesure l'énergie totale d'un système thermodynamique, y compris son énergie interne et l'énergie due à la pression et au volume. Elle est une fonction d'état, ce qui signifie qu'elle ne dépend que de l'état d'équilibre du système.

La variation d'enthalpie est la quantité d'énergie qui est échangée entre un système et son environnement lors d'un changement d'état. Lors de l'expansion, l'énergie est absorbée ou libérée par le système sous forme de chaleur ou de travail.

Il existe deux grands types de réactions thermodynamiques : endothermiques et exothermiques. Une réaction endothermique entraîne l'absorption de la chaleur de l'environnement. Une réaction exothermique libère de la chaleur dans l'environnement.

Ces deux types de réaction entraînent des différences de niveau d'énergie et, par conséquent, des différences d'enthalpie. Pour utiliser notre calculateur, il vous suffit de vous souvenir de ce qui suit :

• si la réaction est endothermique, la variation d'enthalpie est positive, car il y a gain de chaleur (absorption de l'environnement) ;
• si la réaction est exothermique, la variation d'enthalpie est négative, car la chaleur est perdue (libérée dans l'environnement).

L'enthalpie, par définition, est la somme de l'énergie interne du système et du produit de sa pression par son volume :

où :
$U$ – l'énergie interne
$p$ – la pression
$V$ – le volume
Notez que la deuxième partie rappelle étroitement les équations que nous avons rencontrées avec le calculateur de la loi des gaz parfaits combinée 🇺🇸. La relation entre la pression et le volume nous permet de trouver une relation similaire entre la quantité de matière et la température.

Si vous voulez calculer la variation d'enthalpie, vous devez considérer deux états : l'état initial et l'état final. Nous supposerons que la pression est constante pendant la réaction. La variation d'enthalpie est alors égale à :

ou, de manière simplifiée :

où :

• $U_2$ et $V_2$ — respectivement, l'énergie interne et le volume des produits de la réaction
• $U_1$ et $V_1$ — respectivement, l'énergie interne et le volume des réactifs
• $p$ — la pression constante
• $ΔU$ —  la variation de l'énergie interne
• $ΔV$ —  la variation de volume
• $ΔH$ — la variation de l'enthalpie

Pour des problèmes plus spécifiques, on peut définir l'enthalpie standard de formation d'un constituant, notée $ΔH_\mathrm{f}\degree$. Elle représente la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'une substance dans des conditions standard de température et de pression $(p = 10^5\ \mathrm{Pa} = 1\ \mathrm{bar}$ et $T = 25 \degree \mathrm{C} = 298,\!15\ \mathrm{K})$, à partir de ses éléments purs dans leurs états de référence respectifs.

L'état de référence d'un élément est sa configuration la plus stable dans les conditions susmentionnées. Par exemple, l'azote sous forme de molécules de gaz $\mathrm N_{2}$ et le carbone sous forme de graphite sont dans leurs états de référence.

La formule standard de l'enthalpie de formation pour une réaction est la suivante :

où :

• $ΔH\degree_\mathrm{réaction}$ — la variation de l'enthalpie standard de formation exprimée en kJ
• $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{produits})$ — la somme des enthalpies standard de formation des produits, exprimée en kJ/mol
• $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{reactifs})$ — somme des enthalpies standard de formation des réactifs, exprimée en kJ/mol

Si vous êtes attentif, vous avez peut-être remarqué que les unités de $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{produits})$ et $ΔH_\mathrm{f}\degree(\mathrm{reactifs})$ sont différentes de celles de $ΔH\degree_\mathrm{réaction}$. Cela est dû au fait que vous devez les multiplier par le nombre de moles, c'est-à-dire par le coefficient situé devant chaque constituant de la réaction. Nous vous montrerons plus tard un exemple qui devrait tout expliquer.

Mais avant cela, vous vous demandez sûrement : « Comment calculer l'enthalpie standard de formation pour chaque constituant ? » La réponse la plus simple est d'utiliser le tableau des enthalpies standard de formation ! En voici un exemple :

Les symboles entre parenthèses indiquent l'état :
$\mathrm{s}$ — solide
$\mathrm{l}$ — liquide
$\mathrm{g}$ — gazeux
$\mathrm{aq}$ — dissous dans l'eau
Si vous avez besoin de l'enthalpie de formation standard pour d'autres substances, sélectionnez le constituant correspondant dans la liste déroulante du calculateur d'enthalpie. Nous avons inclus tous les constituants les plus courants !

Mettons en pratique nos nouvelles connaissances en utilisant le tableau des enthalpies standard de formation ci-dessus. Par exemple, nous avons la réaction suivante :

Quelle est la variation d'enthalpie dans ce cas ? Nous additionnons $ΔH_\mathrm{f}\degree$ pour $\mathrm{SO}_{2\mathrm{(g)}}$ et $O_{2\mathrm{(g)}}$ et soustrayons $ΔH_\mathrm{f}\degree$ pour $\mathrm{SO}_{3\mathrm{(g)}}$. N'oubliez pas de multiplier les valeurs par les coefficients correspondants !

Notez que les unités de coefficient $\mathrm{mol}$ annulent $\mathrm{mol}$ dans le dénominateur, de sorte que la réponse finale est en $\mathrm{kJ}$ :

Et c'est tout ! Bon, notre calculateur d'enthalpie n'est-il quand même pas plus rapide que tous ces calculs fastidieux  ?

Le calculateur d'enthalpie a deux modes. Vous pouvez calculer la variation d'enthalpie à partir du schéma réactionnel ou en utilisant la formule de l'enthalpie. Si vous choisissez le premier mode :

1. Examinez le schéma réactionnel qui apparaît en haut du calculateur. Avez-vous besoin d'un réactif ou d'un produit supplémentaire (C ou F) ? Si c'est le cas, cliquez sur le bouton Mode avancé (Advanced mode).

2. Remplissez les champs de la section Réactifs. Vous devez indiquer le coefficient situé devant le constituant et sélectionner votre substance dans la liste déroulante (elles sont classées par ordre alphabétique). Si vous ne trouvez pas votre bonheur, sélectionnez l'option Personnalisé et entrez l'enthalpie standard de formation en kJ/mol (si vous ne l'avez pas sous la main, consultez des tables de référence en ligne, comme celle-ci sur Chemistry LibreTexts).

3. Faites la même chose pour les produits.

4. Vérifiez le schéma réactionnel ci-dessous et lisez le résultat. C'est la variation d'enthalpie standard de formation pour votre réaction !

5. Si vous le souhaitez, vous pouvez consulter le tableau des enthalpies de formation standard (pour les constituants que vous avez choisis) que nous avons répertorié tout en bas de la page.

Si vous souhaitez calculer la variation d'enthalpie à partir de la formule de l'enthalpie :

1. Commencez par déterminer la variation de volume de votre substance. Supposons que votre liquide se soit dilaté de $5\ \mathrm{L}$.

2. Trouvez la variation d'énergie interne de la substance. Supposons que l'énergie de votre substance ait augmenté de $2\,000\ \mathrm{J}$.

3. Mesurez la pression de l'environnement. Nous supposerons qu'il est de $101\,325\ \mathrm{Pa}$ ou $1\ \mathrm{atm}$.

4. Entrez toutes ces valeurs dans l'équation $ΔH = ΔU + p\times ΔV$ pour obtenir la variation d'enthalpie :

5. Vous pouvez également ouvrir le Mode avancé (Advanced mode) de notre calculateur d'enthalpie pour trouver l'enthalpie en fonction de l'énergie interne initiale et finale et du volume.

En chimie, l'enthalpie (à pression constante) détermine le transfert de chaleur d'un système. En gros, la variation d'enthalpie dans une réaction chimique est égale à la quantité d'énergie perdue ou gagnée au cours de la réaction. Un système tend souvent vers un état où son enthalpie diminue tout au long de la réaction.

Oui. Une réaction chimique dont l'enthalpie est négative est dite exothermique. Cela signifie que le système perd de l'énergie, de sorte que les produits ont moins d'énergie que les réactifs. Le terme « exothermique » signifie donc que le système perd ou cède de l'énergie.

Vous pouvez calculer la variation d'enthalpie de manière élémentaire en utilisant l'enthalpie des produits et des réactifs :

ΔH° = ∑ΔH_produits - ΔH_réactifs

Par exemple, examinons la réaction Na⁺ + Cl^- → NaCl. Pour trouver la variation d'enthalpie :

1. Utilisez l'enthalpie du produit NaCl (-411,15 kJ).

2. Trouvez l'enthalpie de Na⁺ (-240,12 kJ) et de Cl^- (-167,16 kJ).

3. Calculez la variation d'enthalpie :

   ΔH° = 1 × -411,15 kJ - (1 × -240,12 kJ - 1 × 167,16 kJ) = -3,87 kJ

   N'oubliez pas les coefficients correspondants !

Tous les éléments purs dans leur état de référence (par exemple, l'oxygène gazeux, le carbone sous forme de graphite, etc.) ont une enthalpie de formation standard nulle. L'enthalpie de formation signifie la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'une substance. Cependant, un élément formé à partir de lui-même ne subit aucune variation d'enthalpie, son enthalpie de formation sera donc nulle.

-571,7 kJ. Supposons la formation d'eau, H₂O, à partir d'hydrogène gazeux, H₂, et d'oxygène gazeux, O₂. Pour trouver l'enthalpie :

1. Écrivez la réaction de transformation : 2H₂ + O₂ → 2H₂O.

2. Notez que l'enthalpie de H₂ et de O₂ dans leur état élémentaire est nulle.

3. Calculez l'enthalpie comme suit :

   ∑ΔH_produits - ΔH_réactifs = 2 × -285,83 kJ - ( 2 × 0 kJ + 0 kJ) = -571,7 kJ