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Dans toute réaction chimique, de la chaleur est soit absorbée, soit dégagée. Cet échange de chaleur entre une réaction chimique et son environnement immédiat est connu sous le nom d' enthalpie de la réaction ou encore « H ». Cette enthalpie ne peut pas être mesurée directement, les scientifiques se servent alors de la «variation » de température entre le début et la fin de la réaction, ce qui permet ensuite de calculer la « variation » d'enthalpie dans le même laps de temps (variation notée ∆H ). À l'aide du ∆H, les scientifiques sont capables de dire si une réaction a été « exothermique » (perte de chaleur durant la réaction) ou « endothermique » (absorption de chaleur). En général, ∆H = m x s x ∆T , avec m représentant la masse des composants, s la chaleur spécifique du produit et ∆T étant la variation de température durant la réaction.
Étapes
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Déterminez, dans une réaction, les produits et les réactifs. Dans toute réaction chimique, il y a deux types d'éléments chimiques, les produits et les réactifs. Les produits sont ces éléments qui sont « créés » lors de la réaction, tandis que les réactifs sont les éléments qui « interagissent, se déstructurent et se combinent » pour créer de nouveaux produits. En cuisine, les réactifs seraient les ingrédients de la recette, et les produits, le plat obtenu. Aussi, pour calculer le ∆H d'une réaction, il faut en premier lieu identifier correctement les produits et les réactifs.
- Supposons que nous cherchions l'enthalpie de réaction aboutissant à la formation d'eau à partir d'hydrogène et d'oxygène : 2H 2 (hydrogène) + O 2 (oxygène) → 2H 2 O (eau). Dans cette équation, H 2 et O 2 sont les réactifs , tandis que H 2 O est le produit .
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Déterminez la masse totale des réactifs. En premier, cherchez la masse de chacun des réactifs mis en jeu. Si l'on ne vous donne aucune information préalable ou si vous n'avez pas de balance scientifique pour peser vos réactifs, vous devrez en passer par leurs masses molaires pour déterminer les masses en jeu. Ces masses molaires se trouvent dans le tableau périodique des éléments (pour les corps chimiques simples) et dans des ouvrages spécialisés (pour les molécules et autres produits composés). Pour trouver la masse d'un réactif dans une réaction donnée, il faut multiplier la masse molaire de l'élément en question par le nombre de moles en jeu.
- Si l'on reprend notre exemple de l'eau, les deux réactifs sont l'hydrogène et l'oxygène, lesquels ont des masses molaires respectives de 1 et 16 g/mol, ici nous parlons de H2 et O2. On a besoin de 2 moles d'hydrogène (« 2 » étant le coefficient situé dans l'équation à gauche de H 2
) et 1 mole d'oxygène (le « 1 » est sous-entendu à gauche de O 2
). On peut alors calculer la masse totale des réactifs :
2 × (2 g/mol) + 1 × (32 g/mol) = 4 g/mol + 32 g/mol = 36 g/mol .
- Si l'on reprend notre exemple de l'eau, les deux réactifs sont l'hydrogène et l'oxygène, lesquels ont des masses molaires respectives de 1 et 16 g/mol, ici nous parlons de H2 et O2. On a besoin de 2 moles d'hydrogène (« 2 » étant le coefficient situé dans l'équation à gauche de H 2
) et 1 mole d'oxygène (le « 1 » est sous-entendu à gauche de O 2
). On peut alors calculer la masse totale des réactifs :
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Trouvez la chaleur spécifique de votre produit. L'étape suivante consiste à trouver la chaleur spécifique du produit que vous analysez. Chaque élément (ou molécule) a une chaleur spécifique. Ces chaleurs spécifiques sont des valeurs constantes, on les trouve facilement dans les ouvrages de chimie (en général, en fin d'ouvrage, sous forme de tableau). Une chaleur spécifique peut s'exprime en différentes unités, mais pour notre formule, nous aurons besoin de les exprimer en joules/gramme.°C (J.g -1 .°C -1 ).
- Si, à l'issue de la réaction, vous obtenez plusieurs produits, vous allez devoir calculer l'enthalpie de chacun des produits, puis les additionner pour obtenir l'enthalpie totale de la réaction.
- Dans notre exemple, le produit final est de l'eau qui a une chaleur spécifique d'environ 4,2 kJ/kg.°C .
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Trouvez la différence de températures entre le début et la fin de la réaction. Ensuite, il nous faut donc trouver ∆T, la différence de températures entre le début et la fin de la réaction. Il suffit pour cela de retirer la température initiale (T1) de la température finale (T2). Comme souvent en chimie, on utilise des températures en kelvins - K - (avec des degrés Celsius, on obtiendrait les mêmes résultats).
- Dans l'exemple, disons que la température de départ était de 185 K et qu'en fin de réaction, on ait une température de 95 K.On a alors le ∆T suivant :
∆T = T2 – T1 = 95 K – 185 K = - 90 K .
- Dans l'exemple, disons que la température de départ était de 185 K et qu'en fin de réaction, on ait une température de 95 K.On a alors le ∆T suivant :
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Pour calculer l'enthalpie (∆H), il faut utiliser la formule suivante : ∆H = m x s x ∆T. Selon cette formule, pour calculer l'enthalpie, il vous faut connaitre la masse (m) des réactifs, la chaleur spécifique (s) du produit final et la différence de températures (∆T) lors de la réaction. Mettez ces valeurs respectives dans la formule ∆H = m x s x ∆T et faites les calculs. La réponse sera alors en joules (J).
- Dans notre exemple, le calcul de l'enthalpie de réaction se présente ainsi :
∆H = (36 g) × (4,2 J.K -1 g -1 ) × (- 90 K) = - 13 608 J
- Dans notre exemple, le calcul de l'enthalpie de réaction se présente ainsi :
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Voyez si votre réaction a perdu ou absorbé de l'énergie. Quand on calcule le ∆H d'une réaction, c'est le plus souvent pour savoir si une réaction est exothermique (perte d'énergie suite à un dégagement de chaleur) ou endothermique (gain d'énergie par absorption de chaleur). Si le ∆H est positif, la réaction est endothermique, s'il est négatif, la réaction est exothermique. Plus la valeur absolue de ∆H est élevée, plus la réaction a été exo- ou endo- thermique. Méfiez-vous des réactions très exothermiques, comme elles dégagent beaucoup d'énergie, elles sont potentiellement dangereuses. On peut même assister à une explosion si la libération d'énergie est concentrée dans le temps.
- Dans notre exemple, on a un ∆H de - 13 608 J. Il est négatif, la réaction est donc exothermique . C'est assez logique, H 2 et O 2 sont des gaz et H 2 O, le produit obtenu, est un liquide. Ces gaz chauds (vapeur) doivent relâcher de la chaleur pour atteindre le point de condensation : c'est pourquoi la formation d'eau (H 2 O) est exothermique.
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Utilisez les énergies de liaisons pour estimer une enthalpie. Pratiquement toutes les réactions chimiques impliquent des ruptures et des formations de liaisons entre atomes. Dans une réaction chimique classique, de l'énergie disparait ou apparait. Si l'on connait à l'avance l'énergie nécessaire à la rupture et à la formation de ces liaisons électroniques, on peut alors estimer la variation d'enthalpie lors de la réaction avec une grande précision en additionnant ces énergies de liaisons.
- Prenons, par exemple, la réaction suivante : H 2
+ F 2
→ 2HF. Lors de cette réaction, l'énergie nécessaire pour briser les atomes d'hydrogène (H) contenus dans la molécule H 2
est de 436 kJ/mol, et pour briser les atomes de fluor (F) de F 2
, de 158 kJ/mol. Pour former une molécule de HF à partir d'atomes H et F, il faut une énergie de - 568 kJ/mol. Comme on obtient 2 molécules de produit HF ( 2
HF), on doit faire : 2 × - 568 = - 1 136 kJ/mol. En additionnant le tout, on obtient :
436 + 158 + - 1 136 = - 542 kJ/mol .
- Prenons, par exemple, la réaction suivante : H 2
+ F 2
→ 2HF. Lors de cette réaction, l'énergie nécessaire pour briser les atomes d'hydrogène (H) contenus dans la molécule H 2
est de 436 kJ/mol, et pour briser les atomes de fluor (F) de F 2
, de 158 kJ/mol. Pour former une molécule de HF à partir d'atomes H et F, il faut une énergie de - 568 kJ/mol. Comme on obtient 2 molécules de produit HF ( 2
HF), on doit faire : 2 × - 568 = - 1 136 kJ/mol. En additionnant le tout, on obtient :
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Utilisez « l'enthalpie standard de formation ». Nous abrègerons par « enthalpie de formation » pour estimer une enthalpie. Les enthalpies de formation sont des variations d'enthalpies (∆H) correspondant à la réaction de formation d'un corps à partir des corps simples. Si vous connaissez les enthalpies de formation des produits et des réactifs impliqués dans une réaction chimique, vous pouvez les additionner afin d'estimer l'enthalpie. Le résultat est plus fiable qu'avec la méthode des énergies de liaisons vue précédemment.
- Prenons, par exemple, la réaction suivante : C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O. Dans ce cas, nous connaissons les enthalpies de formation des réactions suivantes:
C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 = 228 kJ/mol
2C + 2O 2 → 2CO 2 = - 394 × 2 = - 788 kJ/mol
3H 2 + 1.5 O 2 → 3H 2 O = - 286 × 3 = - 858 kJ/mol
Pour obtenir l'enthalpie de la réaction C 2 H 5 OH + 3O 2 → 2CO 2 + 3H 2 O, il suffit d'additionner les trois enthalpies de formation partielles, calculées précédemment. On obtient alors :
228 + (- 788) + (- 858) = - 1 418 kJ/mol .
- Prenons, par exemple, la réaction suivante : C 2
H 5
OH + 3O 2
→ 2CO 2
+ 3H 2
O. Dans ce cas, nous connaissons les enthalpies de formation des réactions suivantes:
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N'oubliez pas d'inverser les signes si vous inversez les équations. Quand on utilise les enthalpies de formation pour calculer l'enthalpie d'une réaction, il ne faut pas oublier d'inverser le signe de ces enthalpies si la réaction se fait dans l'autre sens (décomposition du produit pour retrouver les réactifs). Autrement dit, si vous avez plusieurs équations intermédiaires inverses, il faut modifier le signe de ces enthalpies de formation.
- Dans notre exemple, nous avions une équation inversée, c'est-à-dire qu'on partait du produit pour arriver aux réactifs : C 2 H 5 OH. Avec cette équation, C 2 H 5 OH → 2C + 3H 2 + 0.5O 2 , c'est la molécule C 2 H 5 OH qui est cassée, et non formée. Comme on prend l'équation en sens inverse, il faut aussi inverser le signe de l'enthalpie de formation qui est de 228 kJ/mol. En fait, l'enthalpie de formation pour C 2 H 5 OH est : - 228 kJ/mol.
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Méthode 3
Méthode 3 sur 3:
Observer expérimentalement les variations d'enthalpie
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Prenez un récipient propre et remplissez-le d'eau. Il est possible de mettre en évidence ce principe de l'enthalpie en faisant une expérience très simple. Afin de ne pas avoir d'interférence lors de l'expérimentation, il est essentiel d'avoir un récipient stérilisé, exempt de toute contamination. Les scientifiques utilisent lors de ces calculs d'enthalpie des récipients stériles appelés calorimètres , mais vous obtiendrez des résultats fiables si vous utilisez un récipient en verre très propre. Peu importe la forme du récipient, il faut simplement le remplir d'eau du robinet, à température ambiante donc. Cette expérience doit également se dérouler dans un endroit ni trop chaud, ni trop froid.
- Pour cette expérience, prenez un récipient relativement petit. Nous allons tester les variations d'enthalpie lors de l'introduction d'un comprimé d'Alka-Seltzer dans de l'eau. Vous comprenez bien que moins il y aura d'eau, plus les changements de température seront sensibles.
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Plongez un thermomètre dans le récipient. Récupérez un thermomètre et plongez-le dans le récipient, la partie terminale étant sous l'eau. Lisez la température de l'eau qui s'affiche alors, nous l'appellerons T1, la température initiale de la réaction.
- Admettons, pour illustrer notre propos, qu'on fasse une première lecture et qu'on ait une température de 10 °C. Un peu plus tard, au cours de l'expérience, nous utiliserons cette température pour démontrer les principes de l'enthalpie.
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Mettez un comprimé d'Alka-Seltzer dans votre récipient. Une fois la prise de température effectuée, introduisez un seul comprimé d'Alka-Seltzer dans l'eau. Comme vous le savez, des bulles se dégagent immédiatement du comprimé, l'eau pétille. Au fur et à mesure de sa désagrégation, le comprimé libère du bicarbonate (HCO 3 - ) et de l'acide citrique (qui se combine pour former des ions hydrogène, H + ). Ces produits se combinent à nouveau pour former au final de l'eau et du dioxyde de carbone. L'équation est la suivante : 3HCO 3 - + 3H + → 3H 2 O + 3CO 2 .
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Mesurez à nouveau la température de l'eau une fois la réaction terminée. Surveillez bien la réaction, le comprimé d'Alka-Seltzer se dissout progressivement. Soyez particulièrement attentif au moment où le comprimé remonte à la surface et achève de se dissoudre. Quand vous ne voyez plus le comprimé, mesurez à nouveau la température de l'eau. Cette dernière devrait être légèrement plus basse que la première (T1). Si vous trouvez une température supérieure, il faut imaginer que la réaction a été perturbée par un élément extérieur (une pièce d'expérimentation anormalement chaude, par exemple).
- Admettons pour les besoins de la démonstration qu'on ait une température terminale de 8 °C (l'eau ne pétille plus).
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Estimez l'enthalpie de la réaction. Si l'expérience a été menée dans des conditions idéales, l'introduction du comprimé d'Alka-Seltzer a amené la formation d'eau et de dioxyde de carbone (lequel gaz est à l'origine des bulles), ce qui a eu pour conséquence un abaissement de la température de l'eau. On peut en conclure que la réaction a été endothermique, c'est-à-dire que lors de la réaction, de l'énergie a été prise dans l'environnement immédiat. La transformation du comprimé en gaz n'a été rendue possible que par prélèvement d'énergie, sous forme de chaleur, dans le milieu environnant, l'eau en l'occurrence. C'est ce qui a fait baisser la température de l'eau.
- Nos mesures ont prouvé que la température avait baissé de 2 degrés (10-8) après introduction du comprimé d'Alka-Seltzer. Ce chiffre (- 2) corrobore l'hypothèse d'une réaction endothermique modérée, réaction que l'on connait tous quand on veut soigner un mal de tête !
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Conseils
- Les calculs se font en kelvins (K), une échelle au même titre que l'échelle Celsius. Les formules pour passer des degrés Celsius aux kelvins, ou l'inverse, sont les suivantes : K = °C + 273 et °C = K - 273. Selon le cas, on ajoute ou on soustrait 273.
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Références
- http://www.iun.edu/~cpanhd/C101webnotes/matter-and-energy/specificheat.html
- http://education.seattlepi.com/delta-h-represent-chemistry-3557.html
- https://www.chem.tamu.edu/class/majors/tutorialnotefiles/enthalpy.htm
- http://www.pasco.com/chemistry/experiments/online/classic-endothermic-reaction-alka-seltzer-and-water.cfm
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