Calculateur d'enthalpie de réaction

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Comment utiliser le calculateur d'enthalpie de réaction

1. 1. Écrivez l'équation équilibrée avec les états. Par exemple CH4(g) + 2 O2(g) -> CO2(g) + 2 H2O(l). Mettez des espaces autour de +, utilisez (g), (l), (s) ou (aq), et écrivez les ions comme Na+ ou SO4^2-. Vous pouvez aussi appuyer sur « + réactif » ou « + produit » dans la table au lieu de taper.
2. 2. Corrigez ce qui est signalé. Une espèce absente de la table est nommée, et une espèce qui existe dans plusieurs états, comme l'eau, demande son état. Si vous connaissez son ΔfH°, ajoutez-la vous-même avec @, comme dans C8H18(l)@-250.1.
3. 3. Lisez ΔH°rxn. Vous obtenez les deux sommes, la contribution de chaque espèce et le détail du calcul. L'outil signale si l'équation n'est pas équilibrée, car le résultat dépend des coefficients que vous avez saisis.
4. 4. Demandez une quantité réelle. Choisissez une espèce et une quantité en mol ou en grammes pour obtenir la chaleur dégagée ou absorbée. Passez au mode loi de Hess pour additionner des réactions connues à la place.

La formule

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(produits) − Σ m·ΔH°f(réactifs)

ΔH°f = 0 pour un élément dans son état standard

ΔH(net) = Σ (multiplicateur × ±ΔH de chaque étape)

L'enthalpie standard de formation ΔH°f est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'un composé se forme à partir de ses éléments, chacun dans sa forme la plus stable à 1 bar et, dans ces tables, à 298,15 K. Comme les éléments eux-mêmes n'ont pas besoin de changer pour se former, leur ΔH°f vaut zéro : O₂(g), H₂(g), Br₂(l), le graphite, etc. Le coefficient n multiplie chaque valeur ; la réponse est donc la variation d'enthalpie par mole de réaction telle qu'écrite : doublez chaque coefficient et ΔH°rxn double.

Exemple détaillé : combustion du méthane

Pour CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(l), avec des valeurs de ΔH°f de −74,6 pour CH₄(g), −393,5 pour CO₂(g) et −285,8 kJ/mol pour H₂O(l) :

• Produits : 1 × (−393,5) + 2 × (−285,8) = −965,1 kJ
• Réactifs : 1 × (−74,6) + 2 × 0 = −74,6 kJ
• ΔH°rxn = −965,1 − (−74,6) = −890,5 kJ par mole de CH₄ brûlé

Le signe indique que la réaction est exothermique. Remplacez H₂O(l) par H₂O(g), à −241,8 kJ/mol, et la réponse devient −802,5 kJ : l'écart de 88,0 kJ correspond à la chaleur de condensation de deux moles de vapeur d'eau, soit 44,0 kJ chacune. Les symboles d'état ne sont donc pas décoratifs : supprimez-les, et l'outil vous demandera celui que vous voulez lorsqu'une formule possède plusieurs entrées.

Pour une quantité réelle, choisissez CH₄(g) dans « Exprimer la chaleur pour » et saisissez 10 g. La masse molaire est de 16,043 g/mol ; 10 g font donc 0,6233 mol et la chaleur dégagée vaut 0,6233 × 890,5 = 555,1 kJ. Second exemple : le glucose, C₆H₁₂O₆(s) + 6 O₂(g) → 6 CO₂(g) + 6 H₂O(l), donne ΔH°rxn = 6(−393,5) + 6(−285,8) − (−1273,3) = −2802,5 kJ, soit environ 155,6 kJ dégagés pour 10 g.

Loi de Hess : additionner des réactions connues

L'enthalpie est une fonction d'état : la variation d'enthalpie d'une réaction est la même quelle que soit la voie suivie, et le ΔH d'une réaction cible est la somme des ΔH des étapes qui s'y additionnent. Trois règles couvrent tous les cas : inverser une réaction et changer le signe de son ΔH ; multiplier une réaction et multiplier son ΔH par le même nombre ; additionner les résultats, en annulant les espèces présentes des deux côtés.

Pour trouver ΔH de C(s) + ½O₂(g) → CO(g), qu'on ne peut pas mesurer proprement parce qu'il se forme toujours un peu de CO₂, combinez C(s) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −393,5 kJ, avec l'inverse de CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g), ΔH = −283,0 kJ. Inverser transforme −283,0 en +283,0, et la somme donne −393,5 + 283,0 = −110,5 kJ, ce qui correspond à la valeur tabulée de ΔH°f du CO. En mode loi de Hess, saisissez le ΔH de chaque étape, cochez « Inverser l'étape » pour la seconde, et l'outil fait le calcul. Il additionne les nombres que vous lui donnez ; vérifier que les étapes donnent bien l'équation cible vous revient.

Questions fréquentes

Quelle est la formule de l'enthalpie de réaction à partir des enthalpies de formation ?

ΔH°rxn = Σ n·ΔH°f(produits) − Σ m·ΔH°f(réactifs), où n et m sont les coefficients de l'équation équilibrée. Multipliez chaque ΔH°f par son coefficient, additionnez séparément les produits et les réactifs, puis soustrayez les réactifs des produits.

Pourquoi l'enthalpie de formation d'un élément est-elle nulle ?

La formation se définit comme la fabrication d'un composé à partir de ses éléments dans leurs états standard ; un élément dans son état standard n'a donc besoin d'aucun changement pour se former. O₂(g), H₂(g), Br₂(l) et le graphite valent zéro. Le même élément sous une autre forme ne vaut pas zéro : le diamant vaut +1,9 kJ/mol et l'ozone O₃(g) vaut +142,7 kJ/mol.

Faut-il multiplier ΔHf par les coefficients ?

Oui. Chaque ΔH°f de la table vaut pour une mole, donc un coefficient de 2 signifie deux fois la valeur. Le ΔH°rxn final vaut par mole de réaction telle qu'écrite, et diviser chaque coefficient par deux divise donc la réponse par deux.

Que signifie un ΔH négatif ?

Un ΔH négatif signifie que la réaction libère de la chaleur vers son environnement à pression constante : elle est exothermique. Un ΔH positif signifie qu'elle absorbe de la chaleur : elle est endothermique. Le signe ne dit rien de la vitesse et, à lui seul, ne détermine pas la spontanéité, pour laquelle il faut ΔG.

Pourquoi l'état de l'eau modifie-t-il le résultat ?

L'eau liquide et l'eau gazeuse ont des enthalpies de formation différentes, −285,8 et −241,8 kJ/mol. La formation de H₂O(l) libère les 44,0 kJ/mol supplémentaires dégagés par la condensation ; la même combustion est donc plus exothermique lorsque l'eau finit à l'état liquide.

Pourquoi ma réponse diffère-t-elle légèrement de celle de mon manuel ?

Les manuels tabulent des valeurs légèrement différentes, et certains arrondissent au dixième ou au kJ/mol près. Vérifiez quelle table utilise votre cours et, si la note en dépend, saisissez les valeurs de votre manuel avec @ pour chaque espèce.