L'enthalpie de réaction (ou chaleur de réaction, ΔH) mesure l'énergie totale libérée ou absorbée lors d'une réaction chimique. Les réactions exothermiques dégagent de la chaleur (ΔH < 0), comme la combustion ou la rouille. Les réactions endothermiques absorbent la chaleur (ΔH > 0), comme la fonte de la glace ou la photosynthèse. L'enthalpie est essentielle pour comprendre l'énergétique des réactions et prédire si les réactions seront spontanées.
La formule
Utilisation de la loi de Hess :
ΔH_reaction = Σ ΔH_f(products) - Σ ΔH_f(reactants)
Où ΔH_f est l'enthalpie standard de formation (énergie pour former 1 mole de substance à partir d'éléments à l'état standard).
Ou à partir de données expérimentales :
ΔH = q / n
Où q est la chaleur absorbée/libérée (en joules) et n est le nombre de moles de réactif limitant.
Exemple travaillé
Calculer l'enthalpie pour : 2H₂ + O₂ → 2H₂O
En utilisant des enthalpies de formation standards (à 25°C) :
- ΔH_f(H₂) = 0 kJ/mol
- ΔH_f(O₂) = 0 kJ/mol
- ΔH_f(H₂O) = -285,8 kJ/mol
ΔH_reaction = [2 × (-285.8)] - [2 × 0 + 1 × 0]
= -571.6 - 0
= -571.6 kJ/mol
Il s’agit d’une réaction hautement exothermique : la combustion d’hydrogène libère 571,6 kJ par mole d’oxygène consommée.
Types de réactions
| Taper | ΔH | Exemple |
|---|---|---|
| Exothermique | < 0 | Combustion, neutralisation, congélation |
| Endothermique | > 0 | Fusion, dissolution, photosynthèse |
| Thermoneutre | ≈ 0 | Changements de phase à l'équilibre |
Spontanéité et ΔG
L'enthalpie seule ne détermine pas si une réaction est spontanée. L'énergie libre de Gibbs combine l'enthalpie et l'entropie :
ΔG = ΔH - TΔS
Une réaction est spontanée lorsque ΔG < 0. Une réaction exothermique avec ΔH négatif est plus susceptible d'être spontanée, mais l'entropie (ΔS) compte également.
Calorimétrie
Expérimentalement, l'enthalpie est trouvée en mesurant le dégagement de chaleur dans un calorimètre :
q = m × c × ΔT
Où m est la masse, c est la capacité thermique spécifique et ΔT est le changement de température. L'enthalpie de réaction est -q (négative car la chaleur dégagée par la réaction est absorbée par le calorimètre).
Conseils
Rappelons que les enthalpies de formation des éléments dans leur état standard sont nulles par définition. Lorsque vous recherchez des valeurs, notez l'état (solide, liquide, gaz) : différents états ont des enthalpies différentes. Soyez également prudent avec les conventions de signes : un ΔH négatif signifie de la chaleur dégagée vers l'environnement.
Utilisez notre Calculateur d'enthalpie de réaction pour calculer instantanément l'enthalpie de réaction à partir des enthalpies de formation.