Enthalpie
Changement d’enthalpie accompagnant un changement d’état
Lorsqu’un liquide se vaporise, le liquide doit absorber de la chaleur de son environnement pour remplacer l’énergie prise par les molécules qui se vaporisent afin que la température reste constante. Cette chaleur nécessaire pour vaporiser le liquide est appelée enthalpie de vaporisation (ou chaleur de vaporisation). Par exemple, la vaporisation d’une mole d’eau l’enthalpie est donnée comme:
ΔH = 44,0 kJ à 298 K
Lorsqu’un solide fond, l’énergie requise est de façon similaire appelée enthalpie de fusion (ou chaleur de fusion). Par exemple, pour une mole de glace, l’enthalpie est donnée par :
ΔH = 6,01 kJ à 273,15 K
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L’enthalpie peut également être exprimée sous forme d’enthalpie molaire, \(\Delta{H}_m\), en divisant l’enthalpie ou le changement d’enthalpie par le nombre de moles. L’enthalpie est une fonction d’état. Cela implique que lorsqu’un système passe d’un état à un autre, le changement d’enthalpie est indépendant du chemin entre deux états d’un système.
Si le système ne subit aucun travail de non-expansion et que la pression reste constante, alors le changement d’enthalpie sera égal à la chaleur consommée ou libérée par le système (q).
Cette relation peut aider à déterminer si une réaction est endothermique ou exothermique. A pression constante, une réaction endothermique est celle où la chaleur est absorbée. Cela signifie que le système consomme la chaleur de l’environnement, donc que \(q\) est supérieur à zéro. Par conséquent, d’après la deuxième équation, le \(\Delta{H}\) sera également supérieur à zéro. D’autre part, une réaction exothermique à pression constante se produit lorsque de la chaleur est libérée. Cela implique que le système cède de la chaleur à l’environnement, donc que \(q\) est inférieur à zéro. De plus, \(\Delta{H}\) sera inférieur à zéro.