Connaissant la variation d'enthalpie, ou la quantité de chaleur dégagée par une réaction, peut vous aider à comprendre à la fois pourquoi il a lieu et la façon de calculer le rapport qui existe entre les produits et réactifs lorsque la réaction est à l'équilibre. Vous pouvez estimer cette valeur en utilisant enthalpies moyen des obligations, ou vous pouvez calculer cette valeur en utilisant plus précisément les soi-disant chaleurs de formation des réactifs et des produits. Ce type d'information est disponible à partir de tables de données thermodynamiques et pour de nombreux composés, il est disponible en ligne.
Instructions
1 Cliquez sur le lien dans la section Ressources, qui vous mènera vers une page web où vous pouvez rechercher une bibliothèque de composés par son nom. Tapez le nom de chacun de vos réactifs et de produits et de récupérer la quantité classée ". FH ° pour chaque composé Il n'y a qu'une seule exception, ce qui est des éléments dans leur état le plus stable; ceux-ci ont une" fH ° de 0. Oxygène sous la forme d'O2 et de l'hydrogène sous forme H2, par exemple, aurait à la fois un "fH ° 0.
Exemple: Imaginez que vous êtes hydrogéné éthylène en utilisant un catalyseur de platine pour faire l'éthane. Votre équation de réaction serait la suivante:
C2H4 + H2 ---> C2H6
Le "fH ° de H2 est de 0, donc vous devez seulement trouver le" fH ° pour C2H4 et C2H6. Vous pouvez consulter ces sur le livre Web NIST par nom et vous trouverez les éléments suivants:
"FH ° de l'éthane = -84 kJ / mol
"FH ° d'éthylène = 52,47 kJ / mol
2 Ajouter le "fH ° des réactifs et appeler ce" fH ° réactifs. Faites la même chose pour les produits.
Exemple: Depuis H2 a une "fH ° 0, la" fH ° réactifs est juste 52,47 kJ / mol. La «fH ° produits, en revanche, est -84 kJ / mol.
3 Soustraire "fH ° réactifs de" fH ° produits. Cela vous donnera le changement d'enthalpie associée à la réaction.
Exemple: -84 kJ / mol - 52,47 kJ / mol = -136 kJ / mol
4 Notez que si le système est sous pression constante et ne fait pas de travail mécanique, la chaleur dégagée par le processus est égale à la variation d'enthalpie. Ce sont les conditions habituelles pour les réactions chimiques dans le laboratoire, de sorte que votre réponse de l'étape 3 vous donne la quantité de chaleur libérée en kJ par mole de produit formé.