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Le terme « enthalpie » désigne une grandeur thermodynamique correspondant à une fonction d'état extensive, c'est-à-dire une fonction d'état proportionnelle à la quantité de matière en présence. En revanche, l'enthalpie est indépendante de la façon dont un système a atteint son état. Elle s'appuie sur la situation initiale et sur la situation finale sans considérer les états intermédiaires.
C'est le scientifique néerlandais Heike Kamerlingh Onnes -- prix Nobel de physique en 1913 -- qui aurait, le premier, introduit le concept. L'enthalpie se note H et, dans le système international, elle se mesure en joule (J). Elle est définie par la relation suivante :
H = U + PV
où U représente l’énergie interne
P, la pression
et V, le volume.
Interprétation physico-chimique de l’enthalpie
En d'autres termes, l'enthalpie représente l'énergie totale d'un système thermodynamique : son énergie interne (U) (c'est-à-dire l'énergie nécessaire à la création du système), plus le travail de détente (PV), qui correspond au travail que le système doit fournir contre la pressionpression pour occuper son volumevolume.
L'enthalpie est particulièrement importante lorsqu'il s'agit de décrire des transformations à pression constante. C'est notamment le cas de la plupart des réactions chimiques qui se déroulent à pression atmosphérique. La variation d'enthalpie est alors égale à la quantité de chaleurchaleur dégagée ou absorbée par le système, selon que la réaction est exothermiqueexothermique ou endothermiqueendothermique. D'ailleurs, une réaction exothermique se caractérise par le fait qu'elle produit de l'enthalpie et une réaction endothermique, par le fait qu'elle en consomme.
