Légèrement confus quant à la définition de l'enthalpie

[kasakopei]

Jusqu'ici, je comprends que la première loi est la suivante : deltaU = q + w. Le type de travail qui nous intéresse est le travail PV : w = -deltaPV. Donc, si nous travaillons à pression et volume constants, la variation d'énergie interne est égale au transfert de chaleur.

Mais dans les systèmes chimiques, il n'est pas vraiment possible d'avoir un travail PV constant. Pour contourner ce problème, nous introduisons l'enthalpie, qui est égale à U + PV. Avec quelques substitutions et annulations, l'enthalpie est égale au transfert de chaleur.

En supposant que c'est correct - que faisons-nous réellement en définissant simplement les choses de manière spécifique, et à quoi cela sert-il ? Toute la procédure semble très circulaire.

[maurice]

Aïe ! Tout d'abord, il n'est pas possible de travailler à pression et volume constant. On peut travailler à pression ou à volume constant, mais pas les deux. L'un des eux doit varier, même si c'est de très peu.
Ensuite, le travail w n'est pas deltaPV. C'est p deltaV.
Troisièmement, personne n'a jamais dit que le travail PV doit ou peut être constant. D'où te vient cette idée ?
On introduit l'enthalpie pour ne pas avoir à calculer le travail fait involontairement par l'atmosphère ambiante. Par exemple, quand on effectue une réaction qui produit un gaz comme la combustion du charbon, le gaz produit doit repousser l'atmosphère pour faire de la place pour les molécules de CO2 produites par la combustion. Donc le gaz produit un travail PV. Mais ce travail ne nous intéresse pas. Ce qui est intéressant, c'est la chaleur dégagée par la réaction. Or Delta U donne la somme chaleur plus travail pour repousser l'atmosphère. Delta H est bien plus utile, car il ne donne que la chaleur dégagée par la réaction.