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Fiche explicative de la leçon : Variations de l’enthalpie standard Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire différents types de variations d’enthalpie standard.

Des réactions chimiques se produisent lorsque des liaisons sont rompues dans les composés chimiques des réactifs et que de nouvelles liaisons se forment dans les composés chimiques des produits. L’énergie potentielle chimique des molécules de réactif et de produit est différente car elles contiennent différents types de liaisons chimiques, et l’énergie potentielle est stockée dans les liaisons chimiques. L’énergie potentielle chimique change au cours d’une réaction chimique. La variation d’énergie d’un système peut être décrite comme une variation d’enthalpie (Δ𝐻) ou une variation de la quantité de chaleur.

Définition : Variation d’enthalpie (Δ𝐻)

La variation d’enthalpie décrit la variation d’énergie d’un système.

Les processus de rupture et de formation des liaisons dépendent de la température et de la pression. La variation d’enthalpie de la combustion du méthane à température ambiante peut être complètement différent de la variation d’enthalpie de la combustion du méthane à 100C. Les variations d’enthalpie peuvent également être appliquées à des changements physiques tels que la dissolution ou un changement d’état.

Les chimistes ne peuvent comparer les variations d’enthalpie de manière significative que si les mesures sont toutes effectuées à température et à pression constantes. En d’autres termes, un ensemble de conditions standard est nécessaire pour mesurer les variations d’enthalpie. La variation d’enthalpie standard est le changement d’enthalpie qui se produit à la pression et à la température standard.

Une variation d’enthalpie standard est indiqué par une notation chimique à l’aide d’un symbole appelé « plimsoll » () (le symbole de degré est également communément utilisé ()), écrit en exposant à côté du symbole d’enthalpie, 𝐻:Δ𝐻.

Les chimistes ont déterminé que la pression standard pour les réactions chimiques est de 1 atm. Parfois, au lieu de cela, une pression de 1 bar est utilisée, parce que 1 bar est essentiellement équivalent à 1 atm (1=1,01325atmbar).

Les chimistes ont également déterminé la température standard comme étant de 298,15 K (25,15C), mais il y a un certain différend sur cette valeur, et certains chimistes font valoir qu’une température de 0C ou 20C serait plus appropriée. La concentration standard a été déterminée comme étant d’une mole par litre (1 mol/L), qui peut également s’écrire 1 M.

Les chimistes ont également décidé que les valeurs de variation d'enthalpie standard ne devraient être déterminées que lorsque les réactifs et les produits sont dans leur état standard. L’état standard est déterminé comme étant l’état physique d’une substance à la température et à la pression standard. L’état standard de l’eau est liquide (l) et l’état standard du dioxyde de carbone est l’état gazeux (g).

Le tableau suivant indique l’état standard de certains éléments ordinaires.

DihydrogèneH()2g
HéliumHe()g
DioxygèneO()2g
SodiumNa()s
MercureHg()l

Certains éléments possèdent différentes formes allotropiques, et les scientifiques ont dû sélectionner une seule de ces formes comme représentative de l’état physique standard de cet élément. Le phosphore a au moins 10 formes allotropiques différentes. Les chimistes ont déterminé que l’état standard du phosphore est le phosphore blanc solide, dont la formule chimique est P4.

Il est parfois nécessaire de préciser la forme allotropique standard d’un élément pour décrire des équations de variation d’enthalpie standard. Le carbone possède différentes formes allotropiques, et il n’est pas rare de préciser la forme allotropique standard du carbone dans les équations de variation d’enthalpie standard. Les chimistes peuvent écrire le terme suivant dans une équation qui décrit la variation d’enthalpie standard d’une réaction mettant en jeu du carbone pur:C(,graphite)s.

Il existe de nombreux types différents de processus de variation d’enthalpie. L’un des plus simples est la fusion d’une substance lorsque celle-ci passe d’un état solide à un état liquide. L’enthalpie standard de fusion (Δ𝐻fus), également appelée chaleur standard de fusion, est la variation d’enthalpie d’une mole de substance lorsqu’elle passe d’un état solide à un état liquide.

Définition : Enthalpie standard de fusion (Δ𝐻fus)

L’enthalpie standard de fusion correspond à la variation d’enthalpie quand une mole de substance passe d’un état solide à un état liquide dans les conditions standard.

La fonte de la glace est l’un des exemples les plus connus d’un système passant d’un état solide à un état liquide. L’enthalpie de fusion standard pour l’eau est de +6,01/kJmol sous une pression de 1 atm à une température de 0C. La variation d’enthalpie ne peut pas être mesurée à 25,15C, car l’eau passe à l’état liquide à 0C. Nous pouvons écrire ceci comme suit:HO()HO()kJmol22fusslΔ𝐻=+6,01/

La variation d’enthalpie standard changera également si les coefficients stœchiométriques placés devant la substance changent. Par exemple, l’enthalpie standard de fusion pour deux moles d’eau peut s’écrire comme suit:2HO()2HO()kJmol2HO()2HO()kJmol22fus22fusslslΔ𝐻=+2×6,01/Δ𝐻=+12,02/

Nous pouvons déterminer que la fonte de la glace est un processus endothermique, car la variation de l’enthalpie est positive. Les molécules d’eau absorbent l’énergie lorsqu’elles fondent et passent d’un état solide à un état liquide.

Exemple 1: Choisir l’affirmation qui décrit le mieux l’enthalpie de fusion

Laquelle des affirmations suivantes décrit le mieux l’enthalpie de fusion Δ𝐻fus?

  1. La variation d’enthalpie résultant de la combinaison de deux atomes pour créer une molécule.
  2. La variation d’enthalpie résultant de l’énergie libérée par une substance lorsqu’elle est brûlée en présence de dioxygène.
  3. La variation d’enthalpie résultant de la libération d’énergie par une substance pour passer de son état solide à son état gazeux, à pression constante.
  4. La variation d’enthalpie résultant de l'absorption d'énergie par une substance pour passer, de son état solide à son état liquide, à pression constante.
  5. La variation d’enthalpie résultant du mélange de deux solutions.

Réponse

L’une des définitions du dictionnaire du mot « fusion » se réfère au rassemblement de différents objets qui finissent par s’unir entre eux;cependant, en chimie, lorsqu’on parle des variations d’enthalpie, il est important de se rappeler que la fusion signifie pratiquement le contraire.

L’enthalpie standard de fusion correspond à la variation d’énergie lorsqu’une mole d’une substance passe d’un état solide a un état liquide dans des conditions standard.

La réponse A semble se rapporter à un changement d’enthalpie de formation, la réponse B à un changement d’enthalpie de combustion, la réponse C à une sublimation, et enfin, la réponse E concerne la variation d’enthalpie du mélange de deux substances.

La réponse non traitée jusqu’alors est la réponse D, qui se rapporte à la variation d’enthalpie qui résulte de la transformation d’une substance de l’état solide à l’état liquide, et qui est la bonne réponse.

L’enthalpie standard de solidification (Δ𝐻solid) décrit la transformation physique opposée. L’enthalpie standard de solidification est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’un liquide se transforme en solide.

L’enthalpie standard de solidification de l’eau est la variation d’enthalpie qui se produit lorsque l’eau gèle et forme de la glace. L’enthalpie standard de solidification de l’eau est l’opposé de l’enthalpie standard de fusion de l’eau. Par conséquent, l’enthalpie standard de solidification de l’eau est de 6,01/kJmol sous une pression de 1 atm à une température de 0C:HO()HO()kJmolHO()HO()kJmol22fus22solidsllsΔ𝐻=+6,01/Δ𝐻=6,01/

Définition : Enthalpie de solidification standard (Δ𝐻solid)

L’enthalpie standard de solidification est la variation d’enthalpie quand une mole d’une substance passe d’un état liquide à un état solide dans les conditions standard.

L’enthalpie standard de vaporisation (Δ𝐻vap) est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’un ensemble d’atomes se vaporise et passe d’un état liquide à un état gazeux. L’enthalpie standard de vaporisation de l’eau est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’une mole de molécules d’eau passe d’un état liquide à un état gazeux.

Définition : Enthalpie standard de vaporisation (Δ𝐻vap)

L’enthalpie standard de vaporisation est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’une mole d’une substance passe d’un état liquide à un état gazeux.

L'enthalpie standard de condensation (Δ𝐻cond) est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’un ensemble d’atomes est converti d'un gaz en un liquide.

L’enthalpie standard de condensation de l’eau est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’une mole de molécules d’eau passe d’un état gazeux à un état liquide, dans les conditions standard.

Définition : Enthalpie standard de la condensation (Δ𝐻cond)

L’enthalpie standard de condensation est la variation d’enthalpie qui se produit lorsqu’une mole d’une substance passe d’un état gazeux à un état liquide, dans les conditions standard.

Comme dans le cas des enthalpies standard de fusion et de solidification, l’enthalpie standard de condensation de l’eau correspond à l’opposé de l’enthalpie standard de vaporisation de l’eau:HO()HO()kJmolHO()HO()kJmol22vap22condlgglΔ𝐻=+40,65/Δ𝐻=40,65/

Les valeurs sont déterminées à une température de 100C parce que la transition de l’eau de l’état liquide à l’état gazeux survient à 100C.

Exemple 2: Calcul de la chaleur libérée lors de la condensation du méthanol

Quelle quantité de chaleur, en kilojoules, est libérée lorsque 0,13 mole de méthanol (g) à 64,7C est convertie en méthanol (l)?Prenez Δ𝐻vap du méthanol égal à +35,2/kJmol. Donnez votre réponse à 2 décimales près.

Réponse

Dans cette question, on nous demande de calculer la quantité de chaleur dégagée lorsqu’une certaine quantité de méthanol gazeux est convertie en méthanol liquide. Comme le changement physique correspond au passage d’un gaz à un liquide, nous devons calculer la variation d’enthalpie standard de condensation. La variation d’enthalpie standard de condensation est la variation d’enthalpie d’une mole de substance qui passe d’un gaz à un liquide dans les conditions standard.

Cependant, les données fournies dans la question sont pour Δ𝐻vap, la variation d’enthalpie standard de vaporisation. La variation d’enthalpie standard de vaporisation est la variation d’enthalpie quand une mole de substance qui passe d’un état liquide en un état gazeux dans les conditions standard.

Comme l’enthalpie standard de condensation correspond au processus inverse de l’enthalpie standard de vaporisation, pour une même substance, ces deux valeurs sont donc de même intensité mais de signe opposé.

Pour le méthanol, la variation d’enthalpie standard de vaporisation est de +35,2/kJmol. Cela signifie que la variation d’enthalpie standard de condensation est de 35,2/kJmol.

Cependant, dans cette question, nous ne disposons pas d’une mole de méthanol;nous avons seulement 0,13 mole. Par conséquent, nous devrons faire de l'arithmétique simple pour déterminer la variation d’enthalpie pour 0,13 mole:=35,2×0,13=4,58/().kJmolàdeuxdécimalesprès

Il est parfois préférable de décrire les processus de variation d’enthalpie à l’aide de simples schémas. L’illustration suivante montre comment la température d’un système change lorsqu’il interagit avec une source de chaleur telle qu’une flamme nue.

Les droites horizontales correspondent au moment où l’état physique du système change, et les droites inclinées représentent les moments où la température du système augmente. La fusion est représentée par la droite qui va du point A au point B, et l’évaporation est représentée par la droite qui va du point C au point D.

L’enthalpie de fusion est la variation d’enthalpie qui se produit entre les temps 𝑡 et 𝑡. L’enthalpie de vaporisation est la variation d’enthalpie qui se produit entre les temps 𝑡 et 𝑡. La température n’augmente pas entre les temps 𝑡 et 𝑡 et 𝑡 et 𝑡 parce que toute l’énergie thermique ajoutée est utilisée pour rompre les interactions intermoléculaires qui sont responsables du maintien d’une substance dans un état solide ou liquide.

De même, l’enthalpie de condensation se produit entre 𝑡 et 𝑡 et l’enthalpie de solidification se produit entre 𝑡 et 𝑡.

Un autre changement physique pour lequel le changement d’enthalpie peut être déterminé est l’enthalpie standard de dissolution, Δ𝐻diss.

Définition : Enthalpie standard de dissolution (Δ𝐻diss)

L’enthalpie standard de dissolution est la variation d’enthalpie quand une mole d’une substance se dissout pour produire une solution infiniment diluée.

L’enthalpie standard de dissolution correspond à la variation d’enthalpie quand on dissout une mole de substance pour former une solution infiniment diluée. Une solution diluée à l’infini est un concept exclusivement théorique, et les scientifiques doivent utiliser une très grande proportion d’eau comme substitut acceptable à une quantité d’eau infiniment grande.

L’équation suivante décrit l’enthalpie de dissolution du chlorure de sodium dans l’eau à une température de 25C:NaCl()Na()+Cl()kJmolsaqaqaq+dissΔ𝐻=+3,9/

L’enthalpie standard de dissolution est clairement une réaction endothermique, car elle est de valeur positive (+3,9/kJmol). Les molécules doivent absorber de l’énergie pour que la réaction se produise, car l’enthalpie des produits est supérieure à l’enthalpie des réactifs.

Cependant, l’enthalpie standard de dissolution de l’hydroxyde de sodium dans l’eau à une température de 25C est NaOH()Na()+OH()kJmolsaqaqaq+dissΔ𝐻=51,0/

La valeur négative de l’enthalpie standard de la solution d’hydroxyde de sodium indique clairement que ce processus est exothermique.

L’enthalpie standard de dissolution peut être de valeur négative ou positive, de sorte que le processus de dissolution d’une substance est exothermique pour certaines substances et endothermique pour d’autres.

Le processus global de dissolution peut être décomposé en trois étapes distinctes, ayant chacune son propre changement d’enthalpie. La variation d’enthalpie de dissolution peut être déterminée en additionnant les variations d’enthalpie de ces trois étapes:Δ𝐻=Δ𝐻+Δ𝐻+Δ𝐻.diss

La première étape (Δ𝐻) consiste en la séparation des molécules de solvant, comme le montre l’image ci-dessous. Comme cette séparation nécessite de l’énergie, Δ𝐻 est donc un processus endothermique et il en résulte une enthalpie positive.

La deuxième étape (Δ𝐻) consiste en la séparation des molécules de soluté, comme le montre l’image ci-dessous. Dans cet exemple, le réseau cristallin doit être séparé en ions. Comme cette séparation nécessite de l’énergie, Δ𝐻 est donc un processus endothermique et il en résulte une enthalpie positive.

Dans la troisième et dernière étape (Δ𝐻), les ions (soluté) et les molécules de solvant sont réunis et forment des liaisons entre eux. Ce processus est également connu sous le nom d’énergie d’hydratation si le solvant est de l’eau. Ce processus, illustré sur l’image ci-dessous, est exothermique et donc Δ𝐻 a une valeur négative.

L’enthalpie standard de dissolution dépend donc des valeurs d’enthalpie de chacune de ces étapes. Comme Δ𝐻 et Δ𝐻 sont endothermiques et que Δ𝐻 est exothermique, alors sietladissolutionestendothermiquesietladissolutionestexothermiqueΔ𝐻+Δ𝐻>Δ𝐻,Δ𝐻>0;Δ𝐻+Δ𝐻<Δ𝐻,Δ𝐻<0.dissdiss

Les processus de dissolution peuvent avoir la même apparence pour deux sels, mais peuvent impliquer des processus de rupture de liaisons et d’interactions intermoléculaires solvant-soluté très différents. En conséquence, deux processus de dissolution peuvent se ressembler, mais ils peuvent avoir des valeurs d’enthalpie standard de dissolution différentes. Les variations d’énergie pour une dissolution endothermique et une dissolution exothermique sont illustrées ci-dessous.

Exemple 3: Identifier les étapes de la dissolution d’un solide

Le processus de dissolution peut être défini comme comportant trois étapes. Parmi les propositions suivantes, laquelle n’est pas une de ces étapes?

  1. la dissociation des interactions solvant-soluté
  2. la dissociation des interactions soluté-soluté
  3. la formation des interactions soluté-solvant
  4. la dissociation des interactions intermoléculaires solvant-solvant

Réponse

Lorsqu’un solide se dissout dans un solvant, un certain nombre de différentes forces d’attraction doivent être éliminées (variation d’énergie endothermique), et de nouvelles interactions et liaisons sont créées libérant de l’énergie (variation d’énergie exothermique).

Lorsque le solide se dissout, les attractions qui existent entre les différentes particules dans le solide doivent être rompues;pensez aux ions sodium et chlorure dans le réseau NaCl. La réponse B parle des interactions intermoléculaires soluté-soluté, la réponse n’est donc pas la bonne.

Les interactions intermoléculaires entre les différentes molécules de solvant doivent également être rompues pour que de nouvelles interactions intermoléculaires soient créées avec des particules de soluté. Ce concept fait référence à la réponse D, qui n’est également pas la bonne.

Au cours du processus de dissolution de l’énergie est libérée en raison de la formation d’interactions soluté-solvant créées lors de la dissolution du soluté. Ce concept est énoncé dans la réponse C, qui n’est donc pas non plus la bonne réponse.

La réponse A est la bonne réponse, car l’affirmation parle de manière incorrecte de la dissociation des interactions solvant-soluté;en effet, ces interactions ne peuvent pas exister avant que le soluté ne soit dissous.

La différence entre un système avec une quantité de solvant très grande et infiniment grande n’est généralement pas significative. Les valeurs de l’enthalpie de dissolution déterminées expérimentalement sont généralement semblables aux valeurs de l’enthalpie de dissolution qui auraient été calculées pour une solution diluée à l’infini.

Il y a parfois une importante différence entre la variation d’enthalpie de dissolution à un état infiniment dilué, et les expériences de dissolution qui sont réalisées en laboratoire. L’enthalpie standard de dilution peut être utilisée pour comprendre la différence entre des expériences réelles de dissolution qui se déroulent en laboratoire et des processus de dissolution qui peuvent se produire dans des systèmes avec des quantités de solvants infiniment grandes.

Définition : Enthalpie standard de dilution (Δ𝐻dil)

L’enthalpie standard de dilution est la variation d’enthalpie lorsqu’une substance en solution est diluée à l’infini par mole de substance.

Considérons la dissolution des molécules de chlorure d’hydrogène dans l’eau. Une variation d’enthalpie de 74,8kJ pourrait survenir si l’on dissolvait une mole de molécules de chlorure d’hydrogène pour produire une solution diluée à l’infini. Des scientifiques ont toutefois déterminé que la variation d’enthalpie pour une mole de molécules de chlorure d’hydrogène est de seulement de 45,6kJ à température et à pression standard.

L’énergie de dissolution est clairement très différente dans les situations où les molécules de chlorure d’hydrogène sont dissoutes en laboratoire, et les situations où les molécules de chlorure d’hydrogène sont dissoutes pour produire une solution diluée à l’infini. Cette énergie chimique, qui semble ne pas être prise en compte, serait en fait libérée si la solution aqueuse de chlorure d’hydrogène préparée était diluée encore plus pour produire une solution diluée à l’infini.

Nous pouvons utiliser une solution plus diluée pour obtenir une plus grande séparation des ions de solutés. Étant donné que la séparation des ions de soluté est un processus endothermique, plus d’énergie est nécessaire. Cependant, dans une solution plus diluée, les ions de solutés peuvent former des liaisons avec un plus grand nombre de molécules de solvant. Ce processus est exothermique et donc, plus une solution est diluée, plus la quantité d’énergie libérée est grande. Par conséquent, l’enthalpie de dilution est un équilibre entre la somme de l’énergie nécessaire pour séparer les ions de soluté et l’énergie libérée par les liaisons formées entre les molécules de soluté et de solvant.

Cela peut aussi être montré avec la dilution de la soude dans l’eau:NaOH()+5HO()NaOH()kJmolNaOH()+200HO()NaOH()kJmolslaqslaq2dil2dilΔ𝐻=37,8/Δ𝐻=42,3/

Ensuite, nous allons voir les variations d’enthalpie associées aux réactions chimiques. Plus précisément, nous allons examiner l’enthalpie standard de combustion et de formation.

L’enthalpie standard de combustion est la variation d’enthalpie qui se produit lorsque des molécules brûlent complètement dans le dioxygène pour produire des produits chimiques.

Définition : Enthalpie standard de combustion (Δ𝐻c)

L’enthalpie standard de combustion est la variation d’enthalpie quand une mole d’une substance brûle complètement dans le dioxygène dans les conditions et les états standard.

Les enthalpies standard de combustion sont utilisées pour comparer la quantité d’énergie pouvant être obtenue à partir de différents types de combustibles. L’équation suivante illustre l’enthalpie standard de combustion pour l’éthane:CH()+O()2CO()+3HO()kJmol26222cgggl72Δ𝐻=1561/

D’autres exemples, comme l’enthalpie standard de combustion du propane souvent utilisé comme carburant:CH()+5O()3CO()+4HO()kJmol38222cggglΔ𝐻=2220/

Et l’enthalpie standard de combustion du glucose:CHO()+6O()6CO()+6HO()kJmol6126222csgglΔ𝐻=2808/

La variation d’enthalpie de combustion doit être mesurée lorsque les réactifs sont tous dans leur état standard. Ceci est parfois très difficile à réaliser, et il est plus facile d’enregistrer la variation d’enthalpie quand certains réactifs sont à l’état gazeux, alors qu’ils devraient être à l’état liquide. L’enthalpie de combustion standard est calibrée pour tenir compte des molécules de réactif qui ne sont pas dans leur état standard. Ceci est réalisé en incluant toutes les énergies nécessaires pour transformer les réactifs dans leur état standard.

La dernière enthalpie standard que nous allons décrire est l’enthalpie standard de formation, Δ𝐻formation, parfois raccourci en Δ𝐻f.

L’enthalpie standard de formation décrit la variation d’enthalpie quand une mole de substance est formée à partir de ses éléments constitutifs, dans les conditions standard.

Définition : Enthalpie standard de la formation (Δ𝐻f)

L’enthalpie standard de formation est la variation d’enthalpie quand une mole de substance est formée à partir des éléments qui la composent, dans leurs états standard et dans les conditions standard.

L’enthalpie standard de formation doit être nulle pour tout élément dans son état standard, car il n’y a pas besoin d’énergie pour convertir un élément en lui-même. Il faut de l’énergie pour convertir des éléments en composés chimiques, ce qui explique pourquoi l’enthalpie standard de formation n’est pas nulle pour presque tous les composés chimiques.

Plus l’enthalpie standard de formation d’une substance est négative, plus cette substance est stable. L’équation suivante décrit l’enthalpie standard de formation du chlorure de baryum:Ba()+Cl()BaCl()kJmolsgs22fΔ𝐻=859/

Les éléments chlorure et baryum sont dans leur état standard, et le produit chlorure de baryum est dans son état standard. La réaction est exothermique, car l’énergie est libérée du système dans son environnement. Ceci pourrait être reformulé en disant que l’enthalpie des produits est inférieure à celle des réactifs.

Le produit chlorure de baryum doit être plus stable que les réactifs baryum et de chlore, car sa valeur d’enthalpie est la plus faible. Nous ne devons pas faire l’erreur grave de supposer que toutes les enthalpies standard des processus de formation sont exothermiques, car nous avons déjà discuté de la manière dont les valeurs de variation d’enthalpie varient d’un système à l’autre.

Les enthalpies standard de formation peuvent être utilisées pour déterminer la variation de l’enthalpie pour une réaction chimique.

Lors d’une réaction chimique, les réactifs sont transformés en produits, comme indiqué dans l’équation simplifiée ci-dessous:réactifsproduits.

La variation d’enthalpie pour cette réaction (Δ𝐻r) peut être calculée comme la différence entre l’enthalpie standard de formation des réactifs et des produits. Ceci est décrit dans l’équation suivante:Δ𝐻=Δ𝐻()Δ𝐻().rffproduitsréactifs

L’équation peut être utilisée pour déterminer l’enthalpie de réaction pour un procédé chimique. Le tableau suivant montre l’enthalpie de formation de certaines molécules de réactif et de produit.

SubstanceΔ𝐻f (kJ/mol)
Propane105
Dioxygène0
Dioxyde de carbone394
Eau286

Les valeurs du tableau peuvent être utilisées pour déterminer l’enthalpie de réaction de la combustion du propane:CH()+5O()3CO()+4HO()38222gggl

Nous déterminerons l’enthalpie de réaction en écrivant d’abord l’enthalpie standard de l’équation de la réaction:Δ𝐻=Δ𝐻()Δ𝐻()Δ𝐻=Δ𝐻(())+Δ𝐻(())Δ𝐻(())+Δ𝐻(()).rffrf2f2f38f2produitsréactifs3CO4HOCH5Oglgg

Nous insérons ensuite les valeurs données dans le tableau, dans cette équation mathématique:Δ𝐻=((3×394)+(4×286))((105)+(5×0))Δ𝐻=2221/.rrkJmol

La variation d’enthalpie de réaction du propane est de 2221/kJmol.

Exemple 4: Déterminer l’enthalpie standard de formation d’un élément chimique « natif »

Quelle est la valeur de l’enthalpie standard de formation d’un élément chimique dans son état standard?

Réponse

L’enthalpie standard de formation est la variation d’enthalpie quand une mole de substance est formée à partir de ses éléments constitutifs dans leurs états standard dans les conditions standard.

L’enthalpie standard de formation d’un élément chimique ne décrit pas une modification chimique puisque l’élément est déjà à l’état de corps simple (natif).

Par définition, l’enthalpie standard de formation d’un élément déjà à son état standard est de zéro. Si aucune énergie n’est transférée, il ne peut pas y avoir de variation d’enthalpie, et la valeur est de 0 kJ/mol.

Résumons comment nous décrivons et définissons les différents types de variation d’enthalpie standard.

Points clés

  • La variation d’enthalpie pour les réactions chimiques et les processus physiques peut être standardisée en fonction de leurs conditions et de l’état physique des composés chimiques impliqués.
  • L’enthalpie standard de fusion se rapporte à une substance qui fond;l’enthalpie standard de solidification, à une substance liquide qui redevient solide.
  • L’enthalpie standard de vaporisation concerne une substance à son point d’ébullition passant d’un état liquide à un état gazeux, tandis que l’enthalpie standard de condensation est la variation d’énergie du processus inverse.
  • La variation d’enthalpie de dissolution est liée à la dissolution d’une substance et à la formation d’une solution infiniment diluée.
  • La variation d’enthalpie standard de dilution définit le changement d’enthalpie quand une mole d’une solution est diluée à l’infini.
  • L’enthalpie standard de combustion se rapporte à une mole de substance brûlée dans un excès de dioxygène dans les états et les conditions standard.
  • L’enthalpie standard de formation se rapporte à une mole de substance formée à partir de ses éléments constitutifs dans les états et conditions standard.
  • Les enthalpies standard de formation peuvent être utilisées pour calculer la variation d’enthalpie d’une réaction.

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