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En utilisant la loi de Hess et les enthalpies standard de combustion regroupées dans le tableau fourni, quelle est l’enthalpie standard de formation de l’heptane, C7H16, liquide ?
Il peut être difficile de mesurer les variations d’enthalpie pour des réactions dangereuses ou lentes. Pour des situations comme celle-ci, nous pouvons calculer les variations d’enthalpie indirectement en utilisant les données d’enthalpie d’autres réactions. Dans cette question, on nous a demandé de déterminer l’enthalpie standard de formation de l’heptane en tenant compte des enthalpies standard de combustion données pour plusieurs substances.
L’enthalpie standard de formation correspond à la variation d’enthalpie lorsqu’une mole de substance se forme à partir de ses éléments constitutifs dans leurs états standard dans des conditions standard. L’enthalpie standard de combustion est la variation d’enthalpie lorsqu’une mole de substance brûle complètement dans l’oxygène dans des conditions standard et des états standard. Mais comment pouvons-nous utiliser les enthalpies standard de combustion données dans le tableau pour calculer l’enthalpie standard de formation ?
Nous pouvons utiliser un cycle de Hess pour nous aider. Libérons un peu d’espace pour travailler. Commençons par écrire une équation pour la formation de l’heptane à partir de ses éléments constitutifs dans leurs états standard. Nous pouvons écrire C solide plus H2 gaz réagissent pour former C7H16 liquide. Pour équilibrer cette équation, nous devons ajouter un coefficient de sept devant le carbone et un coefficient de huit devant l’hydrogène diatomique. Notons cette réaction « un ». La variation d’enthalpie de cette réaction est l’enthalpie standard de formation de l’heptane.
Maintenant, nous devons écrire des équations pour la combustion du carbone, de l’hydrogène diatomique et de l’heptane. La combustion du carbone dans un excès d’oxygène produit du dioxyde de carbone, et la combustion de l’hydrogène produit de l’eau. Encore une fois, nous devons nous assurer que notre équation est équilibrée. Utilisons un coefficient de sept devant le CO2 et un coefficient de huit devant l’eau. Notons cette réaction « deux » et notons que le sens de la flèche est vers les produits de combustion.
Considérons ensuite la combustion de l’heptane. Lorsqu’il est brûlé dans un excès d’oxygène, l’heptane produit également sept moles de dioxyde de carbone et huit moles d’eau. Nous pouvons noter cette réaction « trois » et noter à nouveau que le sens de la flèche est vers les produits de combustion.
Nous avons maintenant une façon alternative de calculer l’enthalpie standard de formation de l’heptane en utilisant les enthalpies standard de combustion indiquées dans le tableau. Nous pouvons affirmer que la variation d’enthalpie de la réaction un est égal à la variation d’enthalpie de la réaction deux plus la variation d’enthalpie de la réaction trois. Cependant, il est important de noter que lorsque nous empruntons cette voie alternative, nous devons aller dans le sens opposé de la flèche de la réaction trois. Par conséquent, nous devons changer le signe de la valeur d’enthalpie de la réaction trois lors du calcul.
Pour calculer la variation d’enthalpie de la réaction deux, nous devons prendre sept fois l’enthalpie standard de combustion du carbone solide plus huit fois l’enthalpie standard de combustion du gaz H2. Sept et huit sont les coefficients de l’équation chimique équilibrée. Après avoir remplacé avec les valeurs du tableau pour le carbone et l’hydrogène diatomique, nous trouvons que la variation d’enthalpie de la réaction deux est de moins 5 046 kilojoules par mole.
Maintenant, considérons la réaction trois. La variation d’enthalpie de la réaction trois est simplement l’enthalpie standard de combustion de l’heptane liquide, qui, selon le tableau, est de moins 4 817 kilojoules par mole.
Nous pouvons maintenant substituer les valeurs des variations d’enthalpie des réactions deux et trois dans notre équation. Après avoir substitué et changé le signe de la variation d’enthalpie de la réaction trois, nous obtenons moins 5 046 kilojoules par mole plus 4 817 kilojoules par mole. Cela nous donne une réponse de moins 229 kilojoules par mole.
En conclusion, l’enthalpie standard de formation de l’heptane est de moins 229 kilojoules par mole.
