Cette substance invincible qu'est le NaCl est vulnérable face à l'eau, qui se comporte toujours de la meilleure façon possible. Lorsque nous ajoutons le sel de table à l'eau, il disparaît en un rien de temps, juste en remuant bien. Pouf !
Alors, pourquoi cela se produit-il ? Comment l'eau peut-elle briser ces liens qui ne sont pas si faciles à rompre ?
La thermodynamique répond logiquement à ces questions. Explorons les concepts d'enthalpie de solution et d'hydratation pour comprendre la logique qui sous-tend ce comportement intéressant des sels.
- Cet article traite de l'enthalpie de solution et d'hydratation.
- Nous allons voir la définition de l'enthalpie de solution et de l'enthalpie d'hydratation.
- L'équation correspondant à chaque enthalpie.
- L'explication de la différence entre ces deux enthalpies.
- Des exemples détaillés et des calculs pour chacune d'entre elles.
- Comment l'enthalpie de réseau peut relier ces deux concepts.
- Comment tu peux créer des cycles d'énergie pour calculer les inconnues.
Explication de l'enthalpie de solution et de l'hydratation
Nous allons voir ici ce que sont individuellement l'enthalpie de solution et l'enthalpie d'hydratation. Nous mentionnerons également ce qu'est l'enthalpie de réseau dans ce contexte.
Mais tout d'abord, rappelons ce qu'est réellement l'enthalpie:
Beaucoup d'entre nous pensent que l'enthalpie est simplement de l'"énergie", mais nous devons penser à l'énergie dans des contextes thermodynamiques.
L'enthalpie est le contenu thermique total (énergie) d'un système, calculé par la somme de l'énergie interne et du produit de la pression et du volume de ce système
Elle s'exprime comme suit :
$$H = U + p\cdot V $$$
Où :
- H = Enthalpie.
- U = Énergie interne.
- p = Pression.
- V= Volume.
Si l'enthalpie peut être corrélée à l'énergie totale d'un système, pourquoi existe-t-il des enthalpies différentes pour des réactions similaires ? Eh bien, toutes les réactions et tous les processus que nous allons étudier sont en fait très différents d'un point de vue thermodynamique, que nous allons explorer et voir comment ils sont tous liés.
Enthalpie de la solution
Qu'est-ce que l'enthalpie de la solution?
La variation standard de l'enthalpie d'une solution est la variation de l'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance ionique se dissout dans de grandes quantités de solvant pour donner une solution de dilution infinie.
Solution infiniment diluée
Une solution de dilution infin ie est une solution qui contient des quantités excessivement importantes de solvant, de sorte que l'ajout de soluté n'entraînera aucune absorption ou évolution de chaleur. De même, il n'y aura pas de changement dans la concentration de la solution malgré l'ajout de soluté.
Remarque : pour la suite de cet article, l'"eau" est considérée comme le "solvant" en question pour des raisons de commodité.
Que se passe-t-il lorsque tu ajoutes une mole de sel de table à une grande quantité d'eau ? Si l'eau est pure, et qu'elle ne contient pas d'autres constituants, les interactions entre le soluté ajouté, et les molécules d'eau peuvent être clairement établies. Le changement d'enthalpie sera infime dans une solution très diluée (excès de solvant).
De quel type d'interactions s'agit-il ?
Les interactions ion-dipôle entre le soluté (XY, par exemple) et le solvant. L'eau est un solvant polaire, c'est-à-dire qu'elle possède un moment dipolaire - une charge négative partielle sur l'oxygène et une charge positive partielle sur les hydrogènes. Cette séparation des charges (partiellement positives et négatives) lui donne le super pouvoir d'attirer les ions du soluté.
L'oxygène partiellement négatif attire l'ion positif du soluté (X+) tandis que l'anion du soluté (Y-) aime être entouré d'hydrogènes partiellement positifs. Ces interactions entre les ions du soluté et les molécules du solvant sont appelées interactions ion-dipôle qui sont responsables de la dissolution d'un soluté. Tout est dans le nom. L'ion fait référence aux ions du soluté tandis que le dipôle fait référence à la molécule d'eau dipolaire (ayant deux têtes polaires - l'oxygène et l'hydrogène).
Ces interactions ion-dipôle sont responsables de la rupture du réseau (affaiblissement de l'attraction électrostatique entre les ions dans le réseau). Elles déclenchent la séparation du soluté en ses ions.
\[ XY_{(s)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} + Y^-_{(aq)} \]
Visualisons les interactions ion-dipôle ci-dessous :
Les enthalpies de solution peuvent être soit endothermiques, c'est-à-dire qu'elles absorbent de l'énergie, soit exothermiques, c'est-à-dire qu'elles libèrent de l'énergie. Tout dépend du soluté et de sa nature chimique, ce qui signifie que le facteur clé est le type de composé ionique dissous. Peux-tu comprendre pourquoi ?
Enthalpie d'hydratation
Dans cette section, nous allons voir ce qu'est l'enthalpie d'hydratation et tu pourras clairement voir en quoi elle diffère de l'enthalpie de solution.
Nous avons défini ce qu'est l'enthalpie de solution et comment elle est liée à l'enthalpie du réseau, mais qu'arrive-t-il aux ions individuellement ? En d'autres termes, ce qui se passe au niveau ionique, jusqu'à présent, nous avons étudié cette dissolution de composés au niveau moléculaire.
Qu'est-ce que l'enthalpie d'hydratation?
L'enthalpie standard d'hydratation est le changement d'enthalpie associé à la dissolution d'une mole d'ion gazeux en sa forme aqueuse.
Voyons un exemple :
\(X^+(g) + Y^-(g)\rightarrow X^+(aq) + Y^-(aq)\)
Le changement d'enthalpie standard est une mesure de l'énergie libérée par les molécules d'eau et les ions qui s'attirent et s'associent les uns aux autres.
Si l'enthalpie de réseau décrit l'énergie nécessaire à la rupture de la liaison ionique et que l'enthalpie de solution énonce le changement d'enthalpie de la dissolution du composé ionique, l'enthalpie d'hydratation peut expliquer l'écart entre les deux valeurs.
L'enthalpie d'hydratation libère de l'énergie car elle rend compte de la formation des interactions ion-dipôle . Il s'agit des interactions entre l'ion en question et les dipôles présents sur les molécules d'eau, avec la force partiellement positive sur les hydrogènes et la force partiellement négative sur l'oxygène. Par conséquent, les enthalpies d'hydratation sont exothermiques
Enthalpie de la solution et équation d'hydratation
Dans cette section, tu verras comment nous pouvons décrire les concepts d'enthalpie de solution et d'enthalpie d'hydratation à l'aide d'équations et de cycles thermodynamiques.
Tout d'abord, l'enthalpie de solution peut être énoncée comme la dissolution d'un composé ionique. Nous pouvons la considérer de la manière suivante :
\[ XY_{(s)} + aq \rightarrow XY_{(aq)} \]
ou
\[ XY_{(s)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} + Y^-_{(aq)} \]
Dans l'exemple ci-dessus, le X+ est le cation, tandis que le Y- est l'anion.
Deuxièmement, l'enthalpie d'hydratation peut être décrite par l'équation suivante :
\[ X^+_{(g)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} \]
Tu peux écrire la même équation mais aussi pour l'anion.
Savais-tu que ces deux concepts thermodynamiques sont en fait liés ? Il existe une autre formule que tu devrais connaître et qui relie les deux. La voici :
\[ \Delta H^\circ_{sol} = \Delta H^\circ_{lat} + \Delta H^\circ_{hyd} \]
Qu'est-ce que cette équation tente de communiquer ?
Elle établit le lien entre l'enthalpie du réseau (de dissociation dans ce cas), l'enthalpie de solution et l'hydratation.
Pour être clair, présentons les choses de la façon suivante. Tu prends du sel qui est à l'état solide (évidemment) et tu le décomposes en ses différents ions à l'état gazeux. Les ions sont très éloignés les uns des autres et il n'y a plus de forces d'attraction entre eux à l'état gazeux. Le changement d'enthalpie pour ce processus est l'enthalpie de dissociation du réseau, \(\Delta H^\circ_{lat}\).
Lorsque tu prends les ions dissociés à l'état gazeux de l'étape précédente et que tu les mets dans l'eau. Les ions gazeux individuels sont maintenant entourés de molécules d'eau par le biais d'interactions ion-dipôle. Le changement d'enthalpie pour ce processus est l'enthalpie d'hydratation, \(\Delta H^\circ_{hyd}\) . Il s'agit simplement d'une voie indirecte pour obtenir des ions à l'état aqueux.
Prends à nouveau du sel. Il est maintenant à l'état solide. Au lieu de le dissocier en ions qui existent à l'état gazeux, tu le mélanges à de l'eau. Le sel se dissout complètement dans l'eau, en se dissociant en ions. Le changement d'enthalpie pour ce processus est l'enthalpie de la solution, \(\Delta H^\circ_{sol}\). C'est la voie directe pour obtenir des ions à l'état aqueux.
Qu'as-tu observé ? Comment les trois processus sont-ils liés ?
L'enthalpie de solution est un moyen direct de dissocier les ions et de les hydrater. Elle combine le processus de dissociation du sel en ions (enthalpie de dissociation du réseau) puis leur dissolution dans un solvant (Enthalpie d'hydratation).
Par conséquent, la somme des enthalpies d'hydratation et de l'enthalpie de dissociation du réseau nous donne l'enthalpie de la solution.
Différences entre l'enthalpie de solution et d'hydratation
Les enthalpies de solution et d'hydratation sont liées, pourtant elles ne sont pas les mêmes. Explorons maintenant quelques différences subtiles entre ces phénomènes apparemment semblables.
| Enthalpie de la solution \(\Delta H^\circ_{sol}\) | Enthalpie d'hydratation \(\Delta H^\circ_{hyd}\) |
| Traite des composés ioniques dans leur ensemble (ex : NaCl) | Traite des ions gazeux [Na+(g)]. |
| Le processus de dissociation en ions (décomposition du réseau) et la formation d'interactions ion-dipôle se produisent simultanément. | La première étape est la décomposition du réseau en ions gazeux. Les ions gazeux se dissolvent ensuite dans l'eau pour former des ions aqueux. |
| Elle peut être exothermique ou endothermique | Elle est exothermique |
| Une voie directe de dissolution | Une voie indirecte vers la dissolution |
| La somme de l'enthalpie du réseau et de l'enthalpie d'hydratation est l'enthalpie de la solution. | La différence entre l'enthalpie de solution et l'enthalpie du réseau est l'enthalpie d'hydratation. |
Exemple d'enthalpie de solution et d'hydratation
Nous allons ici jeter un coup d'œil sur quelques exemples réels aux enthalpies de solution et d'hydratation, et nous pensons que tu seras en mesure d'établir la relation entre elles tout en appréciant les différences subtiles.
L'exemple que nous allons utiliser pour les équations ci-dessus est la dissolution du chlorure de sodium (NaCl) dans l'eau. Tout d'abord, l'enthalpie de la solution peut être construite dans l'équation suivante :
\[ NaCl_{(s)} + (aq) \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} \qquad \Delta H^\circ_{sol} = +1 \space kJmol^{-1} \]
Voici maintenant les équations des enthalpies d'hydratation de chacun des ions.
\[ Na^+_{(g)} + (aq) \rightarrow Na^+_{(aq)} \qquad \Delta H^\circ_{hyd(cation)} = -406 \space kJmol^{-1} \]
\[ Cl^-_{(g)} + (aq) \rightarrow Cl^-_{(aq)} \qquad \Delta H^\circ_{hyd(anion)} = -364 \space kJmol^{-1} \]
Peux-tu voir comment les valeurs des enthalpies de solution et d'hydratation des ions sont si différentes ?
En effet, chacune d'entre elles est impliquée dans un processus différent et indique les valeurs énergétiques d'un phénomène complètement différent. Comme tu peux le voir, les enthalpies d'hydratation sont exothermiques, c'est-à-dire qu'elles dégagent beaucoup d'énergie, tandis que l'enthalpie de solution est très faible. Lorsque tu mélanges une cuillère à soupe de sel à de l'eau, obtiens-tu une réaction vigoureuse ? En général, non, et cela est confirmé par le fait que l'enthalpie de la solution est une valeur faible. En fait, si l'enthalpie de la solution est juste un peu plus positive, le composé ne se dissoudra pas. Cela explique pourquoi certains sels sont solubles alors que d'autres ne le sont pas.
Tu peux, calculer l'enthalpie du réseau si tu connais les valeurs de l'enthalpie de solution et d'hydratation. Regarde l'exemple ci-dessous :
Nous pouvons utiliser cette formule pour trouver l'enthalpie du réseau : \( \Delta H^\circ_{sol} = \Delta H^\circ_{lat} + \Delta H^\circ_{hyd} \).
les valeurs sont les suivantes :
Enthalpie de la solution = +1 kJ par mole.
Enthalpie d'hydratation de Na+= -406 kJ par mole
Enthalpie d'hydratation de Cl- = -364 kJ par mole
En ajoutant les chiffres, tu obtiens
\( +1 = \Delta H^\circ_{lat} + [(-406) + (-364)] \)
en réarrangeant l'équation :
\N( \NDelta H^\circ_{lat} = +1 - [(-406)+(-364)] \N)
Résous enfin l'équation :
\( \Delta H^\circ_{lat} = +771 \space kJmol^{-1} \)
Tu peux calculer n'importe laquelle des trois constantes enthalpiques si tu connais les deux autres ! Dans la section suivante, nous verrons comment cette relation peut être représentée sous forme de diagramme.
Enthalpie de la solution et relation d'hydratation
Dans cette section, nous allons examiner la relation entre ces deux concepts thermodynamiques étroitement liés. Sais-tu que tu peux en fait créer des cycles d'énergie à partir de ces deux concepts et les relier par l'enthalpie du réseau ? Jette un coup d'œil à la figure ci-dessous, qui explique comment tu peux relier ces deux concepts, et surtout comment tu peux calculer n'importe laquelle de ces valeurs si tu en connais deux.
Diagramme énergétique, enthalpie de solution et d'hydratation
Dans cet article, tu devrais avoir acquis de solides connaissances sur les thèmes de l'enthalpie de solution et de l'enthalpie d'hydratation, et surtout sur leurs différences ! Connaître ces concepts thermodynamiques t'aidera également dans tous les types de sujets et de concepts chimiques différents.
Enthalpie de solution et d'hydratation - Points clés à retenir
- L'enthalpie de solution est l'enthalpie associée à l'énergie libérée lorsqu'une mole d'une solution ionique est dissoute dans l'eau.
- L'enthalpie d'hydratation est l'enthalpie associée à l'énergie libérée lorsqu'une mole d'ion gazeux est dissoute dans l'eau.
- Tu peux calculer ces concepts thermodynamiques à l'aide des équations suivantes :
- enthalpie de solution : \( XY_{(s)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} + Y^-_{(aq)} \)
- enthalpie d'hydratation : \( X^+_{(g)} + aq \rightarrow X^+_{(aq)} \)
- Ces deux concepts peuvent être reliés par l'enthalpie de réseau, décrite par l'équation : \( \Delta H^\circ_{sol} = \Delta H^\circ_{lat} + \Delta H^\circ_{hyd} \).
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