Enthalpie de formation

Enthalpie de formation standard

Qu'est-ce que l'enthalpie de formation ? Jetons un coup d'œil !

L' enthalpie standard de formation, ^ΔHf° - pour une molécule donnée, ou un composé, est :

Tout d'abord, parlons de la place de l'enthalpie standard de formation, _ΔHf°, dans le tableau d'ensemble. L'enthalpie globale d'une réaction chimique (également appelée enthalpie standard de réaction, ΔH °) est donnée par l'équation suivante :

$$\mathrm{\Delta }{H}^{\circ }={\mathrm{\Sigma }}_{i=1}^n[q\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Products){]}_i-{\mathrm{\Sigma }}_{i=1}^n[r\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Reactants){]}_i$$

Où ,

• Σ, est le symbole de sommation

• q et r sont les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée pour les produits et les réactifs, respectivement.

• L' enthalpie standard de formation des produits est _ΔHf°(produits).

• L'enthalpie standard de formation des réactifs est, _ΔHf°(Réactifs).

Tableau de l'enthalpie standard de formation

On peut maintenant se demander : "Comment trouver l'enthalpie standard de formation ?" Pour ce faire, nous devons nous référer à un tableau d'enthalpie de formation standard. Nous présentons ici les enthalpies standard de formation pour quelques composés couramment utilisés.

Tableau 1 : Enthalpies standard de formation ¹ (à 25°C)

Remarque que dans la liste de composés ci-dessus, ceux qui sont à l'état élémentaire (forme de référence) ont une enthalpie standard de formation égale à zéro.

Équation de l'enthalpie de formation

Comme indiqué précédemment, les termes d'enthalpie standard de formation des produits, _ΔHf °(Produits), et les termes d'enthalpie standard de formation des réactifs, ΔHf °(Réactifs), sont utilisés pour calculer l'enthalpie standard de réaction, ΔH ° :

$$\mathrm{\Delta }{H}^{\circ }={\mathrm{\Sigma }}_{i=1}^n[q\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Products){]}_i-{\mathrm{\Sigma }}_{i=1}^n[r\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Reactants){]}_i$$

Où, Σ, est le symbole de sommation et, q, et, r, sont les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée pour les produits et les réactifs, respectivement.

Par exemple, considérons la réaction suivante entre le méthane gazeux, _CH4 (g), et le chlore gazeux, _Cl2 (g), pour donner du tétrachlorure de carbone liquide, _CCl4 (l), et de l'acide chlorhydrique gazeux, HCl (g) :

Remarque que dans le tableau ci-dessus, les composés qui sont dans leur état élémentaire ont une enthalpie standard de formation qui est égale à zéro.

Calculer l'enthalpie de formation

Tu peux maintenant te demander : "Comment calculer l'enthalpie de formation ?"

1. Considérons l'enthalpie de formation du produit chlorure d'hydrogène, HCl (g), à partir des réactifs, hydrogène gazeux,_H2 (g), et chlore gazeux, _Cl2 (s), dans des conditions standard :

$$H_2(g)+C{l}_2(g)\to HCl(g)$$

En se référant au tableau des données thermodynamiques ci-dessus, on peut trouver l'enthalpie de formation des réactifs dans des conditions standard : ¹

Note que l'enthalpie standard de formation de l'hydrogène gazeux élémentaire,_H2(g), est égale à zéro ;_H2(g) : _ΔHf°= 0,0 kJ/mol. Cependant, dans le cas présent, la réaction implique la rupture de la liaison hydrogène moléculaire, ce qui donne de l'hydrogène gazeux atomique, H (g).

L'enthalpie standard de formation de l'hydrogène atomique gazeux est H ( g) : _ΔHf°= +218,0 kJ/mol. Il en va de même pour le chlore - l'enthalpie de formation de la forme élémentaire du chlore gazeux est _Cl2 (g) : _ΔHf°= 0,0 kJ/mol.

Encore une fois, dans le cas présent, la réaction implique la rupture des liaisons au sein du gaz moléculaire, formant du chlore gazeux atomique ; Cl (g) : _ΔHf°= +121,0 kJ/mol. Alors le processus de réaction réel est donné par :

$$H_2(g)+C{l}_2(s)\to 2H(g)+2Cl(g)\to 2HCl(g)$$

Remarque que nous devons tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée pour obtenir l'enthalpie standard de formation des réactifs, telle que :

Enthalpie standard de la formation des réactifs :

$$\begin{array}{rl}\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Reactants)& ={\mathrm{\Sigma }}_{i=1}^m[r\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Reactants){]}_i\\ & =2\cdot \mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Atomique,Hydrogène,gaz)+2\cdot \mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(Atomique,Chlore,gaz)]\text{c}& =2\cdot (218.0kJ/mol)+2\cdot (121.0kJ/mol)\\ & =678kJ/mol\end{array}$$

Ainsi, l'enthalpie standard de formation pour la production de 2 moles d'iodure d'hydrogène, HCl, est donnée par :

$$2\cdot \mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }(HydrogèneChloruregaz)=678kJ/mol$$.

Le diagramme d 'enthalpie de cette réaction est le suivant :

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Ainsi, la synthèse du chlorure d'hydrogène à partir de l'hydrogène élémentaire et du chlore est une réaction qui absorbe de l'énergie, ou endothermique.

On peut maintenant se demander : "Comment calculer l'enthalpie de formation à l'aide de la loi de Hess ?"

Considérons à nouveau la réaction suivante entre le méthane gazeux(_CH4 (g)) et le chlore gazeux(_Cl2 (g)) pour donner du tétrachlorure de carbone liquide(_CCl4 (l)) et de l'acide chlorhydrique gazeux(HCl (g)) :

1CH_4\,(g)+4Cl_2\,(g) \rightarrow 1CCl_4\,(g)+4HCl\,(g)$$.

Dans le tableau des enthalpies standard de formation ¹ (à 25°C), ci-dessus, nous trouvons les enthalpies de formation pour _CH4 (g), _Cl2 (g) et HCl (g). Nous pouvons alors écrire les équations thermochimiques de la façon suivante :

\begin{align}C\,(Graphite)+2\,H_2\,(g) \rightarrow CH_4\,(g):\,\Delta{H_f^\circ}&=-74.9\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,(1)\C\,(Graphite)+Cl_2\,(g) \rightarrow CCl_4\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}&=-139\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,\,\,(2)\\frac{1}{2}H_2+\frac{1}{2}Cl_2\,(g) \rightarrow HCl\,(g):\,\Delta{H_f^\circ}&=-92.3\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,\,(3)\end{align}

En appliquant la loi de Hess, notre objectif est d'isoler _CH4 (g) sur le côté gauche tout en isolant le tétrachlorure de carbone, _CCl4, et le 4HCl (g), sur le côté droit. En outre, nous voulons éliminer tous les éléments sous leur forme de référence, car ils sont égaux à 0,0 kJ/mol et ne contribuent pas à la sommation de la chaleur. Nous inversons donc l'équation(1) (ci-dessus), nous ajoutons l'équation(2) et nous multiplions l'équation(3) par le nombre quatre. Ainsi :

$$\begin{array}{rlr}C{H}_4(g)\to C(Graphite)+2H_2(g)& 1\cdot (+74.9,kJ/mol)\text{C}\text{N}-(Graphite)+C{l}_2\text{N},(g)\text{N}-(Droite)CC{l}_4\text{N},(l)& +1\cdot (-139kJ/mol)\\ \underset{―}{2H_2(g)+2C{l}_2(g)\to 4HCl(g)}& \underset{―}{+4\cdot (-92.3kJ/mol)}\\ C{H}_4(g)+4C{l}_2(g)\to CC{l}_4(l)+4HCl(g)& \mathrm{\Delta }{H}^{\circ }=-433.3kJ/mol\end{array}$$

Enthalpie de formation de l'eau

Considérons l'enthalpie standard de formation de l'eau, H2O (l), à partir de l'hydrogène gazeux,_H2, et de l'oxygène gazeux, _O2. La réaction est alors :

$$2H_2(g)+O_2(g)\to 2H_{2}O(l):\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }=-571.6kJ/mol$$

Maintenant, pour écrire cette équation pour une réaction qui produit 1 mole d'eau, nous la multiplions par un facteur de 1/2 :

$$\frac{1}{2}\cdot 2H_2(g)+\frac{1}{2}\cdot O_2(g)\to \frac{1}{2}\cdot 2H_{2}O(l):\mathrm{\Delta }{H}_f^{\circ }=\frac{1}{2}\cdot (-571.6kJ/mol)=-285.8kJ/mol$$

Il s'agit donc de l'enthalpie standard de formation pour 1 mole d'eau liquide.

On peut maintenant se demander : "Qu'est-ce qui décrit le mieux l'enthalpie de formation d'une substance ?"

• Dans tous les cas, l'enthalpie de formation d'une substance est associée à l'énergie potentielle qui est libérée, sous forme de chaleur, par la rupture d'une liaison chimique au sein d'un composé.