La réponse à ces questions se trouve dans le concept d'enthalpie de formation. Ci-dessous, nous allons examiner ces questions plus en détail. En outre, nous entreprendrons une enquête scientifique sur le domaine de l'énergie de liaison chimique. Continue à lire pour en savoir plus.
- Tout d'abord, nous allons examiner la définition de l'enthalpie de formation.
- Ensuite, nous examinerons un tableau contenant l'enthalpie de formation d'un certain nombre d'atomes et de molécules utiles.
- Ensuite, nous apprendrons à calculer l'enthalpie de formation.
- Ensuite, nous présenterons un exemple utilisant l'équation de l'enthalpie de formation.
- Enfin, nous parlerons de l'enthalpie de formation de l'eau.
Enthalpie de formation standard
Qu'est-ce que l'enthalpie de formation ? Jetons un coup d'œil !
Enthalpie, H - l'énergie potentielle contenue dans une liaison chimique ou une interaction chimique lorsqu'elle est libérée sous forme de chaleur.
Énergie potentielle - l'énergie que possède une molécule en vertu de la position de ses atomes à un moment donné.
Liaison chimique - force d'attraction qui maintient les atomes d'une molécule liés entre eux selon l'orientation et la valence appropriées.
Valence de la liaison - le nombre de paires d'électrons au sein d'une liaison chimique.
L' enthalpie standard de formation, ΔHf° - pour une molécule donnée, ou un composé, est :
La variation d'enthalpie pour la formation d'une mole de la substance dans son état standard à partir de ses éléments sous leur forme de référence et dans leurs états standards."
État standard - conditions thermodynamiques standard pour les composés lorsqu'elles sont répertoriées dans un tableau de données thermodynamiques. Les conditions standard typiques sont 1 atmosphère (atm) et 25 °C.
Forme de référence - la forme la plus stable d'un élément dans des conditions standard.
Coefficients stœchiométriques - le nombre devant une espèce chimique dans l'équation équilibrée.
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 :
$$\Delta{H^\circ}=\Sigma_{i=1}^n\,[q\Delta{H_f^\circ}(Products)]_i-\Sigma_{i=1}^n\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i$$
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).
Le symbole de sommation, Σ, nous indique d'ajouter : par exemple, \(\Sigma_{i=1}^4 a_i=a_1+a_2+a_3+a_4\), signifie que le premier terme est, a, indice, 1, ajouté au terme, a, indice, 2, ajouté à, a, indice, 3, et enfin nous terminons avec, a, indice, 4.
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)
| Formule | ΔHf° (kJ mol-1) | Formule | ΔHf° (kJ mol-1) |
| e-, électron gazeux (g) | 0 | C (g), graphite (forme élémentaire) | 0 |
| H+ (aq) | 0 | CO (g) | -110.5 |
| H (g), hydrogène atomique gazeux | 218.0 | CO2 (g) | -393.5 |
| H2 (g), Hydrogène gazeux | 0 (forme élémentaire) | CH4 (g) | -74.9 |
| Na (g) | 107.8 | C6H6 (l) | 49.0 |
| Na (s) | 0 (forme élémentaire) | HCHO (g) | -116 |
| NaCl (s) | -411.1 | HCN (g) | 135 |
| NaHCO3 (s) | -947.7 | HCN (l) | 105 |
| Na2CO3 (s) | -1130.8 | CH3CHO(g) | -166 |
| Cl (g), Atomique Chlore gazeux | 121.0 | CCl4 (l) | -139 |
| Cl2 (g), Chlore gazeux | 0 (forme élémentaire) | HCl (g) | -92.3 |
| Cristaux d'iode, I2 (s) | 0 (forme élémentaire) | Iodure gazeux, I-(g) | -197.7 |
| O2 (g), Oxygène gazeux | 0 (forme élémentaire) | O (g) | 249.2 |
| H2O(g) | -241.8 | H2O(l) | -285.8 |
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 ° :
$$\Delta{H^\circ}=\Sigma_{i=1}^n\,[q\Delta{H_f^\circ}(Products)]_i-\Sigma_{i=1}^n\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i$$
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) :
Nous avons ici la réaction suivante entre le méthane, CH4 (g), et le chlore, Cl2 (g), pour donner du tétrachlorure de carbone liquide, CCl4 (l), et de l'acide chlorhydrique gazeux, HCl (g) :
$$1CH_4\,(g)+4Cl_2\,(g) \rightarrow 1CCl_4\,(l)+4HCl\,(g)$$
L'équation de l'enthalpie de formation donne alors l'enthalpie de réaction :
\begin{align}\Delta{H^\circ}&=\Sigma_{i=1}^n,[q\Delta{H_f^\circ}(Products)]_i-\Sigma_{i=1}^m\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i\\&=[\Delta{H_f^\circ}(CCl_4)+\Delta{H_f^\circ}(HCl)]-[\Delta{H_f^\circ}(CH_4)+\Delta{H_f^\circ}(Cl_2)]\\&=[1\cdot(-139\,kJ/mol)+4\cdot\,(-92.3\,kJ/mol)]-[1\cdot(-74.9\,kJ/mol)+4\cdot(0.0\,kJ/mol)]\\&=-433\,kJ/mol\end{align}
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 :
$$H_2\,(g)+Cl_2\,(g) \rightarrow HCl\,(g)$$
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 :
$$H_2\,(g)+Cl_2\,(s) \rightarrow 2H\,(g)+2Cl\,(g) \rightarrow 2HCl\,(g)$$
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{align}\Delta{H_f^\circ}(Reactants)&=\Sigma_{i=1}^m\,[r\Delta{H_f^\circ}(Reactants)]_i\\&=2\cdot\Delta{H_f^\circ}(Atomique,Hydrogène,gaz)+2\cdot\Delta{H_f^\circ}(Atomique,Chlore,gaz)]\c&=2\cdot(218.0\,kJ/mol)+2\cdot(121.0\,kJ/mol)\\&=678\,kJ/mol\end{align}
Ainsi, l'enthalpie standard de formation pour la production de 2 moles d'iodure d'hydrogène, HCl, est donnée par :
$$2\cdot \Delta{H_f^\circ}(Hydrogène\,Chlorure\,gaz)=678\,kJ/mol$$.
Le diagramme d 'enthalpie de cette réaction est le suivant :
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 ?"
Laloi de Hess - également connue sous le nom de loi de Hess sur la somme des chaleurs constantes, stipule que pendant toutes les étapes d'une réaction chimique, la variation d'enthalpie totale, ΔH, ne dépend pas de l'ordre dans lequel les étapes, des réactifs aux intermédiaires et aux produits, sont franchies, mais dépend uniquement de la somme des enthalpies de toutes les réactions, quel que soit l'ordre.
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)$$.
Dans le tableau des enthalpies standard de formation 1 (à 25°C), ci-dessus, nous trouvons les enthalpies de formation pour CH4 (g), Cl2 (g) et HCl (g). Nous pouvons alors écrire les équations thermochimiques de la façon suivante :
\begin{align}C\,(Graphite)+2\,H_2\,(g) \rightarrow CH_4\,(g):\,\Delta{H_f^\circ}&=-74.9\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,(1)\\C\,(Graphite)+Cl_2\,(g) \rightarrow CCl_4\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}&=-139\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,\,\,(2)\\\frac{1}{2}H_2+\frac{1}{2}Cl_2\,(g) \rightarrow HCl\,(g):\,\Delta{H_f^\circ}&=-92.3\,kJ/mol\,\,\,\,\,\,\,\,(3)\end{align}
En appliquant la loi de Hess, notre objectif est d'isoler CH4 (g) sur le côté gauche tout en isolant le tétrachlorure de carbone, CCl4, et le 4HCl (g), sur le côté droit. En outre, nous voulons éliminer tous les éléments sous leur forme de référence, car ils sont égaux à 0,0 kJ/mol et ne contribuent pas à la sommation de la chaleur. Nous inversons donc l'équation(1) (ci-dessus), nous ajoutons l'équation(2) et nous multiplions l'équation(3) par le nombre quatre. Ainsi :
\begin{align}CH_4\,(g) \rightarrow C\,(Graphite)+2\,H_2\,(g)&\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,\,1\cdot (+74.9,kJ/mol)\C\N-(Graphite)+Cl_2\N,(g) \N- (Droite) CCl_4\N,(l)&\,\,\,\,\,\,\,\,+1\cdot (-139\,kJ/mol)\\\underline{2H_2\,(g)+2Cl_2\,(g) \rightarrow 4HCl\,(g)}&\,\,\,\,\,\,\,\,\underline{+4\cdot (-92.3\,kJ/mol)}\\CH_4\,(g)+4Cl_2\,(g) \rightarrow CCl_4\,(l)+4HCl\,(g)&\,\,\,\,\,\,\,\Delta{H^\circ}=-433.3\,kJ/mol\end{align}
Enthalpie de formation de l'eau
Considérons l'enthalpie standard de formation de l'eau, H2O (l), à partir de l'hydrogène gazeux,H2, et de l'oxygène gazeux, O2. La réaction est alors :
$$2H_2\,(g)+O_2\,(g) \rightarrow 2H_2O\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}=-571.6\,kJ/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) \rightarrow \frac{1}{2}\cdot2H_2O\,(l):\,\Delta{H_f^\circ}=\frac{1}{2}\cdot(-571.6\,kJ/mol)=-285.8kJ/mol$$
Il s'agit donc de l'enthalpie standard de formation pour 1 mole d'eau liquide.
On peut maintenant se demander : "Qu'est-ce qui décrit le mieux l'enthalpie de formation d'une substance ?"
Dans tous les cas, l'enthalpie de formation d'une substance est associée à l'énergie potentielle qui est libérée, sous forme de chaleur, par la rupture d'une liaison chimique au sein d'un composé.
Enthalpie de formation - Points clés à retenir
- L'enthalpie est l'énergie potentielle contenue dans une liaison chimique ou une interaction chimique lorsqu'elle est libérée sous forme de chaleur.
- L'enthalpie globale d'une réaction chimique (également appelée enthalpie standard de réaction, ΔH °) est donnée par l'équation suivante :
$$\Delta{H^\circ}=\Sigma_{i=1}^n\,[q\Delta{H_f^\circ}(Products)]_i-\Sigma_{i=1}^n\,[r\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. L'enthalpie standard de formation des produits est, ΔHf°(Produits), tandis que l'enthalpie standard de formation des réactifs est, ΔHf°(Réactifs).
- L'enthalpie standard de formation est "...la variation d'enthalpie pour la formation d'une mole de la substance dans son état standard à partir de ses éléments sous leur forme de référence et dans leurs états standards." 1
- La loi de Hess, également connue sous le nom de loi de Hess de la somme de chaleur constante, stipule que pendant toutes les étapes d'une réaction chimique, la variation d'enthalpie totale, ΔH, ne dépend pas de l'ordre dans lequel les étapes, des réactifs aux intermédiaires et aux produits, sont franchies, mais dépend uniquement de la somme des enthalpies de toutes les réactions, quel que soit l'ordre.
Références
- General Chemistry, Darrell D. Ebbing, 4e éd.
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