le chaleur de la solution ou l'enthalpie de la solution est la chaleur qui est absorbée ou dégagée pendant le processus de dissolution d'une certaine quantité du soluté dans le solvant, sous la condition de pression constante.
Lorsqu'une réaction chimique a lieu, il faut de l'énergie à la fois pour former et pour rompre les liaisons qui permettent la formation de nouvelles substances. L'énergie qui circule pour que ces processus se produisent est la chaleur, et la thermochimie est la branche de la science qui est chargée de les étudier..
Concernant le terme enthalpie, est Il est utilisé pour désigner le flux de chaleur lorsque des processus chimiques se produisent dans des conditions de pression constante. La création de ce terme est attribuée au physicien néerlandais Heike Kamerlingh Onnes (1853 - 1926), le même qui a découvert la supraconductivité.
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Pour trouver l'enthalpie, il faut partir de la première loi de la thermodynamique, qui considère que la variation de l'énergie interne ΔU d'un système est due à la chaleur absorbée Q et au travail W effectué dessus par un agent extérieur:
ΔU = Q + W
Où le travail est l'intégrale négative sur tout le volume du produit de la pression et du changement différentiel de volume. Cette définition équivaut à l'intégrale négative du produit scalaire de la force et du vecteur de déplacement en travail mécanique:
Lorsque la condition de pression constante mentionnée ci-dessus est appliquée, P peut sortir de l'intégrale; donc le travail est:
W = -P (VF -Vou alors) = -PΔV
Si ce résultat est substitué dans ΔOU ALORS Est obtenu:
ΔU = Q - PΔV
Q = ΔU + PΔV = UF - OU ALORSou alors + P (VF -Vou alors) = UF + PVF - ( OU ALORSou alors + PVou alors )
La quantité U + PV s'appelle enthalpie H, de manière que:
Q = HF - Hou alors = ΔH
L'enthalpie se mesure en joules, car c'est de l'énergie.
Les composants initiaux d'une solution sont le soluté et le solvant, et ils ont une enthalpie originale. Lorsque cette dissolution aura lieu, elle aura sa propre enthalpie.
Dans ce cas, la variation d'enthalpie en joules peut être exprimée comme suit:
ΔH = Hsolution - Hréactifs
Soit sous forme d'enthalpie standard ΔHou alors, où le résultat est en joule / mol
ΔHou alors = Hou alors solution - Hou alorsréactifs
Si la réaction dégage de la chaleur, le signe de ΔH il est négatif (processus exothermique), s'il absorbe de la chaleur (processus endothermique) le signe sera positif. Et naturellement, la valeur de l'enthalpie de la solution dépendra de la concentration de la solution finale..
De nombreux composés ioniques sont solubles dans les solvants polaires, tels que l'eau. Des solutions de sel (chlorure de sodium) dans de l'eau ou de la saumure sont couramment utilisées. Or, l'enthalpie de la solution peut être considérée comme la contribution de deux énergies:
- Un pour briser les liaisons soluté-soluté et solvant-solvant
- L'autre est celui nécessaire à la formation de nouvelles liaisons soluté-solvant..
Dans le cas de la dissolution d'un sel ionique dans l'eau, il est nécessaire de connaître le soi-disant enthalpie de réseau du solide et la enthalpie d'hydratation pour former la solution, dans le cas de l'eau. Si ce n'est pas de l'eau, on l'appelle enthalpie de solvatation.
La enthalpie de réseau est l'énergie nécessaire à la décomposition du réseau ionique et à la formation des ions gazeux, un processus toujours endothermique, car il faut fournir de l'énergie au solide pour le séparer en ses ions constitutifs et les amener à l'état gazeux.
En revanche, les processus d'hydratation sont toujours exothermiques, car les ions hydratés sont plus stables que les ions à l'état gazeux..
De cette manière, la création de la solution peut être exothermique ou endothermique, selon que la décomposition du réseau ionique du soluté nécessite plus ou moins d'énergie que celle fournie par l'hydratation..
En pratique, il est possible de mesurer ΔH dans un calorimètre, qui consiste essentiellement en un récipient isolé équipé d'un thermomètre et d'un agitateur.
Quant au récipient, de l'eau y est presque toujours versée, qui est le liquide calorimétrique par excellence, puisque ses propriétés sont la référence universelle pour tous les liquides..
Bien entendu, les matériaux du calorimètre sont également impliqués dans l'échange de chaleur, en plus de l'eau. Mais la capacité calorique de l'ensemble, appelée constant calorimètre, peut être déterminée séparément de la réaction puis prise en compte lorsqu'elle se produit.
Le bilan énergétique est le suivant, en se souvenant de la condition qu'il n'y a pas de fuite d'énergie dans le système:
ΔH solution + ΔH L'eau + C calorimètre ΔT = 0
D'où:
ΔH solution = - m L'eau . c L'eau . ΔT - C calorimètre ΔT = -Q L'eau - Q calorimètre
Et pour obtenir l'enthalpie standard:
- Masse de soluté: ms
- Poids moléculaire du soluté: Ms
- Masse d'eau: mL'eau
- Poids moléculaire de l'eau: ML'eau
- Capacité thermique molaire de l'eau: CL'eau ; m*
- Changement de température: ΔT
* CP.m d'eau est de 75,291 J / mol. K
L'enthalpie de formation de l'hydroxyde de potassium solide KOH est ΔHou alors = +426 KJ / mol, celle de l'eau liquide HdeuxOu est-ce 285,9 kJ / mol.
En outre, on sait que lorsque l'hydroxyde de potassium métallique réagit avec l'eau liquide, l'hydrogène et ΔHou alors = -2011 kJ / mol. Avec ces données, calculez l'enthalpie de la solution de KOH dans l'eau.
- KOH se décompose en ses composants:
KOHsolide → Ksolide + ½ Odeux + ½ Hdeux; ΔHou alors = - 426 kJ / mol
- De l'eau liquide se forme:
½ Odeux + ½ Hdeux → HdeuxOU ALORSliquide; ΔHou alors = -285,9 kJ / mol
- Maintenant, vous devez former la solution:
Ksolide + HdeuxO → ½ Hdeux + KOHaqueux ; ΔHou alors = -2011 kJ / mol
Notez que le signe de l'enthalpie de désintégration de KOH a été inversé, ce qui est dû à la loi de Hess: lorsque les réactifs sont convertis en produits, le changement d'enthalpie ne dépend pas des étapes suivies et lorsque l'équation doit être inversée, comme dans ce cas, le signe des changements d'enthalpie.
Le bilan énergétique est la somme algébrique des enthalpies:
- 426 kJ / K - 285,9 kJ / mol - 2011 kJ / mol = -2722,9 kJ / mol
L'enthalpie de la solution pour la réaction suivante est déterminée dans un calorimètre à pression constante et la constante du calorimètre est connue pour être de 342,5 J / K. Lorsque 1423 g de sulfate de sodium Na sont dissousdeuxSW4 dans 100,34 g d'eau, le changement de température est de 0,037 K. Calculer l'enthalpie standard de la solution pour NadeuxSW4 à partir de ces données.
L'enthalpie standard de la solution est résolue à partir de l'équation donnée ci-dessus:
Pour le sulfate de sodium: Ms = 142,04 g / mol; ms = 1 423 g
Et pour l'eau: mL'eau = 100,34 g; ML'eau = 18,02 g / mol; Ceau; m = 75,291 J / K mol
ΔT = 0,037 K
C calorimètre = 342,5 J / K
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