CHALEUR DE SOLUTION: MODE DE CALCUL, APPLICATIONS ET EXERCICES - PHYSIQUE - 2025

La chaleur de la solution ou l'enthalpie de la solution est la chaleur qui est absorbée ou libérée 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.

Source: Pixnio.

Quant au terme enthalpie, 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.

Comment est-il calculé?

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:

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:

-Expression d'enthalpie

Si ce résultat est substitué dans Δ U on obtient:

La quantité U + PV est appelée enthalpie H, de sorte que:

L'enthalpie se mesure en joules, car il s'agit d'énergie.

Enthalpie de solution

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 par:

Soit sous forme d'enthalpie standard ΔH ^o, où le résultat est en joule / mol

Si la réaction dégage de la chaleur, le signe de ΔH est négatif (processus exothermique), si elle 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.

Applications

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 l'enthalpie dite du réseau du solide et l'enthalpie d'hydratation pour former la solution, dans le cas de l'eau. Si ce n'est pas de l'eau, on l'appelle l'enthalpie de solvatation.

L'enthalpie du 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.

Mesures avec le calorimètre

En pratique, il est possible de mesurer ΔH dans un calorimètre, qui consiste essentiellement en un récipient isotherme équipé d'un thermomètre et d'une tige d'agitation.

Quant au récipient, on y verse presque toujours de l'eau, qui est le liquide calorimétrique par excellence, puisque ses propriétés sont la référence universelle pour tous les liquides.

Ancien calorimètre utilisé par Lavoisier. Source: Gustavocarra.

Bien entendu, les matériaux du calorimètre sont également impliqués dans l'échange thermique, en plus de l'eau. Mais la capacité calorifique de l'ensemble de l'assemblage, appelée constante du calorimètre, peut être déterminée séparément de la réaction puis prise en compte lorsqu'elle se produit.

Le bilan énergétique est le suivant, en rappelant la condition qu'il n'y a pas de fuite d'énergie dans le système:

- De l'eau liquide se forme:

½ O ₂ + ½ H ₂ → H ₂ O _liquide; Δ H ^o = -285,9 kJ / mol

- Vous devez maintenant former la solution:

_Solide K + H ₂ O → ½ H ₂ + KOH _aqueux; Δ H ^o = -2011 kJ / mol

Notez que le signe de l'enthalpie de désintégration du 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 du moment où l'équation doit être inversée, comme dans ce cas, le signe des changements d'enthalpie.

Le bilan énergétique est la somme algébrique des enthalpies:

-Exercice 2

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 1,423 g de sulfate de sodium Na ₂ SO _{4 est} dissous dans 100,34 g d'eau, le changement de température est de 0,037 K. Calculez l'enthalpie standard de la solution pour Na ₂ SO _{4 à} partir de ces données.

Solution

L'enthalpie standard de la solution est résolue à partir de l'équation donnée ci-dessus:

Pour le sulfate de sodium: M _s = 142,04 g / mol; m _s = 1,423 g

Et pour l'eau: m _eau = 100,34 g; M _eau = 18,02 g / mol; C _{eau; m} = 75,291 J / K mol

Δ T = 0,037 K

_Calorimètre C = 342,5 J / K

Références

1. Cengel, Y. 2012. Thermodynamique. 7e éd. Mc.Graw Hill. 782 - 790
2. Engel, T. 2007. Introduction à la physicochimie: thermodynamique. Pearson Education. 63-78.
3. Giancoli, D. 2006. Physique: principes et applications. 6ème.. Ed Prentice Hall. 384-391.
4. Maron, S. 2002. Fondamentaux de la physicochimie. Limusa. 152-155.
5. Serway, R., Jewett, J. (2008). Physique pour la science et l'ingénierie. Volume 1. 7e. Ed. Cengage Learning. 553-567.