Détermination de l’Enthalpie de Réaction
Comprendre le concept d'enthalpie de réaction et la calculer en utilisant les enthalpies standard de formation (Loi de Hess) pour la synthèse de l'ammoniac.
L'enthalpie de réaction, notée \(\Delta_r H^\circ\), est la variation d'enthalpie qui accompagne une réaction chimique effectuée à température et pression constantes (généralement les conditions standard : 298 K et 1 bar). Elle indique si une réaction libère de la chaleur (exothermique, \(\Delta_r H^\circ < 0\)) ou en absorbe (endothermique, \(\Delta_r H^\circ > 0\)).
L'enthalpie standard de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) d'un composé est la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole de ce composé à partir de ses éléments constitutifs dans leur état standard de référence (l'état physique le plus stable à 298 K et 1 bar). Par convention, l'enthalpie standard de formation d'un élément dans son état standard de référence est nulle.
La loi de Hess permet de calculer l'enthalpie d'une réaction à partir des enthalpies standard de formation des réactifs et des produits :
Où \(\nu_p\) et \(\nu_r\) sont les coefficients stœchiométriques des produits et des réactifs, respectivement.
Données du Problème
On s'intéresse à la synthèse de l'ammoniac (NH\(_3\)) gazeux à partir de diazote (N\(_2\)) gazeux et de dihydrogène (H\(_2\)) gazeux.
- Réaction de synthèse de l'ammoniac : \(N_2(g) + H_2(g) \rightarrow NH_3(g)\) (à équilibrer)
- Enthalpies standard de formation à 298 K :
- \(\Delta H_f^\circ (NH_3, g)\) = -46.1 kJ/mol
- \(\Delta H_f^\circ (N_2, g)\) = 0 kJ/mol
- \(\Delta H_f^\circ (H_2, g)\) = 0 kJ/mol
- Masses molaires atomiques :
- N : \(14.0 \text{ g/mol}\)
- H : \(1.0 \text{ g/mol}\)
Questions
- Écrire l'équation chimique équilibrée de la synthèse de l'ammoniac (NH\(_3\)) gazeux à partir de diazote (N\(_2\)) et de dihydrogène (H\(_2\)).
- Expliquer pourquoi les enthalpies standard de formation du diazote gazeux et du dihydrogène gazeux sont nulles.
- Écrire la réaction de formation standard de l'ammoniac gazeux (NH\(_3\)(g)).
- En utilisant la loi de Hess, donner l'expression littérale de l'enthalpie standard de la réaction de synthèse de l'ammoniac (\(\Delta_r H^\circ\)) pour la formation de deux moles de NH\(_3\)(g), en fonction des enthalpies standard de formation.
- Calculer la valeur de cette \(\Delta_r H^\circ\) en kJ.
- La synthèse de l'ammoniac est-elle une réaction exothermique ou endothermique ? Justifier.
- Calculer la quantité de chaleur \(Q_p\) échangée avec le milieu extérieur lors de la formation de \(50.0 \text{ g}\) d'ammoniac (NH\(_3\)) dans les conditions standard.
Correction : Calcul de l’Enthalpie de Réaction
1. Équation Chimique Équilibrée
La synthèse de l'ammoniac (NH\(_3\)) se fait à partir de diazote (N\(_2\)) et de dihydrogène (H\(_2\)). Il faut équilibrer les atomes de N et H de chaque côté de l'équation.
Réaction non équilibrée : \(N_2(g) + H_2(g) \rightarrow NH_3(g)\)
- Azote (N) : 2 atomes à gauche, 1 atome à droite. On met un coefficient 2 devant NH\(_3\) : \(N_2(g) + H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)\).
- Hydrogène (H) : 2 atomes à gauche. À droite, nous avons \(2 \times 3 = 6\) atomes d'hydrogène. Il faut donc un coefficient 3 devant H\(_2\) à gauche.
Équation équilibrée :
L'équation équilibrée est : \(N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)\).
2. Enthalpie Standard de Formation des Corps Simples
L'enthalpie standard de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) d'un composé est la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole de ce composé à partir de ses éléments constitutifs, chacun étant dans son état standard de référence.
Par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple pur dans son état standard de référence (son état physique et allotropique le plus stable à 298 K et 1 bar) est nulle.
- Le diazote (N\(_2\)) est un gaz diatomique, c'est la forme la plus stable de l'élément azote dans les conditions standard. Donc, \(\Delta H_f^\circ (N_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\).
- Le dihydrogène (H\(_2\)) est un gaz diatomique, c'est la forme la plus stable de l'élément hydrogène dans les conditions standard. Donc, \(\Delta H_f^\circ (H_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\).
\(\Delta H_f^\circ (N_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\) et \(\Delta H_f^\circ (H_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\) car ce sont des corps simples dans leur état standard de référence.
3. Réaction de Formation Standard de l'Ammoniac
La réaction de formation standard de l'ammoniac gazeux (NH\(_3\)(g)) est la réaction qui forme une mole de NH\(_3\)(g) à partir de ses éléments constitutifs (N et H) dans leur état standard de référence (N\(_2\)(g) et H\(_2\)(g)).
Pour former 1 mole de NH\(_3\)(g) :
L'enthalpie de cette réaction est, par définition, \(\Delta H_f^\circ (NH_3, g) = -46.1 \text{ kJ/mol}\).
La réaction de formation standard de NH\(_3\)(g) est : \(\frac{1}{2}N_2(g) + \frac{3}{2}H_2(g) \rightarrow NH_3(g)\).
Quiz Intermédiaire : État Standard des Éléments
4. Expression de \(\Delta_r H^\circ\) (Loi de Hess) pour la Synthèse de 2 Moles de NH\(_3\)
On utilise la loi de Hess : \(\Delta_r H^\circ = \sum \nu_p \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta H_f^\circ(\text{réactifs})\). L'équation équilibrée est \(N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)\).
Produits : 2 moles de NH\(_3\)(g).
Réactifs : 1 mole de N\(_2\)(g) et 3 moles de H\(_2\)(g).
\(\Delta_r H^\circ = 2\Delta H_f^\circ(NH_3, g) - \Delta H_f^\circ(N_2, g) - 3\Delta H_f^\circ(H_2, g)\).
5. Calcul de \(\Delta_r H^\circ\) pour la Synthèse de 2 Moles de NH\(_3\)
On utilise l'expression de la loi de Hess et les valeurs des enthalpies standard de formation données.
Données :
- \(\Delta H_f^\circ (NH_3, g) = -46.1 \text{ kJ/mol}\)
- \(\Delta H_f^\circ (N_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\)
- \(\Delta H_f^\circ (H_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\)
Cette valeur correspond à la formation de 2 moles de NH\(_3\)(g) selon l'équation équilibrée.
L'enthalpie standard de la réaction de synthèse de 2 moles d'ammoniac est \(\Delta_r H^\circ = -92.2 \text{ kJ}\) (ou -92.2 kJ/mol de réaction, où "mol de réaction" se réfère à l'avancement de la réaction tel qu'écrit).
6. Nature Exothermique ou Endothermique
Le signe de \(\Delta_r H^\circ\) détermine si la réaction est exothermique ou endothermique.
Nous avons calculé \(\Delta_r H^\circ = -92.2 \text{ kJ}\) pour la formation de 2 moles de NH\(_3\).
Puisque \(\Delta_r H^\circ\) est négatif, la réaction est exothermique (elle libère de la chaleur).
La synthèse de l'ammoniac est une réaction exothermique.
Quiz Intermédiaire : Interprétation de \(\Delta_r H^\circ\)
7. Chaleur \(Q_p\) Échangée pour \(50.0 \text{ g}\) d'Ammoniac
L'enthalpie de réaction \(\Delta_r H^\circ = -92.2 \text{ kJ}\) est pour la formation de 2 moles de NH\(_3\). Nous devons d'abord calculer la quantité de matière (en moles) d'ammoniac dans \(50.0 \text{ g}\). Ensuite, nous utiliserons une règle de proportionnalité pour trouver la chaleur échangée.
Masse molaire de l'ammoniac (NH\(_3\)) :
Quantité de matière d'ammoniac (\(n_{NH3}\)) dans \(50.0 \text{ g}\) :
La réaction \(N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)\) libère \(-92.2 \text{ kJ}\) pour 2 moles de NH\(_3\) formées. Donc, pour \(n_{NH3}\) moles de NH\(_3\) formées, la chaleur \(Q_p\) est :
Le signe négatif indique que la chaleur est libérée par le système.
La formation de \(50.0 \text{ g}\) d'ammoniac libère \(Q_p \approx 135.6 \text{ kJ}\) de chaleur.
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Glossaire des Termes Clés
Enthalpie (\(H\)) :
Grandeur thermodynamique représentant le contenu énergétique d'un système. Sa variation à pression constante est égale à la chaleur échangée.
Enthalpie de Réaction (\(\Delta_r H\)) :
Variation d'enthalpie accompagnant une réaction chimique effectuée à température et pression constantes.
Enthalpie Standard de Formation (\(\Delta H_f^\circ\)) :
Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments constitutifs dans leur état standard de référence (298 K, 1 bar).
État Standard de Référence :
État physique le plus stable d'un élément chimique pur à la température de référence (généralement 298 K) et sous la pression standard (1 bar).
Loi de Hess :
Principe selon lequel la variation d'enthalpie d'une réaction globale est la même que cette réaction soit effectuée en une ou plusieurs étapes. Elle permet de calculer \(\Delta_r H^\circ\) à partir des \(\Delta H_f^\circ\).
Réaction Exothermique :
Réaction chimique qui libère de l'énergie sous forme de chaleur (\(\Delta_r H < 0\)).
Réaction Endothermique :
Réaction chimique qui absorbe de l'énergie sous forme de chaleur (\(\Delta_r H > 0\)).
Combustion :
Réaction chimique exothermique d'une substance (le combustible) avec un comburant (généralement le dioxygène de l'air), produisant de la chaleur et de la lumière.
Corps Simple :
Substance chimique constituée d'atomes d'un seul et même élément chimique (ex: O\(_2\), N\(_2\), Fe(s), C(graphite)).
Coefficient Stœchiométrique (\(\nu\)) :
Nombre placé devant chaque espèce chimique dans une équation chimique équilibrée, indiquant les proportions relatives des réactifs et des produits.
Questions d'Ouverture ou de Réflexion
1. Le procédé Haber-Bosch pour la synthèse de l'ammoniac est réalisé à haute température et haute pression, bien que la réaction soit exothermique. Expliquer pourquoi ces conditions sont choisies malgré tout.
2. L'ammoniac est un composé crucial pour la fabrication d'engrais. Discuter de l'importance de la thermochimie dans l'optimisation de tels procédés industriels.
3. Comment pourrait-on déterminer expérimentalement l'enthalpie de combustion d'une substance comme l'éthanol ou le méthane (calorimétrie) ?
4. L'enthalpie de réaction dépend-elle de l'état physique des réactifs et des produits ? Expliquer avec un exemple.
5. Qu'est-ce que l'entropie de réaction (\(\Delta_r S^\circ\)) et l'enthalpie libre de réaction (\(\Delta_r G^\circ\)) ? Comment ces grandeurs complètent-elles l'étude de la spontanéité et de l'équilibre d'une réaction chimique ?
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