Détermination de l’Enthalpie de Réaction

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'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, \(\Delta H_f^\circ (H_2, g) = 0 \text{ kJ/mol}\).

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, \(\Delta H_f^\circ (NH_3, g) = -46.1 \text{ kJ/mol}\).

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).

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.

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).

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.

Réponses Correctes :

Question 1 : b) Endothermique (car \(\Delta H_f^\circ > 0\), il faut fournir de l'énergie pour passer du graphite au diamant).

Question 2 : c) -200 kJ (l'enthalpie est une grandeur extensive, si on double les quantités, on double l'enthalpie).

Question 3 : c) O\(_2\)(g).

Question 4 : b) Soustraites de celles des produits.

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.