Enthalpie de Dissolution du Chlorure de Sodium (NaCl)
Comprendre l'Enthalpie de Dissolution
L'enthalpie de dissolution (\(\Delta H_{\text{diss}}\)) est la variation de chaleur associée à la dissolution d'une mole d'un composé dans un solvant. Ce processus peut être exothermique (libère de la chaleur, la solution chauffe) ou endothermique (absorbe de la chaleur, la solution refroidit). La mesure directe de cette chaleur peut être complexe. Heureusement, la Loi de Hess nous permet de calculer cette variation d'enthalpie indirectement, en utilisant les enthalpies de formation (\(\Delta H_f^\circ\)) des espèces impliquées. La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie totale pour une réaction ne dépend que des états initial et final, et non du chemin réactionnel suivi.
Remarque Pédagogique : Cet exercice illustre la puissance de la loi de Hess en thermodynamique. Il démontre comment on peut déterminer une grandeur (l'enthalpie de dissolution) en combinant les enthalpies d'autres réactions (les réactions de formation) qui sont, elles, bien tabulées. C'est un outil fondamental en ingénierie chimique.
Données de l'étude
- Enthalpie de formation de NaCl solide : \(\Delta H_f^\circ(\text{NaCl}_{\text{s}}) = -411.1 \, \text{kJ/mol}\)
- Enthalpie de formation de l'ion sodium aqueux : \(\Delta H_f^\circ(\text{Na}^+_{\text{aq}}) = -240.1 \, \text{kJ/mol}\)
- Enthalpie de formation de l'ion chlorure aqueux : \(\Delta H_f^\circ(\text{Cl}^-_{\text{aq}}) = -167.2 \, \text{kJ/mol}\)
Cycle de Hess pour la Dissolution de NaCl
Questions à traiter
- Écrire les réactions de formation de NaCl(s), Na+(aq) et Cl-(aq) à partir de leurs corps simples de référence.
- En utilisant la loi de Hess et les enthalpies de formation, établir l'expression littérale permettant de calculer l'enthalpie de dissolution \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ(\text{NaCl})\).
- Calculer la valeur numérique de \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ(\text{NaCl})\) en kJ/mol.
- La dissolution du chlorure de sodium dans l'eau est-elle un processus exothermique ou endothermique ? Quelle serait la conséquence observable sur la température de la solution ?
Correction : Enthalpie de Dissolution du Chlorure de Sodium (NaCl)
Question 1 : Réactions de Formation
Principe :
Une réaction de formation produit une mole d'un composé à partir de ses éléments constitutifs dans leur état standard le plus stable (ex: Na solide, Cl₂ gazeux).
Remarque Pédagogique : L'état standard de référence (comme Na solide et Cl₂ gazeux) est le "point zéro" énergétique à partir duquel toutes les enthalpies de formation sont mesurées. Choisir correctement ces états de référence est crucial pour l'application correcte de la loi de Hess.
Réactions :
- \(\text{Na}_{\text{s}} + \frac{1}{2}\text{Cl}_{2,\text{g}} \rightarrow \text{NaCl}_{\text{s}}\)
- \(\text{Na}_{\text{s}} \rightarrow \text{Na}^+_{\text{aq}} + e^-\) (note : par convention, \(\Delta H_f^\circ(e^-)=0\))
- \(\frac{1}{2}\text{Cl}_{2,\text{g}} + e^- \rightarrow \text{Cl}^-_{\text{aq}}\) (note : la formation des ions est plus complexe mais les valeurs données sont globales)
La définition formelle de \(\Delta H_f^\circ\) pour les ions est basée sur la convention que \(\Delta H_f^\circ(\text{H}^+_{\text{aq}}) = 0\). Les équations ci-dessus sont une représentation simplifiée pour le cycle.
Question 2 : Expression via la Loi de Hess
Principe et Formule :
La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction est la somme des enthalpies de formation des produits moins celle des réactifs :
Remarque Pédagogique : Le cycle de Hess que nous avons dessiné est la représentation visuelle de cette formule. Il montre que pour aller des éléments (en haut) aux ions en solution (en bas à droite), on peut suivre deux chemins : un chemin direct (\(\Delta H_f^\circ(\text{ions})\)) ou un chemin indirect passant par le sel solide (\(\Delta H_f^\circ(\text{NaCl})\) puis \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ\)). La loi de Hess garantit que la variation d'enthalpie est la même pour les deux chemins, car l'enthalpie est une fonction d'état.
Pour notre réaction de dissolution, \(\text{NaCl}_{\text{s}} \rightarrow \text{Na}^+_{\text{aq}} + \text{Cl}^-_{\text{aq}}\), l'expression devient :
Quiz Intermédiaire 1 : Selon la loi de Hess, comment s'exprime correctement \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ\) ?
Question 3 : Calcul Numérique
Calcul :
En remplaçant les valeurs numériques dans l'expression établie à la question 2 :
Remarque Pédagogique : La rigueur dans la gestion des signes est la clé en thermodynamique. Ici, le fait de soustraire une valeur négative (`- (-411.1)`) se transforme en une addition. Physiquement, cela signifie que l'énergie nécessaire pour briser le réseau cristallin de NaCl est presque entièrement compensée par l'énergie libérée lors de l'hydratation des ions Na⁺ et Cl⁻.
Quiz Intermédiaire 2 : Le signe positif de \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ\) (+3.8 kJ/mol) signifie que la réaction :
Question 4 : Interprétation du Résultat
Analyse :
Le signe de \(\Delta H_{\text{diss}}^\circ\) est positif. Cela signifie que de l'énergie est consommée (absorbée par le système) lors de la dissolution. Le processus est donc endothermique.
Conséquence observable : Puisque la réaction absorbe de la chaleur depuis son environnement (l'eau), la température de la solution va légèrement diminuer lors de la dissolution du sel. C'est un effet souvent difficile à percevoir sans un thermomètre précis, car la valeur de +3.8 kJ/mol est relativement faible.
Simulation de Calorimétrie
Dissolvez virtuellement du sel dans l'eau et observez la variation de température. Cela vous aidera à visualiser l'effet endothermique de la dissolution.
Paramètres de l'Expérience
Résultats de la Dissolution
Hypothèses : Calorimètre parfait, \(C_{\text{p, eau}} = 4.184 \, \text{J/(g.°C)}\), \(M_{\text{NaCl}} = 58.44 \, \text{g/mol}\).
Pour Aller Plus Loin : Entropie et Spontanéité
Pourquoi le sel se dissout-il s'il faut fournir de l'énergie ?
La dissolution est endothermique (\(\Delta H > 0\)), ce qui est énergétiquement défavorable. Cependant, elle est spontanée. L'explication réside dans l'entropie (\(\Delta S\)). En passant d'un cristal solide ordonné à des ions dispersés en solution, le désordre du système augmente considérablement (\(\Delta S > 0\)). La spontanéité d'une réaction est régie par l'enthalpie libre de Gibbs : \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\). Pour la dissolution du NaCl, le terme entropique (\(-T\Delta S\)) est suffisamment grand et négatif pour compenser l'enthalpie positive, rendant \(\Delta G\) négatif et la réaction spontanée.
Foire Aux Questions (FAQ)
Quelle est la différence entre "enthalpie de dissolution" et "enthalpie de solution" ?
En pratique, les termes sont souvent utilisés de manière interchangeable. Techniquement, "l'enthalpie de solution" est la chaleur échangée pour dissoudre un soluté dans une quantité *spécifique* de solvant. "L'enthalpie de dissolution" se réfère souvent à la dissolution dans une quantité *infinie* de solvant (solution infiniment diluée), qui est la valeur standard que nous avons calculée.
Comment est définie l'enthalpie de formation d'un ion en solution ?
Il est impossible de former uniquement des cations ou des anions en solution. Les enthalpies de formation ioniques sont donc relatives. Par convention internationale, l'enthalpie de formation de l'ion hydrogène H+(aq) est fixée à zéro à toutes les températures : \(\Delta H_f^\circ(\text{H}^+_{\text{aq}}) = 0\). Toutes les autres enthalpies ioniques sont ensuite déterminées par rapport à cette référence.
Quiz Rapide : Testez vos connaissances
1. Une réaction endothermique...
2. Selon la loi de Hess, l'enthalpie d'une réaction globale :
3. La dissolution du NaCl étant légèrement endothermique, sa solubilité dans l'eau...
Glossaire
- Enthalpie de Dissolution (\(\Delta H_{\text{diss}}\))
- Variation d'enthalpie lorsque une mole de substance se dissout dans une grande quantité de solvant pour former une solution infiniment diluée.
- Enthalpie de Formation (\(\Delta H_f^\circ\))
- Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples constituants, dans leur état standard.
- Loi de Hess
- Principe de la thermodynamique qui énonce que si une réaction peut être écrite comme la somme de plusieurs étapes, la variation d'enthalpie de la réaction globale est la somme des variations d'enthalpie de chaque étape.
- Processus Endothermique
- Processus chimique ou physique qui absorbe de l'énergie thermique de son environnement. Il est caractérisé par un \(\Delta H > 0\).
- Processus Exothermique
- Processus qui libère de l'énergie thermique dans son environnement. Il est caractérisé par un \(\Delta H < 0\).
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