1 / 22

CHAPITRE 4

CHAPITRE 4. APPLICATIONS EN THERMOCHIMIE. 1- EFFET DE LA TEMPÉRATURE SUR LES ENTHALPIES DE RÉACTION. Soit une réaction chimique d’équation. On cherche la valeur de D r  H(T 2 ) de l'enthalpie à une température T 2 connaissant celle à T 1. Loi de KIRCHOFF:. Application: Loi de Kirchoff.

kyra-burton
Télécharger la présentation

CHAPITRE 4

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. CHAPITRE 4 APPLICATIONS ENTHERMOCHIMIE

  2. 1- EFFET DE LA TEMPÉRATURE SUR LES ENTHALPIES DE RÉACTION Soit une réaction chimique d’équation. On cherche la valeur de Dr H(T2) de l'enthalpie à une température T2 connaissant celle à T1. Loi de KIRCHOFF:

  3. Application: Loi de Kirchoff Soit la réaction d’équation : CH4 (g) + 4 Cl2 (g) --> CCl4(g) + 4 HCl (g) avec DrH° = -401,08 kJ/mol à 298 K. Calculer l'enthalpie standard de cette réaction à 650 K Données: Réponse On doit écrire la loi de Kirchhoff et calculerDrC°P DrC°P = 4 C°P (HCl) +C°P (CCl4) - 4C°P (Cl2) – C°P(CH4)=28.56 J K-1 mol-1 DrH°(650 K) =DrH°(298K) + DrC°P (650-298) DrH°(650 K) =-401,08 103 + 28,56*(650-298) = -391,03 kJ/mol.

  4. 2- Loi de HESS Comme l'enthalpie est une fonction d'état, la loi de Hess est à proprement parler une évidence. Il est tout de même profitable de se remémorer les 3 formulations suivantes: -Le changement d'enthalpie d'un processus ne dépend que de l'état initial et de l'état final du processus, et non des états intermédiaires traversés. -Le changement d'enthalpie d'un processus qui parcourt plusieurs états transitoires est la somme des enthalpies des processus transitoires. -Le changement d'enthalpie d'un processus cyclique fermé est nul.

  5. 3-ENTHALPIE STANDARD DE FORMATION ΔfH°T (X,) L’enthalpie (molaire) standard de formation d’un corps est l’enthalpie de formation d’une mole de ce corps dans son état standard à partir des éléments pris isolément à la température considérée et chacun étant dans son état naturel. L’état naturel de la plus part des éléments chimiques est solide. • -Les éléments H, N, O, F, Cl, ont un état naturel gaz en molécules diatomiques. • - les gazs nobles ou rares sont des gaz monoatomiques. Rque: Par conséquent, l'enthalpie standard de formation des éléments eux-mêmes est par définition nulle. Les réactions suivantes sont des exemples de réaction de formation standard

  6. Exemples EXEMPLES: Puisque H est une fonction d'état:

  7. Application Le nitrile acrylique est un intermédiaire dans la fabrication de la fibre synthétique Orlon. Il peut être élaborer suivant la réaction : CH3-CHO + HCN --> CH3-CHOH-CN (1) Quelle est l'enthalpie standard de cette réaction à 25°C ? On donne les enthalpies standard de formation à 25° C suivantes en kJ mol-1 :

  8. Réponse 3 C solide + 2,5 H2gaz + 0,5 O2+ 0,5 N2 --> CH3-CHOH-CN(2) DfH°(2) =-1980kJ mol-1 2 C solide + 2H2gaz + 0,5 O2 --> CH3-CHO gaz(3) DfH°(3) =-166 kJ mol-1 C solide + 0,5 H2+ 0,5 N2--> HCN(4) DfH°(4) = -130 kJ mol-1 (1)= (2) - (3)- (4) DrH°(1) = DfH°(2) - DfH°(3) - DfH°(4) DrH°(1) = -1980-(-166 )-(-130) = -1684 kJ mol-1.

  9. 4-Énergie de liaison L’enthalpie standard de liaison est l’enthalpie standard de la rupture homolytique (sans apparition de charges) de la liaison en phase gazeuse. On la confond souvent avec l’énergie de liaison D0 qui est l’énergie de la réaction à 0 K. AB (gaz, T=0K)  A (gaz, T=0K) + B(gaz, T=0K) Les enthalpies standard moyennes de liaison sont à peu près transférable d’une molécule à l’autre et permettent l’estimation des enthalpies standard de réaction.

  10. Application: Énergie de liaison • Soit la réaction d’équation : • CH4 (g) + 4 Cl2 (g) --> CCl4(g) + 4 HCl (g) DrH° = -401,08 kJ/mol à 298 K. • 1. Connaissant les enthalpies standard de formation des composés à 298 K calculer l'enthalpie standard de formation de CCl4 (g). • En déduire l'énergie de la liaison C-Cl. • Déterminer l'enthalpie standard de formation du trichlorométhane (chloroforme) • Données : DH° (C-H) = 415 kJ / mol à 298 K • Enthalpie molaire de vaporisation du trichlorométhane : 30,4 kJ/mol

  11. Réponse CH4 (g) + 4 Cl2 (g) --> CCl4(g) + 4 HCl (g) Enthalpie standard de formation CCl4 (g): DrH° (298 K) = 4DfH° (HCl(g))+DfH° (CCl4(g))- 4 DfH° (Cl2(g))-DfH° (CH4(g)) DfH° (CCl4(g)) = DrH° (298 K) - 4DfH° (HCl(g)) + 4 DfH° (Cl2(g))+DfH° (CH4(g)) DfH° (Cl2(g)) = 0 corps pur simple dans son état de référence DfH° (CCl4(g)) = -401,08 -4*(-92,3) + 4*0 +(-74,6) = -106,48 kJ/mol.

  12. suite Énergie de la liaison C-Cl : On réalise un cycle thermochimique suivant DfH° (CCl4(g)) = 716,7 + 4DfH° (Cl(g))-4 DH° (C-Cl) DH° (C-Cl) = 0,25 * 716,7+ 121,3 - 0,25*(-106,48) DH° (C-Cl) = 327,1 kJ/mol.

  13. Fin Enthalpie standart de formation CHCl3 : réaliser un cycle thermochimique DfH° (CHCl3(l)) = 716,7 + 3DfH° (Cl(g))+DfH° (H(g))-3DfH° (C-Cl) -DfH° (C-H) -DvapH° (CHCl3) DfH° (CHCl3(l)) =716,7+3*121,3 + 218-3*327,1-415-30, 4 DfH° (CHCl3(l)) = -128,1 kJ/mol.

  14. 5-Enthalpie de combustion Comme la réaction de combustion est facile à faire, on utilise les valeurs des enthalpies de combustions des composés pures pour calculer l’enthalpie de réaction. Exemple: combustion de l'octane : C8H18 (g) + 12,5 O2 (g)-->8 CO2 (g) + 9 H2O (g) DrH° comb = 9DfH° (H2O(l))+8 DfH° CO2 (g) - DfH° C8H18(g) DfH° (O2(g)) = 0 corps pur simple dans son état de référence DrH° comb = 9 * (-285,84)+ 8*(-393,5) +227,4 = -5483 kJ/mol H2 O(l) -285.84

  15. Application Connaissant les enthalpies de combustion standard du butane -2877,13 kJ mol-1 , déterminer l'enthalpie de formation du n butane. 4 C solide + 5 H2gaz --> C4H10gaz(1) C4H10gaz + 6,5 O2 -->4 CO2 + 5 H2O liq(2) H2 + 0,5 O2--> H2O liq(3) C solide + O2--> CO2 (4) (1) = 4*(4) + 5*(3) - (2) DHf0 = 4*(-393) + 5*(-285,84) + 2877,13 = -126 kJ mol-

  16. 6-Énergie de résonance du benzène L’énergie de résonance est la différence entre l’énergie du benzène hypothétique de Kékulé et l’énergie du benzène réel. On va la calculer en utilisant le cycle ci-dessous.

  17. suite L’enthalpie de formation du benzène est ΔfHº(C6H6)= 82,93 kJ.mol−1. On obtient donc pour l’enthalpie molaire standard de résonance : ΔHºm,rés(C6H6) = 6 ΔHºm,sub(C graphite) + 3 ΔrHºl(H2) - 3 ΔrHºl(C—C) - 3 ΔrHºl(C=C) - 6 ΔrHºl(C—H) - ΔfHº(C6H6) Numériquement : ΔHºm,rés(C6H6) = 164 kJ.mol−1.

  18. L’ÉNERGIE RÉTICULAIRE L’enthalpie standard réticulaire d’un cristal ionique est l’enthalpie standard de la réaction de dissociation du cristal ionique en ions séparés en phase gazeuse. Par exemple, pour le chlorure de sodium : ΔrHºm,rét(NaCl, 298 K) L’enthalpie standard réticulaire est parfois confondue avec l’énergie réticulaire qui est l’énergie interne de la même réaction à 0 K. Pour obtenir une valeur expérimentale de l’énergie réticulaire, on utilise le cycle de Born-Haber :

  19. CYCLE DE BORN-HABER - ΔrHºm,rét(NaCl) = Ei(Na) - AE(Cl) - ΔfHº(NaCl) + ΔHºm,sub(Na) + 1/2 ΔrHºl(Cl2

  20. IONISATION La réaction de première ionisation d’une espèce X a pour équation : Son enthalpie molaire standard ΔrHºm,ion(T) est souvent confondue avec l’énergie d’ionisation, notée Ei, qui est en fait l’énergie interne standard de la réaction à 0 K. X et X+ doivent être à l’état gaz. On peut ioniser X+ et obtenir une énergie de deuxième ionisation. L’énergie d’ionisation est définie positive puisque reçue par le système.

  21. ATTACHEMENT ÉLECTRONIQUEAFFINITÉ ÉLECTRONIQUE Il s’agit de la réaction dans laquelle une espèce chimique X capture un électron en phase gazeuse:   L’affinité électronique AE est l’énergie interne de la réaction inverse à 0 K. On assimile généralement l’enthalpie de la réaction d’attachement électronique ΔrHºm,att(T) à l’opposé de l’affinité électronique - AE.

  22. ENTROPIES et ENTHALPIE LIBRE DES RÉACTIONS CHIMIQUES Comme pour la fonction enthalpie, on utilise le fait que l’entropie est une fonction d’état, ce qui permet d’écrire : ΔrS°T= ΣST°(P) - ΣST°(R) avec P= produits R= réactifs ΔrG°= ΔrH° - T ΔrS°

More Related