A L'enthalpie standard de formation d'un corps pur ΔHf0
Un corps pur simple est un corps pur ne comportant qu'un seul élément chimique : le graphite C, le dihydrogène gazeux H2, etc. Un corps pur composé en comporte plusieurs : CO2, H2O, C2H6O, etc.
L'état standard d'un composé chimique pur est défini sous la pression standard : p° = 1 bar = 105 Pa.
L'enthalpie standard de formation ΔHf0(T) à la température T d'un corps pur est la différence d'enthalpie mise en jeu lors de la formation d'une mole de ce corps pur à partir des corps purs simples, considérés dans l'état standard, stables à la température considérée T. L'enthalpie standard de formation ΔHf0(T) s'exprime en joule par mole (J.mol–1).
EXEMPLE
L'enthalpie standard de formation à T de l'eau liquide H2O (l) est la variation d'enthalpie lors de la réaction de formation à partir du dioxygène et du dihydrogène gazeux dans l'état standard à T :
H2 (g)+ ½ O2 (g)→ H2O (l).
REMARQUE
L'enthalpie standard de formation d'un corps pur simple stable, à la température T, est nulle.
Ainsi, l'enthalpie de formation du graphite, ΔHf0(T) (Cgraphite), la forme stable du carbone, est nulle à 298 K ; en revanche, celle du carbone diamant ne l'est pas puisque ce n'est pas la forme stable du carbone dans les conditions standards à 298 K.
B L'enthalpie standard de réaction ∆Hr0 et la loi de Hess
L'enthalpie standard de réaction ΔHr0 est l'énergie libérée ou prélevée au milieu extérieur par une réaction dans l'état standard.
Si la valeur de l'enthalpie standard de réaction ΔHr0 est :
positive, le système chimique reçoit de l'énergie du milieu extérieur, la réaction est endothermique ;
négative, le système chimique cède de l'énergie au milieu extérieur, la réaction est exothermique ;
nulle, le système chimique ne reçoit pas d'énergie du milieu extérieur ni ne lui en cède, la réaction est athermique.
L'enthalpie standard de réaction ΔHr0 est déterminée à partir des enthalpies standards de formation ΔHf0 des réactifs et des produits de la réaction et de leurs coefficients stœchiométriques. Si une réaction chimique s'écrit a A + b B → c C + d D, alors : ΔHr0 = (d ΔHf0(D) + c ΔHf0(C)) – (a ΔHf0(A) + b ΔHf0(B)) : c'est la loi de Hess
REMARQUE
L'enthalpie standard ΔHf0 de formation d'un corps pur est l'enthalpie standard de réaction à partir des corps simples stables dans l'état standard.
EXEMPLE
L'équation de combustion du propane est : C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g).
ΔHf0(CO2 (g)) = –394 kJ.mol–1, ΔHf0(H2O(g)) = – 242 kJ.mol–1, ΔHf0(C3H8 (g)) = 104 kJ.mol–1 et ΔHf0(O2 (g)) = 0 kJ.mol–1.
ΔHr0 = (3 ΔHf0(CO2 (g)) + 4 ΔHf0(H2O(g))) – (ΔHf0(C3H8 (g)) + 5 ΔHf0(O2 (g)))
= (3 × (–394) + 4 × (–242)) – (–104 + 5 × 0) = –2,05 × 106 J.mol–1 = 2,05 MJ/mol.
C L'énergie de liaison
En phase gazeuse, la dissociation d'une liaison chimique AB conduit aux atomes A et B isolés :
AB (g) → A (g) + B (g).
Cette dissociation nécessite de l'énergie : c'est l'énergie de liaison, notée EA-B ou Em,A-B, exprimée en joule par mole (J.mol–1).
Les valeurs des énergies de liaisons que l'on trouve dans les tables sont des moyennes car la force d'une liaison dépend aussi des autres liaisons établies par les atomes liés.
L'enthalpie standard de combustion ΔHr0est négative puisque les combustions sont exothermiques. Elle peut être calculée de manière assez précise à partir des liaisons rompues et formées au cours de la combustion : c'est la somme des énergies des liaisons rompues moins la somme des énergies des liaisons formées : ΔHr0 = Σ Eliaisons rompues – Σ Eliaisons formées.
EXEMPLE
L'équation de combustion du propane est : C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (g).
Au cours de cette combustion, 5 liaisons O=O, 2 liaisons C–C et 8 liaisons C–H sont rompues, tandis que 6 liaisons C=O et 8 liaisons O–H sont formées. L'énergie molaire de réaction est :
ΔHr0 = (5 EO =O + 2 EC–C + 8 EC–H) – (6 EC=O + 8 EO–H) = (5 × 498 + 2 × 345 + 8 × 415) – (6 × 804 + 8 × 463) = –2,0 × 103 kJ.mol–1 = –2,0 MJ/mol.
On retrouve le résultat déterminé à partir des enthalpies de formation.
