Changement d'enthalpie de solution - Enthalpy change of solution

L' enthalpie de solution , l' enthalpie de dissolution ou la chaleur de solution est la variation d' enthalpie associée à la dissolution d'une substance dans un solvant à pression constante entraînant une dilution infinie.

L'enthalpie de solution est le plus souvent exprimée en kJ / mol à température constante. Le changement d'énergie peut être considéré comme composé de trois parties, la rupture endothermique des liaisons au sein du soluté et au sein du solvant, et la formation d'attractions entre le soluté et le solvant. Une solution idéale a une enthalpie de mélange nulle . Pour une solution non idéale, il s'agit d'un excès de quantité molaire .

Énergétique

La dissolution par la plupart des gaz est exothermique. C'est-à-dire que lorsqu'un gaz se dissout dans un solvant liquide, de l'énergie est libérée sous forme de chaleur, réchauffant à la fois le système (c'est-à-dire la solution) et l'environnement.

La température de la solution diminue finalement pour correspondre à celle de l'environnement. L'équilibre, entre le gaz en phase séparée et le gaz en solution, va par le principe de Le Châtelier se déplacer pour favoriser la mise en solution du gaz lorsque la température diminue (la diminution de la température augmente la solubilité d'un gaz).

Lorsqu'une solution saturée d'un gaz est chauffée, le gaz sort de la solution. Vrai

Étapes de la dissolution

La dissolution peut être considérée comme se produisant en trois étapes :

  1. Briser les attractions soluté-soluté (endothermique), voir par exemple l' énergie de réseau U l dans les sels.
  2. Briser les attractions solvant-solvant (endothermique), par exemple celle de la liaison hydrogène
  3. Formation d'attractions solvant-soluté (exothermique), en solvatation .

La valeur de l'enthalpie de solvatation est la somme de ces étapes individuelles.

La dissolution du nitrate d'ammonium dans l'eau est endothermique. L'énergie libérée par la solvatation des ions ammonium et des ions nitrate est inférieure à l'énergie absorbée lors de la rupture du réseau ionique du nitrate d'ammonium et des attractions entre les molécules d'eau. La dissolution de l'hydroxyde de potassium est exothermique, car plus d'énergie est libérée pendant la solvatation que celle utilisée pour briser le soluté et le solvant.

Expressions sous forme différentielle ou intégrale

Les expressions du changement d'enthalpie de dissolution peuvent être différentielles ou intégrales, en fonction du rapport des quantités soluté-solvant.

Le changement d'enthalpie différentielle molaire de dissolution est :

où n i est la variation infinitésimale ou différentielle du nombre de moles du soluté pendant la dissolution.

La chaleur intégrale de dissolution est définie pour un processus d'obtention d'une certaine quantité de solution avec une concentration finale. Le changement d' enthalpie dans ce processus, normalisé par le nombre de moles de soluté, est évalué comme la chaleur intégrale molaire de dissolution . Mathématiquement, la chaleur intégrale molaire de dissolution est notée :

La chaleur principale de dissolution est la chaleur différentielle de dissolution permettant d'obtenir une solution diluée à l'infini.

Dépendance de la nature de la solution

L' enthalpie de mélange d'une solution idéale est nulle par définition mais l'enthalpie de dissolution des non électrolytes a la valeur de l' enthalpie de fusion ou de vaporisation. Pour les solutions non idéales d' électrolytes, il est lié au coefficient d'activité du ou des solutés et à la dérivée de température de la permittivité relative par la formule suivante :

Changement d'enthalpie de solution pour certains composés sélectionnés
acide hydrochlorique -74.84
nitrate d'ammonium +25.69
ammoniac -30.50
l'hydroxyde de potassium -57.61
hydroxyde de césium -71.55
chlorure de sodium +3.87
chlorure de potassium +41.38
acide acétique -1.51
hydroxyde de sodium -44.50
Variation d' enthalpie Δ H o en kJ / mol dans l' eau à 25°C

Voir également

Les références

Liens externes