12.3:

12.3: Enthalpie de solution

Enthalpy of Solution

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Chemistry

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Enthalpy of Solution

12.2: Intermolecular Forces in Solutions

12.4: Aqueous Solutions and Heats of Hydration

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02:39 min

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September 24, 2020

Overview

Il existe deux critères qui favorisent, mais ne garantissent pas, la formation spontanée d’une solution :

Une diminution de l’énergie interne du système (un changement exothermique, comme expliqué dans le chapitre précédent sur la thermochimie) ;
Une dispersion accrue de la matière dans le système (qui indique une augmentation de l’entropie du système, comme vous l’apprendrez dans le chapitre sur la thermodynamique).

Dans le processus de dissolution, une variation d’énergie interne se produit souvent, mais pas toujours, lorsque la chaleur est absorbée ou qu’elle en provient. Une augmentation de la dispersion de la matière se produit toujours lorsqu’une solution se forme à partir de la répartition uniforme des molécules de soluté dans un solvant.

La formation spontanée de solution est favorisée, mais non garantie, par des processus de dissolution exothermiques. Alors que de nombreux composés solubles se dissolvent, en effet, avec un dégagement de chaleur, certains se dissolvent de façon endothermique. Le nitrate d’ammonium (NH₄NO₃) en est un exemple et il est utilisé pour fabriquer des compresses froides instantanées pour traiter les blessures. Un sac d’eau à parois minces en plastique est scellé à l’intérieur d’un sac plus grand avec du NH₄NO₃ solide. Lorsque le plus petit sac est cassé, une solution de NH₄NO₃ se forme, absorbant la chaleur de l’environnement (la zone de la blessure sur laquelle la compresse est appliquée) et fournissant une compresse froide qui diminue l’enflure. Les dissolutions endothermiques telles que celle-ci nécessitent un plus grand apport d’énergie pour séparer les espèces de solutés qu’il n’en est récupéré lorsque les solutés sont solvatés, mais elles sont spontanées malgré tout en raison de l’augmentation du désordre qui accompagne la formation de la solution.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 11.1 : Le processus de dissolution.

Transcript

Dissoudre un soluté dans une solution est un processus exothermique ou endothermique. Lorsque l’hydroxyde de sodium se dissout dans l’eau, la chaleur est transférée de la solution à l’eau environnante et la température de l’eau augmente. Il s’agit d’un processus exothermique.

Dans les processus endothermiques, tels que la dissolution du chlorure d’ammonium dans l’eau, la chaleur est absorbée par la solution et la température de l’eau diminue. À pression constante, la chaleur libérée ou absorbée est appelée le changement d’enthalpie. La formation de la solution comporte trois étapes, chacun associé à un changement d’enthalpie correspondant.

La première étape est la séparation des particules de soluté. Cela nécessite un apport d’énergie pour surmonter les forces d’attraction entre les particules de soluté. La deuxième étape est la séparation des particules de solvant.

C’est aussi une étape endothermique puisque l’énergie est nécessaire pour perturber les forces d’attraction entre les particules de solvant. La troisième étape se produit lorsque le soluté et le solvant mélangent les particules. Cette étape est exothermique car les interactions attractives entre les particules de soluté et les particules de solvant libérent de l’énergie.

Pour un processus par étapes, la loi de Hess stipule que le changement d’enthalpie net est la somme des changements d’enthalpie de chaque étape. Le signe de l’enthalpie nette dépend de la magnitude des enthalpies des composants. Si la somme des enthalpies composant est inférieure à l’enthalpie de mélange, la variation nette d’enthalpie est négative, et le processus de dissolution est exothermique.

Si la somme des enthalpies composant est supérieure à l’enthalpie de mélange, le changement d’enthalpie est positif et le processus de dissolution est endothermique. Si les deux sont égaux, la chaleur n’est ni libérée ni absorbée. La formation d’une solution est différente d’une réaction chimique.

Lorsqu’un soluté est dissous dans un solvant, le changement est physique. Lors de l’évaporation de la solution, le soluté peut être récupéré. Au contraire, une réaction chimique modifie les propriétés des réactifs.

Lorsque l’hydroxyde de cuivre est dissous dans l’acide chlorhydrique, l’évaporation de la solution ne renverra pas d’hydroxyde de cuivre. Au lieu de cela, nous obtiendrons le produit, le chlorure de cuivre.

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Enthalpie de la solution Procédé exothermique Procédé endothermique Hydroxyde de sodium Chlorure d’ammonium Variation d’enthalpie Formation de solution Particules de soluté Particules de solvant Forces d’attraction Loi de Hess