12.3: Enthalpie de solution

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

1. Une diminution de l’énergie interne du système (un changement exothermique, comme expliqué dans le chapitre précédent sur la thermochimie) ;
2. 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.