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Chimie · Glossaire

Qu'est-ce que « État standard de référence, enthalpie standard de formation » ?

Aussi appelé : etat standard de reference · enthalpie standard de formation

Définition 1.7 Chimie universitaire — 2e année · Chapitre 1 — Enthalpies de réaction

L’état standard de référence d’un élément à la température TT est sa forme la plus stable à TT sous p∘p^\circ : HX2\ce{H2}, OX2\ce{O2}, NX2\ce{N2} et ClX2\ce{Cl2} en gaz parfaits, le carbone en graphite, le sodium en métal, le brome en liquide (à 298 K298\,\mathrm{K}). L’enthalpie standard de formation ΔfH∘\Delta_f H^\circ d’un composé est l’enthalpie standard de sa réaction de formation, celle qui produit une mole du composé à partir de ses éléments dans leur état de référence. Par construction, ΔfH∘=0\Delta_f H^\circ = 0 pour un élément dans son état de référence.

Niveaux d’enthalpie pour la combustion du méthane à 298.15\, K. Les éléments dans leur état de référence sont le zéro. Le méthane se trouve 74.9\, kJ/ mol au-dessous, les produits 965.2\, kJ/ mol au-dessous : l’enthalpie de combustion est la différence, -890.3\, kJ/ mol, quel que soit le chemin réellement suivi par la flamme.
Niveaux d’enthalpie pour la combustion du méthane à 298.15 K298.15\,\mathrm{K}. Les éléments dans leur état de référence sont le zéro. Le méthane se trouve 74.9 kJ/mol74.9\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} au-dessous, les produits 965.2 kJ/mol965.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} au-dessous : l’enthalpie de combustion est la différence, −890.3 kJ/mol-890.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}, quel que soit le chemin réellement suivi par la flamme.

Exemples

Exemple 1.8 (Réactions de formation)

La réaction de formation de l’eau est HX2(g)+12 OX2(g)→HX2O(l)\ce{H2(g) + 1/2O2(g) -> H2O(l)}, avec ΔfH∘=−285.83 kJ/mol\Delta_f H^\circ = -285.83\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} à 298.15 K298.15\,\mathrm{K} ; celle du méthane est C(s)+2 HX2(g)→CHX4(g)\ce{C(s) + 2H2(g) -> CH4(g)}, ΔfH∘=−74.9 kJ/mol\Delta_f H^\circ = -74.9\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} ; celle du monoxyde d’azote, 12 NX2(g)+12 OX2(g)→NO(g)\ce{1/2N2(g) + 1/2O2(g) -> NO(g)}, ΔfH∘=+90.3 kJ/mol\Delta_f H^\circ = +90.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} : un composé endothermique, que les gaz chauds d’un moteur produisent pourtant. Les coefficients demi-entiers ne posent pas de problème : la réaction de formation est un outil de comptabilité, non un mécanisme.

Exemple 1.11 (Combustion du méthane)

Pour CHX4(g)+2 OX2(g)→COX2(g)+2 HX2O(l)\ce{CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)}, ΔrH∘=−393.51+2(−285.83)−(−74.87)−0=−890.3 kJ/mol\Delta_r H^\circ = -393.51 + 2(-285.83) - (-74.87) - 0 = -890.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} à 298.15 K298.15\,\mathrm{K}. La valeur mesurée dans un calorimètre est −890.7 kJ/mol-890.7\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} : la table et la flamme s’accordent à l’incertitude des données près. Si l’eau sort sous forme de vapeur (ΔfH∘=−241.83 kJ/mol\Delta_f H^\circ = -241.83\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}), ΔrH∘=−802.3 kJ/mol\Delta_r H^\circ = -802.3\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol} : la différence, 88.0 kJ88.0\,\mathrm{kJ}, est l’enthalpie de vaporisation de deux moles d’eau, que récupère une chaudière à condensation en condensant ses fumées.

Exemple 1.13 (Du carbone au monoxyde de carbone)

Brûler du carbone produit toujours un peu de dioxyde de carbone : l’enthalpie de C(s)+12 OX2(g)→CO(g)\ce{C(s) + 1/2O2(g) -> CO(g)} ne se mesure donc pas directement. Les deux combustions C(s)+OX2(g)→COX2(g)\ce{C(s) + O2(g) -> CO2(g)} (−393.51 kJ/mol-393.51\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}) et CO(g)+12 OX2(g)→COX2(g)\ce{CO(g) + 1/2O2(g) -> CO2(g)} (−283.0 kJ/mol-283.0\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}, mesurée), elles, se mesurent ; la cible est la première moins la seconde : ΔrH∘=−393.51+283.0=−110.5 kJ/mol\Delta_r H^\circ = -393.51 + 283.0 = -110.5\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}, l’enthalpie de formation du monoxyde de carbone.

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