172 13 • Application des principes de la thermodynamique aux transformations chimiques
z est l’état d’agrégation le plus stable du corps S sous la pression de référence p° (ϭ 10 5 Pa) et à
25 °C.
Pour un corps composé C, pris dans l’état d’agrégation z, sous la pression de référence p° à
25 °C, on écrira :
(C, z, 298 K) ϭ ⌬ f
(C, z, 298 K)
où ⌬ f
est l’enthalpie molaire de formation de référence du corps C dans l’état z, à 25 °C.
L’enthalpie molaire de réaction de référence, ⌬ r
, s’écrit à partir de l’enthalpie molaire de
référence de chaque constituant B de la réaction et de leur nombre stœchiométrique n(B) qui
figure dans l’équation stœchiométrique :
⌬ r
ϭ
(B)
Pour la synthèse du méthanol dont l’équation stœchiométrique s’écrit :
CO (g) ϩ 2 H 2 (g) ϭ CH 3 OH (l)
On obtient :
ϭ – (– 110 ϩ 0) – 239
⌬ r
ϭ – 129 kJ.mol –1 .
b) Utilisation des énergies de liaison
Nous pouvons retrouver l’équation stœchiométrique de la réaction en faisant la somme des équations stœchiométriques relatives à la formation (ou à la rupture des liaisons) pour les constituants
de la réaction.
On trouve, en confondant énergie et enthalpie de liaison :
⌬ r
ϭ D m (CϭO) ϩ 2 D (H – H) – D (C–O) – 3 D (C–H) – D (O–H)
soit :
ϭ ϩ 1 080 ϩ 2 ϫ 436 – 350 – 3 ϫ 415 – 463
⌬ r
ϭ – 106 kJ.mol –1 .
■ Pour quelle raison trouve-t-on un écart aussi grand entre les deux résultats ? N’a-ton pas oublié de faire intervenir une autre quantité ?
Les énergies de liaisons sont définies en phase gazeuse, de sorte que le bilan des énergies de
liaison correspond à la formation du méthanol gazeux. Or, dans le premier mode de calcul, on a
utilisé, conformément à l’indication figurant dans l’équation stœchiométrique, l’enthalpie de
formation du méthanol liquide. Il faut donc ajouter (algébriquement) au second résultat
l’enthalpie de condensation du méthanol, égale à – 35 kJ.mol –1 puisque son enthalpie molaire de
vaporisation est ϩ 35 kJ.mol –1 (la condensation produit de la chaleur). On trouve donc :
⌬ r
ϭ – 106 kJ.mol –1 – 35 kJ.mol –1 ϭ – 141 kJ.mol –1
(1)
CO
ϭ
C ϩ O
D m (CϭO)
(2)
2 H 2
ϭ
2 (HϩH)
2 D m (H 2 )
(3)
C ϩ O ϩ 4 H
ϭ
CH 3 OH(g)
– D (C–O) – D (OH) – 3 D (C–H)
CO ϩ 2 H 2
ϭ
CH 3 OH(g)
⌬ r
H m
o
H m
o
H m
o
H m
o
H m
o
n B
( )
B
∑
H m
o
∆ r H m
o
kJ.mol
–1
-------------------H m
o
H m
o
H m
o
∆ r H m
o
kJ.mol
–1
-------------------H m
o
H m
o
z est l’état d’agrégation le plus stable du corps S sous la pression de référence p° (ϭ 10 5 Pa) et à
25 °C.
Pour un corps composé C, pris dans l’état d’agrégation z, sous la pression de référence p° à
25 °C, on écrira :
(C, z, 298 K) ϭ ⌬ f
(C, z, 298 K)
où ⌬ f
est l’enthalpie molaire de formation de référence du corps C dans l’état z, à 25 °C.
L’enthalpie molaire de réaction de référence, ⌬ r
, s’écrit à partir de l’enthalpie molaire de
référence de chaque constituant B de la réaction et de leur nombre stœchiométrique n(B) qui
figure dans l’équation stœchiométrique :
⌬ r
ϭ
(B)
Pour la synthèse du méthanol dont l’équation stœchiométrique s’écrit :
CO (g) ϩ 2 H 2 (g) ϭ CH 3 OH (l)
On obtient :
ϭ – (– 110 ϩ 0) – 239
⌬ r
ϭ – 129 kJ.mol –1 .
b) Utilisation des énergies de liaison
Nous pouvons retrouver l’équation stœchiométrique de la réaction en faisant la somme des équations stœchiométriques relatives à la formation (ou à la rupture des liaisons) pour les constituants
de la réaction.
On trouve, en confondant énergie et enthalpie de liaison :
⌬ r
ϭ D m (CϭO) ϩ 2 D (H – H) – D (C–O) – 3 D (C–H) – D (O–H)
soit :
ϭ ϩ 1 080 ϩ 2 ϫ 436 – 350 – 3 ϫ 415 – 463
⌬ r
ϭ – 106 kJ.mol –1 .
■ Pour quelle raison trouve-t-on un écart aussi grand entre les deux résultats ? N’a-ton pas oublié de faire intervenir une autre quantité ?
Les énergies de liaisons sont définies en phase gazeuse, de sorte que le bilan des énergies de
liaison correspond à la formation du méthanol gazeux. Or, dans le premier mode de calcul, on a
utilisé, conformément à l’indication figurant dans l’équation stœchiométrique, l’enthalpie de
formation du méthanol liquide. Il faut donc ajouter (algébriquement) au second résultat
l’enthalpie de condensation du méthanol, égale à – 35 kJ.mol –1 puisque son enthalpie molaire de
vaporisation est ϩ 35 kJ.mol –1 (la condensation produit de la chaleur). On trouve donc :
⌬ r
ϭ – 106 kJ.mol –1 – 35 kJ.mol –1 ϭ – 141 kJ.mol –1
(1)
CO
ϭ
C ϩ O
D m (CϭO)
(2)
2 H 2
ϭ
2 (HϩH)
2 D m (H 2 )
(3)
C ϩ O ϩ 4 H
ϭ
CH 3 OH(g)
– D (C–O) – D (OH) – 3 D (C–H)
CO ϩ 2 H 2
ϭ
CH 3 OH(g)
⌬ r
H m
o
H m
o
H m
o
H m
o
H m
o
n B
( )
B
∑
H m
o
∆ r H m
o
kJ.mol
–1
-------------------H m
o
H m
o
H m
o
∆ r H m
o
kJ.mol
–1
-------------------H m
o
H m
o