Enthalpie standard de dissolution

[invite765254a3]

Bonjour, je bug sur un exercice de calcul de variation d’enthalpie standard de dissolution pour la dissolution du NaCl(s) en Naplus(aq) + Cl moins(aq).
On nous donne egalement d’autres equations pour nous aider:
Reaction de formation du chlorure de sodium: Naplus(g) + Clmoins(g) qui donnent NaCl(s) avec une energie reticulaire de -776kJ.mol-1
Reactions d’hydratation:
Clmoins(g) qui donne Clmoins(aq) avec une enthalpie standard d’hydratation qui vaut -380kJ.mol-1
Naplus(g) qui donne Naplus(aq) avec une enthalpie standard d’hydratation qui vaut -400kJ.mol-1
J’ai fait un cycle de hess (ci joint) et j’ai réussi à calculer l’enthalpie de dissolution seulement je trouve comme resultat -4 kJ.mol-1 ce qui me parait impossible merci d’avance pour votre aide.
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[petitmousse49]

Bonjour
Lorsque tu dois réaliser une dissolution, deux phénomènes principaux interviennent :
1° : la dispersion des ions dans la solution ; cela consomme de l'énergie pour briser les liaisons entre les ions du solide. Ce phénomène est donc endothermique.
2° : l'hydoatation (ou plus généralement la solvatation) des ions : les ions peuvent se lier à des molécules d'eau pour former des ions complexes et aussi s'entourer de molécules d'eau par attraction électrostatique de type ions - dipôles. Ce phénomène est endothermique.
Conséquence : suivant le solide et le solvant, l'effet endothermique peut l'emporter sur l'effet exothermique (chlorure d'ammonium par exemple). dans d'autres cas (hydroxyde de sodium) l'effet exothermique l'emporte largement. Enfin, dans certains cas, les deux effets se compensent presque ce qui conduit à une enthalpie standard molaire de dissolution de valeur absolue très faible. C'est le cas du chlorure de sodium.

[gts2]

Par une loi de Hess à partir de Na+ -240 Cl- -167 et Nacl -411 pour les enthalpies de formation je trouve +4 kJ/mol cohérent avec ce qu'on trouve dans les tables.
Donc au signe près à vérifier, cela est cohérent.

[Opabinia]

Bonjour,

Le raisonnement et le calcul paraissent correct, ainsi que le résultat.
La faiblesse de celui-ci (en valeur absolue) indique que la dissolution est presque athermique:

│∆H_diss│ ~ RT .

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Bonjour,
Ton calcul est bon. Il est vrai que le résultat surprend. On trouve que la dissolution de NaCl est légèrement exothermique. Je crois me souvenir qu'elle est légèrement endothermique, et que c'est l'effet d'entropie qui explique que la dissolution soit spontanée.
Quant à moi, j'ai trouvé d'autres valeurs numériques dans "Chemistry Data Book" de J.G. Stark et H. G. Wallace. En page 58, on lit que l'enthalpie d'hydratation des ions Cl- est de -364 kJ/mol, et pas -380, comme chez toi. Celle de Na+ est de -406 kJ/mol. D'autre part, en page suivante, on lit que l'enthalpie de réseau vaut -771 kJ/mol, et pas -776 comme chez toi. Avec ces valeurs, on trouve que l'emthalpie de dissolution est très très légèrement endothermique (+1 kJ/mol)