Question

6 pour chacune des réactions globales suivantes, déterminez :

1. les équations associées à la formation standard des réactifs et des produits (voir lannexe 3, aux pages 477 et 478),
2. un mécanisme réactionnel plausible fondé sur ces équations,
3. la variation denthalpie molaire standard de la réaction globale à partir des enthalpies de formation standard des réactifs et des produits.

a) fe₂o₃(s) + 2 al(s) → al₂o₃(s) + 2 fe(s)

b) pcl₃(g) + cl₂(g) → pcl₅(g)

Explanation:

Pour résoudre la variation d'enthalpie molaire standard de la réaction globale, on utilise la loi de Hess (ou la relation entre l'enthalpie de réaction et les enthalpies de formation standard des composés). Rappelez-vous que l'enthalpie de réaction standard ($\Delta H_{rxn}^\circ$) est donnée par la somme des enthalpies de formation standard des produits moins la somme des enthalpies de formation standard des réactifs :

$$\Delta H_{rxn}^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs})$$

Partie a) : Réaction $\boldsymbol{\ce{Fe2O3(s) + 2 Al(s) -> Al2O3(s) + 2 Fe(s)}}$

Étape 1 : Identifier les enthalpies de formation standard

• $\ce{Fe2O3(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Fe2O3}) = -824.2\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)
• $\ce{Al(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Al}) = 0\ \text{kJ/mol}$ (élément pur à l'état standard)
• $\ce{Al2O3(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Al2O3}) = -1675.7\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)
• $\ce{Fe(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Fe}) = 0\ \text{kJ/mol}$ (élément pur à l'état standard)

Étape 2 : Appliquer la formule de Hess

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des produits :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) = \Delta H_f^\circ(\ce{Al2O3}) + 2 \times \Delta H_f^\circ(\ce{Fe})$$
En substituant les valeurs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) = (-1675.7) + 2 \times 0 = -1675.7\ \text{kJ/mol}$$

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des réactifs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) = \Delta H_f^\circ(\ce{Fe2O3}) + 2 \times \Delta H_f^\circ(\ce{Al})$$
En substituant les valeurs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) = (-824.2) + 2 \times 0 = -824.2\ \text{kJ/mol}$$

Calculer $\Delta H_{rxn}^\circ$ :
$$\Delta H_{rxn}^\circ = (-1675.7) - (-824.2) = -1675.7 + 824.2 = -851.5\ \text{kJ/mol}$$

Partie b) : Réaction $\boldsymbol{\ce{PCl3(g) + Cl2(g) -> PCl5(g)}}$

Étape 1 : Identifier les enthalpies de formation standard

• $\ce{PCl3(g)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{PCl3}) = -287\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)
• $\ce{Cl2(g)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Cl2}) = 0\ \text{kJ/mol}$ (élément pur à l'état standard)
• $\ce{PCl5(g)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{PCl5}) = -374.9\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)

Étape 2 : Appliquer la formule de Hess

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des produits :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) = \Delta H_f^\circ(\ce{PCl5}) = -374.9\ \text{kJ/mol}$$

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des réactifs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) = \Delta H_f^\circ(\ce{PCl3}) + \Delta H_f^\circ(\ce{Cl2}) = -287 + 0 = -287\ \text{kJ/mol}$$

Calculer $\Delta H_{rxn}^\circ$ :
$$\Delta H_{rxn}^\circ = (-374.9) - (-287) = -374.9 + 287 = -87.9\ \text{kJ/mol}$$

Résumés des Résultats

• Réaction a) : $\boldsymbol{\Delta H_{rxn}^\circ = -851.5\ \text{kJ/mol}}$ (réaction exothermique)
• Réaction b) : $\boldsymbol{\Delta H_{rxn}^\circ = -87.9\ \text{kJ/mol}}$ (réaction exothermique)

(Note : Les valeurs des enthalpies de formation peuvent varier légèrement selon les sources ; utilisez les valeurs fournies dans votre manuel ou annexe pour une précision maximale.)

Answer:

Pour résoudre la variation d'enthalpie molaire standard de la réaction globale, on utilise la loi de Hess (ou la relation entre l'enthalpie de réaction et les enthalpies de formation standard des composés). Rappelez-vous que l'enthalpie de réaction standard ($\Delta H_{rxn}^\circ$) est donnée par la somme des enthalpies de formation standard des produits moins la somme des enthalpies de formation standard des réactifs :

$$\Delta H_{rxn}^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs})$$

Partie a) : Réaction $\boldsymbol{\ce{Fe2O3(s) + 2 Al(s) -> Al2O3(s) + 2 Fe(s)}}$

Étape 1 : Identifier les enthalpies de formation standard

• $\ce{Fe2O3(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Fe2O3}) = -824.2\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)
• $\ce{Al(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Al}) = 0\ \text{kJ/mol}$ (élément pur à l'état standard)
• $\ce{Al2O3(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Al2O3}) = -1675.7\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)
• $\ce{Fe(s)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Fe}) = 0\ \text{kJ/mol}$ (élément pur à l'état standard)

Étape 2 : Appliquer la formule de Hess

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des produits :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) = \Delta H_f^\circ(\ce{Al2O3}) + 2 \times \Delta H_f^\circ(\ce{Fe})$$
En substituant les valeurs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) = (-1675.7) + 2 \times 0 = -1675.7\ \text{kJ/mol}$$

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des réactifs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) = \Delta H_f^\circ(\ce{Fe2O3}) + 2 \times \Delta H_f^\circ(\ce{Al})$$
En substituant les valeurs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) = (-824.2) + 2 \times 0 = -824.2\ \text{kJ/mol}$$

Calculer $\Delta H_{rxn}^\circ$ :
$$\Delta H_{rxn}^\circ = (-1675.7) - (-824.2) = -1675.7 + 824.2 = -851.5\ \text{kJ/mol}$$

Partie b) : Réaction $\boldsymbol{\ce{PCl3(g) + Cl2(g) -> PCl5(g)}}$

Étape 1 : Identifier les enthalpies de formation standard

• $\ce{PCl3(g)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{PCl3}) = -287\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)
• $\ce{Cl2(g)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{Cl2}) = 0\ \text{kJ/mol}$ (élément pur à l'état standard)
• $\ce{PCl5(g)}$ : $\Delta H_f^\circ(\ce{PCl5}) = -374.9\ \text{kJ/mol}$ (valeur standard)

Étape 2 : Appliquer la formule de Hess

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des produits :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{produits}) = \Delta H_f^\circ(\ce{PCl5}) = -374.9\ \text{kJ/mol}$$

Calculer la somme des $\Delta H_f^\circ$ des réactifs :
$$\sum \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) = \Delta H_f^\circ(\ce{PCl3}) + \Delta H_f^\circ(\ce{Cl2}) = -287 + 0 = -287\ \text{kJ/mol}$$

Calculer $\Delta H_{rxn}^\circ$ :
$$\Delta H_{rxn}^\circ = (-374.9) - (-287) = -374.9 + 287 = -87.9\ \text{kJ/mol}$$

Résumés des Résultats

• Réaction a) : $\boldsymbol{\Delta H_{rxn}^\circ = -851.5\ \text{kJ/mol}}$ (réaction exothermique)
• Réaction b) : $\boldsymbol{\Delta H_{rxn}^\circ = -87.9\ \text{kJ/mol}}$ (réaction exothermique)

(Note : Les valeurs des enthalpies de formation peuvent varier légèrement selon les sources ; utilisez les valeurs fournies dans votre manuel ou annexe pour une précision maximale.)