Chaleur de dilution - Heat of dilution

La chaleur de dilution , ou enthalpie de dilution , fait référence au changement d' enthalpie associé au processus de dilution d'un composant dans une solution à pression constante. Si l'état initial du composant est un liquide pur (en supposant que la solution est liquide), le processus de dilution est égal à son processus de dissolution et la chaleur de dilution est la même que la chaleur de solution . Généralement, la chaleur de dilution est normalisée par la quantité de la solution et ses unités dimensionnelles sont l'énergie par unité de masse ou quantité de substance, communément exprimée dans l'unité de kJ/mol (ou J/mol).

Définition

La chaleur de dilution peut être définie sous deux angles : la chaleur différentielle et la chaleur intégrale.

La chaleur différentielle de dilution est vue à une échelle microscopique, qui est associée au processus dans lequel une petite quantité de solvant est ajoutée à une grande quantité de solution. La chaleur différentielle molaire de dilution est ainsi définie comme la variation d' enthalpie provoquée par l'ajout d'une mole de solvant à température et pression constantes à une très grande quantité de solution. En raison de la faible quantité d'ajout, la concentration de la solution diluée reste pratiquement inchangée. Mathématiquement, la chaleur différentielle molaire de dilution est notée :

${\displaystyle \Delta _{\text{dil}}^{d}H=\left({\frac {\partial \Delta _{\text{dil}}H}{\partial \Delta n_{i}} }\right)_{T,p,n_{B}}}$

où n _i est la variation infinitésimale ou différentielle du nombre de moles de la dilution.

La chaleur intégrale de dilution, cependant, est considérée à une échelle macro. En ce qui concerne la chaleur intégrale, considérons un processus dans lequel une certaine quantité de solution est diluée d'une concentration initiale à une concentration finale. Le changement d' enthalpie dans ce processus, normalisé par le nombre de moles de soluté, est évalué comme la chaleur intégrale molaire de dilution . Mathématiquement, la chaleur intégrale molaire de dilution est notée :

${\displaystyle \Delta _{\text{dil}}^{i}H={\frac {\Delta _{\text{dil}}H}{n_{B}}}}$

Si la quantité infinie de solvant est ajoutée à une solution avec une concentration connue de soluté, le changement correspondant d'enthalpie est appelé chaleur intégrale de dilution à dilution infinie.

La dilution entre deux concentrations du soluté est associée à une chaleur intermédiaire de dilution par mole de soluté.

Dilution et dissolution

Le processus de dissolution et le processus de dilution sont étroitement liés l'un à l'autre. Dans les deux processus, des statuts finaux similaires de solutions sont atteints. Cependant, les statuts initiaux peuvent être différents. Dans un processus de dissolution, un soluté passe d'une phase pure - solide, liquide ou gazeuse - à une phase de solution. Si la phase pure du soluté est un solide ou un gaz (en supposant que le solvant lui-même est liquide), le processus peut être vu en deux étapes : le changement de phase en un liquide et le mélange des liquides. Le processus de dissolution est généralement exprimé par :

${\displaystyle {\textrm {solute(s,l,g)}}+{\textrm {solvent(l)}}\rightarrow {\textrm {solute(l)}}+{\textrm {solvent(l)} }\rightarrow {\textrm {solute(sln)}}+{\textrm {solvant(sln)}}}$

La notation "sln" signifie "solution", qui représente un état du solvant ou du soluté faisant partie de la solution.

Dans un processus de dilution, d'autre part, la solution est changée d'une concentration à une autre, illustrée comme suit :

${\displaystyle {\textrm {solute(sln}}_{1}{\textrm {)}}+{\textrm {solvent(sln}}_{1}{\textrm {)}}\rightarrow {\textrm { soluté(sln}}_{2}{\textrm {)}}+{\textrm {solvant(sln}}_{2}{\textrm {)}}}$

Considérez une condition extrême pour le processus de dilution. Que l'état initial soit le liquide pur. Le processus de dilution est alors décrit comme :

${\displaystyle {\textrm {solute(l)}}+{\textrm {solvent(l)}}\rightarrow {\textrm {solute(sln)}}+{\textrm {solvent(sln)}}}$

Il convient de noter que cette expression n'est que la deuxième étape du processus de dissolution. En d'autres termes, si à la fois le soluté à dissoudre et la "solution" initiale à diluer sont des liquides, les processus de dissolution et de dilution sont identiques.

Étapes de dilution

D'un point de vue microscopique, les processus de dissolution et de dilution impliquent trois étapes d'interaction moléculaire : la rupture de l'attraction entre les molécules de soluté ( énergie de réseau ), la rupture de l'attraction entre les molécules de solvant et la formation d'attraction entre un soluté et une molécule de solvant . Si la solution est idéale, ce qui signifie que le soluté et le solvant sont identiques dans une interaction, alors tous les types d'attraction mentionnés ci-dessus ont la même valeur. En conséquence, le changement d'enthalpie causé par la rupture et la formation d'attraction est annulée et la dilution d'une solution idéale ne provoque aucun changement d'enthalpie.

Cependant, si le soluté et le solvant ne peuvent pas être traités de manière identique en termes d'attraction moléculaire, ce qui rend la solution non idéale, le changement net d'enthalpie est non nul. En d'autres termes, la chaleur de dilution résulte de la non-idéalité de la solution.

Exemples pour les acides

Les chaleurs intégrales de dilution à dilution infinie de certains acides dans des solutions aqueuses sont indiquées dans le tableau suivant.

${\displaystyle -\Delta _{m}H(dil)}$ en kJ/mol à 25 °C
m	Dil. rapport	HF	HCl	HClO 4	HBr	SALUT	HNO 3	CH 2 O 2	C 2 H 4 O 4
55.506	1,0		45,61		48,83		19,73	0,046	2.167
5.5506	dix	13.66	5.841	-0,490	4.590	3.577	1.540	0,285	1.477
0,5551	100	13.22	1,234	0,050	0,983	0,736	0,502	0,184	0,423
0,0555	1000	12.42	0,427	0,259	0,385	0,351	0,318	0,121	0,272
0,00555	10000	8,912	0,142	0,126	0,130	0,121	0,130	0,105	0,243
0,0000555	100000	3.766	0,042	0,042	0,038	0,038	0,046	0,054	0,209
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Les références