Étude de la dissociation de l'hydrogène

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Elle représente un état qui ne peut pas évoluer de manière spontanée. La valeur de la constante d'équilibre dépend uniquement de la réaction chimique considérée et de la température.

Lorsque K>104 la réaction est considérée comme totale.

Lorsque K>>1 (et donc ΔrG°

Lorsque KrG°>>0), la réaction est dans le sens inverse.

Lorsque K~1 (et donc ΔrG°~0) la réaction est dans le domaine de l'équilibre.

On rappelle que ΔrG° = - R*T*ln(K) avec ΔrG l'enthalpie libre standard de réaction, R constante des gaz parfaits (8,314 J/(mol*K)), T la température en Kelvin et K la constante d'équilibre.

Donc ln(K) = -[ΔrG°/(R*T)] et donc K = exp[- ΔrG°/(R*T)]

Or, ΔrG° = ΔrH°-T ΔrS° avec ΔrH° l'enthalpie de la réaction et ΔrS° l'entropie standard de réaction.

Donc K = exp[-(ΔrH°-TΔrS°)/(R*T)] = exp[-ΔrH°/(R*T)]*exp[ΔrS°/R]

Et exp[ΔrS°/R] = [Σ Ztot (produits)a]/[ Σ Ztot (réactifs)b] a et b étant les coefficients stœchiométriques des éléments de la réaction.

= [Ztot (H)²]/Ztot (H2), donc

K= [(Ztot (H)²)/Ztot (H2)] * exp[-ΔrH°/(R*T)]

ln(K) = ln[(Ztot (H)²)/Ztot (H2)] * exp[-ΔrH°/(R*T)] = [ln((Ztot (H)²)/Ztot (H2))] - ΔrH°/(R*T)

= 2*ln[Ztot (H)] - ln[Ztot (H2)] – ΔrH°/(R*T)

Dans la réaction H2 ↔ 2H, ΔrH°= ΔfH298 - ([2*H0(H)] – H0(H2)) = 104.17*103 - [(2*1481) – 2024] = ___ cal/mol = _____ J/mol.

104.17*103 correspond à l'enthalpie de la réaction à T=298K (25°C) à partir des tables thermodynamiques.

Pour 2000K, ln(K) = (2*72.76) - 73.99 – [3924.6/(8.314*2000)] = 145.52 – 73.99 – 0.236 = 71.29

K = exp[ln(K)] = exp(71.29) = 9.15*1030

T

2000K

2500K

3000K

ln(K)

71.29

71.14

71.07

K

9.15*1030

7.90*1030

7.35*1030

K (exp)

10-7

10-3

2*10-2

Nous constatons que les valeurs théoriques sont très supérieures aux valeurs expérimentales.

Comme les valeurs expérimentales, la constante d’équilibre K théorique diminue en fonction de la température.

Cependant cette différence de grandeur peut s’expliquer par le fait que dans les calculs théoriques, nous privilégions une réaction directe (et totale) donc H2 → 2H.

Mais en condition expérimentale, la réaction est dans le sens inverse : 2H → H2

Conclusion

Les calculs théoriques ici nous permettent d’émettre l’hypothèse d’une réaction directe et totale.

Cependant, en fonction des conditions expérimentales et de paramètres non inclus dans les calculs, la réaction peut agir différemment.