Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

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Geoffrey
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Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Geoffrey » 16 Avr 2011, 13:32

Bonjour,
je suis à la recherche d'un livre ou d'un site web donnant les enthalpies d'hydratation des sels et les températures auxquelles ils perdent leur eau.
Dans les tables que j'ai pu trouver, il y a rarement les enthalpies de formation d'un sel et de ses formes hydratées associées, par exemple je cherchais l'enthalpie de formation de l'acétate de sodium trihydraté mais la seule source que j'ai pu trouver sur internet c'est un post de Maurice sur futura, d'ailleurs est ce que tu pourrais me dire Maurice d'où tu as tiré cette information?
Idéalement je cherche la référence d'une sorte de handbook des sels avec si possible des résultats d'analyse thermogravimétrique comme on trouve sur ce site: http://www.muhlenberg.edu/depts/chemistry/webmaps/tgastoic.html mais qui serait un peu plus concentré sur les pertes d'eau. Est ce que vous avez déjà croisé ce type d'information ?

Maurice
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Maurice » 22 Avr 2011, 13:02

Excuse-moi de n'avoir pas répondu plus tôt. J'étais en voyage à Copenhague pendant une semaine.
C'est vrai qu'on ne trouve pas facilement les enthalpies d'hydratation des sels. On trouve plus facilement la chaleur de formation des sels anhydres et celles de sels hydratés. On obtient la chaleur d'hydratation en faisant la différence des deux valeurs.
Comme référence, j'utilise souvent l'ouvrage de J.G Stark, Chemistry Data Book, chez John Murray, London. On y trouve plusieurs sels de sodium, comme le carbonate, le borate, le sulfate, le thiosulfate, mais pas l'acétate.
Il y a aussi l'ouvrage de Gordon Aylward, SI Chemiscal Data, paru chez John Wiley, qui sera plus utile ici. On y trouve l'acétate de sodium anhydre, dont la chaleur de formation est de -709 kJ/mol, et celle du trihydraté, dont la chaleur de formation est de -1603 kJ/mol. Donc la différence est de 894 kJ/mol.

Geoffrey
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Geoffrey » 22 Avr 2011, 19:29

Merci Maurice pour ces informations, je vais essayer de trouver ces livres, en tout cas ils ne sont pas consultables sur google books bien qu'ils aient été numérisés.
La réaction d'hydratation de l'acétate de sodium est :
CH3COONa + 3 H2O -> CH3COONa.3H2O
Pour calculer l'enthalpie de réaction associée ne faut-il pas prendre en compte l'enthalpie de formation de l'eau ΔfH(H2O) = -285,8 kJ/mol ?
Dans ce cas on a pour l'enthalpie d'hydratation:
ΔhydrH = ΔfH(CH3COONa) + 3 ΔfH(H2O) - ΔfH(CH3COONa.3H2O) = -1603 -3*(-285.8) - (-709) = - 36.6 kJ/mol

Est-ce que les températures auxquelles les cristaux perdent leur eau sont aussi indiquées ?
Enfin savez vous s'il existe d'autres molécules susceptibles d'être piégées dans les mailles cristallines au cours de réactions exothermiques?
On m'a dit qu'il fallait que la molécule soit "petite" pour qu'elle puisse s'inclure dans les sites interstitiels, on m'a parlé de l'ammoniaque mais est-ce que le méthanol en fait de même ?

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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar darrigan » 22 Avr 2011, 21:06

Bien sûr il faut prendre en compte les 3 molécules d'eau.

Ce sel trihydraté se décompose à 58°C. C'est indiqué sur la page bouillottes magiques, mais c'est vrai qu'il manque la valeur de Q (la quantité de chaleur, ou enthalpie).
Aide-toi et le forum t'aidera ! :mrblue:

Maurice
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Maurice » 23 Avr 2011, 13:14

Merci pour la remarque concernant la nécessité de tenir compte de l'enthalpie de formation des molécules d'eau.
Concernant la possibilité d'avoir des autres molécules pour remplacer l'eau dans l'eau de cristallisation, je n'en ai jamais entendu parler, que ce soit de l'ammoniaque ou du méthanol.
L'ammoniaque forme bien des complexes avec les métaux de transition, mais ce n'est pas vraiment comme de l'eau de cristallisation.

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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Kevin » 23 Avr 2011, 16:02

D'après mon expérience les alcools et les éthers peuvent cristalliser avec les molécules. Lorsque l'on cristallise une substance dans le méthanol, on retrouve souvent du méthanol dans les cristaux formés. Le même phénomène se passe aussi avec les éthers. Par exemple, LiTFAB.xEt2O (TFAB = tetrakispentafluorophenylborate)

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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Moulin » 24 Avr 2011, 09:07

Cher Geoffrey

Dans le traite de chimie de Pascal, il est donne pour chaque sel ses differentes hydratation par exemple CaCl2 2H20 et CaCl2 6 H2O et la quantite de chaleur de dissolution exprimee en kcl/mole.
J'ai par exemple sous les yeux Th(NO3)4 -34,7 kcal/mole.

Meilleures amities.

J-P Moulin

Maurice
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Maurice » 24 Avr 2011, 19:01

Le problème, c'est que le Traité de Pascal est déjà ancien, et qu'il n'est pas disponible dans toutes les bibliothèques.Je ne sais pas si on peut le trouver sur le Net. Je vais essayer de chercher ...

Geoffrey
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Geoffrey » 24 Avr 2011, 22:07

C'est vrai que je n'ai pas pensé à chercher cette valeur dans le traité de Pascal, j'ai la chance qu'il soit disponible dans la bibliothèque de mon école, mais malheureusement il est plutôt rare, si ça intéresse du monde j'ai déniché un possesseur de la première version du traité de Pascal complet qui serait prêt à le lâcher pour 150€ a mon avis, au début il pensait que je me moquais de lui en lui proposant cette somme, mais il a fini par revenir me voir quand il a vu que personne ne voulait de son vieux traité...
Paul Pascal est mort en 1968, mais puisque les oeuvres soumises à droit d'auteur tombent dans le domaine public au maximum 70 après la mort de l'auteur, on devrait pas le trouver facilement avant 2038... Pourtant Grignard est mort depuis 73 ans mais son traité n'est pas encore disponible sur Gallica. J'ai cherché des heures sur internet, je suis tombé sur des tas de traités de chimie en version plus ou moins légales, mais je n'ai jamais pu mettre la main sur une version numérisée du traité de Pascal, ce qui est rageant c'est de savoir que google l'a entièrement numérisé et de même pour le traité de Grignard. Regardez le volume 1 par exemple: Traité de chimie minérale, Volume 1
On peut faire des recherches avec google book sur le livre, c'est très pratique si on a la version papier à côté de soi, ça permet de gagner pas mal de temps pour trouver les pages, mais on ne peux pas consulter la page directement sur google book, on a seulement un petit apperçu.

@Moulin
ça n'est pas directement l'enthalpie de solubilisation d'un cristal que je cherche, mais l'enthalpie d'hydratation d'un cristal, on part donc du sel solide anhydre et je lui donne juste la quantité d'eau qu'il peut capteur dans sa maille cristalline, mais je crois que l'enthalpie de solubilisation que tu donnes permet de la trouver:
On va prendre par exemple pour l'acétate de sodium,
La réaction de solubilisation de l'acétate de sodium trihydraté (SAT) est:
CH3COONa.3H2O -> Na+(aq) + CH3COO-(aq) + 3H2O
D'où l'enthalpie de solubilisation
ΔsolH(SAT) = ΔfH(Na+(aq)) + ΔfH(CH3COO-(aq)) - 3 Δf(H2O) - ΔfH(CH3COONa.3H2O)
ΔsolH(SAT) = 19.53 kJ/mol

La réaction de solubilisation de l'acétate de sodium anhydre (SA) est:
CH3COONa -> Na+(aq) + CH3COO-(aq)
Avec comme expression de l'enthalpie:
ΔsolH(SA) = ΔfH(Na+(aq)) + ΔfH(CH3COO-(aq)) - ΔfH(CH3COONa)
ΔsolH(SA) = -17.1 kJ/mol

Or si on reprend la réaction d'hydratation des cristaux d'acetate de sodium anhydre on a vu que:
ΔhydrH(SA) = ΔfH(CH3COONa) + 3 ΔfH(H2O) - ΔfH(CH3COONa.3H2O)
En construisant un cycle de Born-Haber on remarque que:
ΔhydrH(SA) = ΔsolH(SA) - ΔsolH(SAT)
ΔhydrH(SA) = -17.1 - 19.53 kJ/mol = -36.63 kJ/mol.
C'est bien la valeur que Maurice a trouvée.

D'une manière générale pour avoir l'enthalpie de cristallisation il suffit de faire la différence entre l'enthalpie de dissolution du sel anhydre et celle du sel hydraté.

Moulin
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Moulin » 25 Avr 2011, 09:15

Cher Geoffrey

Quand j'ai achete chez Gibert le Pascal en 85 pour l'equivalent de 1500 Euros actuels, 10.000 Francs ou 1 million d'ancien francs (je ne ferai pas la conversion en assignats) le vendeur m'a montre clairement qu'il me prenait pour un fou, pourquoi pas apres tout chacun ses addictions.
Je ne savais pas que cette somme des connaissances de la chimie minerale arretee pour moi en 1963 etait en voie de disparition.

C'est la meme chose pour les Mutafian en mathematiques, livres extraordinaires qui sont vendus 100 a 120 Euros sur Price ministeralors ; on pouvait acheter le defi algebrique tome 1 et 2 il y a 4 ou 5 ans pour 20 euros.

Cela dit, si tu a besoin de quelques chiffres de chaleur de dissolution, ce sera un plaisir que d'aller voir et de te les communiquer.

A ta disposition et meilleures amities.

J-P Moulin

Maurice
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Maurice » 25 Avr 2011, 12:09

Est-ce qu'il y a quelqu'un quelque part qui est disposé à vendre une série complète du Pascal ? J'ai peine à la croire. Cela correspond à peut-être une trentaine de volumes. Mais c'est un trésor inestimable...

Geoffrey
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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar Geoffrey » 25 Avr 2011, 13:51

Bien oui Maurice, je te confirme que j'ai déja trouvé la série complète du traité de Pascal et par 2 fois. La première fois c'était une bibliothèque qui se débarrassait d'une partie de ses livres sur ebay, le nouveau traité de chimie minérale de Paul Pascal publié en 1956 m'est passé sous le nez, il ne manquait qu'un seul tome sur les 20, un brocanteur l'a eu pour 180€ en me surprenant au dernier moment, quelque chose me dit qu'il ne le lira jamais plus de 10 minutes...
La 2eme fois c'est le traité de chimie minérale de Paul Pascal, la première version de 1931-1934, là encore il ne manque qu'un tome ou 2 pour avoir la collection complète, j'ai commencé à négocier avec le vendeur mais il en voulait trop, alors j'ai laissé le temps passer et il m'a recontacté plusieurs fois en baissant le prix a chaque fois. Ce qui m'ennuie c'est que je ne connais pas les différences entre le traité de 1934 et le nouveau traité de 1956, savez vous ce qui a bien pu changer entre les deux ?
Tout ça pour dire que si on regarde de temps en temps sur ebay et le bon coin on peut finir par mettre la main sur des livres très intéressants et pour un prix modique.

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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar 98745df41 » 06 Juil 2015, 14:07

Ce post est plutôt ancien mais je suis tombé dessus en faisant des recherches sur Internet.
J'essaie de calculer l'enthalpie de cristallisation du chlorure d'aluminium en chlorure d'aluminium hexahydraté.
Mais voilà, impossible de trouver la valeur de l'enthalpie de formation du chlorure d'aluminium hexahydraté.
Est-ce que quelqu'un l'aurait ou saurait comment faire par une autre méthode?

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Re: Enthalpie de cristallisation et deshydratation des sels

Messagepar ecolami » 06 Juil 2015, 22:40

Bonjour,
Le chlorure d'aluminium anhydre réagit trés violemment avec l'eau et il se décompose partiellement en libérant du HCl. Sur les pages wikipedia la décomposition n'est mentionné qu'a chaud alors que l'expérience montre bien un fort dégagement acide lors de l'hydratation: peut-être qu'en choisissant des conditions ou l'échauffement est limité on évite cette décomposition...
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