Réaction de l'hydrazine avec le diiode [L'azote]

Réaction de l'hydrazine avec le diiode

Partie

Question

Soit la réaction : $\textrm N_2\textrm H_4\textrm{ (g)}+2\textrm I_2\textrm{ (s)}\leftrightarrow\textrm N_2\textrm{ (g)}+4\textrm{HI (g)}$

De quel type de réaction s'agit-il ?(acido-basique, rédox ?)
Calculer la variation d'enthalpie standard à 298 K de cette réaction.
Commenter la valeur trouvée : la réaction est-elle endo-, exo- ou a-thermique ?
Données :
$\Delta_\textrm fH°_{298 \textrm K}\textrm{(HI (g))}=25\textrm,94\textrm{ kJ.mol}^{-1}$
$\Delta_\textrm fH°_{298 \textrm K}\textrm{(N}_2\textrm H_4\textrm{ (g))}=95\textrm,4\textrm{ kJ.mol}^{-1}$
Calculer la variation d'enthalpie libre standard de la même réaction. En déduire le sens d'avancement spontané de celle-ci à $298 \textrm K$ . Commentez les résultats.
Données :
$S°_{298\textrm K}\textrm{(HI (g))}=206\textrm,6\textrm{ J.mol}^{-1}.\textrm K^{-1}$
$S°_{298\textrm K}\textrm{(N}_2\textrm H_4\textrm{ (g))}=238\textrm,5\textrm,6\textrm{ J.mol}^{-1}.\textrm K^{-1}$
$S°_{298\textrm K}\textrm{(N}_2\textrm{ (g))}=191\textrm,6\textrm{ J.mol}^{-1}.\textrm K^{-1}$
$S°_{298\textrm K}\textrm{(I}_2\textrm{ (g))}=116\textrm,0\textrm{ J.mol}^{-1}.\textrm K^{-1}$

Solution détaillée

Il s'agit d'une réaction rédox. En effet, l'azote passe du degré d'oxydation -II au degré d'oxydation zéro (oxydé) tandis que l'iode passe du degré d'oxydation zéro au degré d'oxydation -I (réduit).
$\Delta H=\Delta_\textrm fH\textrm{(N}_2\textrm{ (g))}+4\times\Delta_\textrm fH\textrm{(HI (g))}-\Delta_\textrm fH\textrm{(N}_2\textrm H_4\textrm{ (g))}-2\times\Delta_\textrm fH\textrm{(I}_2\textrm{ (s))}$
Or $\textrm I_2\textrm{ (g)}$ et $\textrm N_2\textrm{ (g)}$ sont des corps purs dans leur état de référence, donc d'enthalpie de formation nulle. Donc :
$\Delta H=4\times\Delta_\textrm fH\textrm{(HI (g))}-\Delta_\textrm fH\textrm{(N}_2\textrm H_4\textrm{ (g))}$
$\Delta H=4\times25\textrm,94-95\textrm,4=+8\textrm,36\textrm{ kJ.mol}^{-1}$
Ceci est extrêmement peu, et légèrement positif, donc une réaction légèrement endothermique quasiment athermique.
Pour la réaction, la variation globale d'enthalpie libre est égale au terme $\Delta H$ précédemment calculé, moins un autre terme :
$T\Delta S=298(4S°_{298\textrm{K}}\textrm{(HI (g))}+S°_{298\textrm K}\textrm{(N}_2\textrm{ (g))}-S°_{298\textrm K}\textrm{(N}_2\textrm H_4\textrm{ (g))}-2.S°_{298\textrm K}\textrm{(I}_2\textrm{ (g)})$
$T\Delta S=298(4\times206\textrm,6+191\textrm,6-238\textrm,5-2\times116\textrm,0)=163\textrm,15\textrm{ kJ.mol}^{-1}$
Au total, $\Delta G=\Delta H-T\Delta S=8\textrm,36-163\textrm,15=-154\textrm,79\textrm{ kJ.mol}^{-1}$ , soit une réaction spontanée dans le sens direct et on note que $\Delta G$ est de signe contraire de $\Delta H$ : ce n'est pas parce qu'une réaction est endothermique qu'elle n'aura pas lieu dans le sens direct ! Dans ce cas, ce qui garantit la spontanéité de la réaction dans le sens direct, c'est un effet de gain d'entropie. Ce n'est pas surprenant lorsqu'on voit qu'il y a 5 moles de gaz produites pour 3 moles consommées, et que les gaz contiennent une entropie molaire beaucoup plus forte que les solides et liquides.