Secondaire 5 • 14h
Bonsoir je n’ai pas bien compris la loi de Hess et les enthalpies molaires standard de formation. Et comment l’utiliser en situation, par exemple ce numéros nous demande de trouver la chaleur molaire standard d’une neutralisation (photo si dessous + ces le corrigé). Il faut de plus utilisés un tableau sur les enthalpie molaire standard de formation et je ne comprends pas comment l’utiliser. Merci
Explication d'Alloprof
Cette explication a été donnée par un membre de l'équipe d'Alloprof.
Merci pour ta question!
La loi de Hess stipule que si une réaction représente à elle seule deux ou plusieurs autres réactions, la chaleur qu’elle dégage ou absorbe est égale à la somme des chaleurs dégagées ou absorbées par les autres réactions.
Plus concrètement, cela veut dire qu'on peut additionner les enthalpies de réaction de chaque sous-réaction qui constitue une réaction plus large afin de trouver l'enthalpie globale d'une réaction.
Souvent, dans ce genre de problème, on te demande de trouver l'enthalpie globale d'une réaction en te donnant l'enthalpie de plusieurs sous-réactions. Prenons l'exemple que tu as joint en photo. On cherche l'enthalpie globale de cette réaction :
$$ HCl_{aq} +NaOH_{aq} \longrightarrow NaCl_{aq} + H_2O_{l} $$
On te donne les sous-réactions suivantes :
$$ \frac{1}{2}H_{2(g)} + \frac{1}{2}Cl_{2(g)} \longrightarrow HCl_{aq} \: ∆H°_f = -92,3\:kJ/mol $$
$$ Na_{(s)} + \frac{1}{2}O_{2(g)} + \frac{1}{2}H_{2(g)} \longrightarrow NaOH_{aq} \: ∆H°_f = -425,8\:kJ/mol $$
$$ Na_{(s)} + \frac{1}{2}Cl_{2(g)} \longrightarrow NaCl_{aq} \: ∆H°_f = -411,2\:kJ/mol $$
$$ H_{2(g)} + \frac{1}{2}O_{2(g)} \longrightarrow H_2O_{(l)} \: ∆H°_f = -285,8\:kJ/mol $$
Ensuite, comme indiqué dans la question, il faut additionner les sous-réactions de sorte à ce qu'elles correspondent à l'équation finale. Pour ce faire, il faut parfois inverser des réactions (pour que les réactifs deviennent les produits et vice versa). Dans ce cas-ci, il faut inverser les deux premières. Lorsqu'on fait cela, les enthalpies de chaque sous-réaction doivent changer de signe (positif devient négatif ou négatif devient positif). On se trouve alors avec les sous-équations suivantes :
$$ HCl_{aq} \longrightarrow \frac{1}{2}H_{2(g)} + \frac{1}{2}Cl_{2(g)} \: ∆H°_f = 92,3\:kJ/mol $$
$$ NaOH_{aq} \longrightarrow Na_{(s)} + \frac{1}{2}O_{2(g)} + \frac{1}{2}H_{2(g)} \: ∆H°_f = 425,8\:kJ/mol $$
$$ Na_{(s)} + \frac{1}{2}Cl_{2(g)} \longrightarrow NaCl_{aq} \: ∆H°_f = -411,2\:kJ/mol $$
$$ H_{2(g)} + \frac{1}{2}O_{2(g)} \longrightarrow H_2O_{(l)} \: ∆H°_f = -285,8\:kJ/mol $$
Ensuite, il faut annuler les termes qui sont les mêmes de part et d'autre des équations différentes. Par exemple, 1/2Cl2 est présent dans les produits de la première sous-équation et les réactifs de la troisième sous-équation. On peut donc l'éliminer des deux sous-équations :
$$ HCl_{aq} \longrightarrow \frac{1}{2}H_{2(g)} \: ∆H°_f = 92,3\:kJ/mol $$
$$ NaOH_{aq} \longrightarrow Na_{(s)} + \frac{1}{2}O_{2(g)} + \frac{1}{2}H_{2(g)} \: ∆H°_f = 425,8\:kJ/mol $$
$$ Na_{(s)} \longrightarrow NaCl_{aq} \: ∆H°_f = -411,2\:kJ/mol $$
$$ H_{2(g)} + \frac{1}{2}O_{2(g)} \longrightarrow H_2O_{(l)} \: ∆H°_f = -285,8\:kJ/mol $$
On continue avec tous les termes identiques qui sont de part et d'autre de différentes équations jusqu'à ce qu'il ne nous reste que l'équation globale :
$$ HCl_{aq} +NaOH_{aq} \longrightarrow NaCl_{aq} + H_2O_{l} $$
Cela confirme que nous avons tout bien fait, et il ne nous reste qu'à additionner les enthalpies de chaque sous-équation :
$$ ∆H = 92,3 + 425,8 - 411,2 - 285,8 = -178,9\:kJ/mol $$
(Attention, dans certains cas, l'équation globale qui nous reste est encore fractionnaire. Dans ce cas, il faut multiplier l'équation globale et l'enthalpie globale par le nombre qui rend l'équation fractionnaire entière.)
En somme, la loi de Hess peut paraitre intimidante car il faut souvent travailler avec de longues équations chimiques! Or, il s'agit simplement d'ajuster les sous-équations, annuler les termes identiques et additionner les enthalpies.
Cette fiche du site d'Alloprof explique la loi de Hess :
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