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Les lois de la thermochimie

Les lois de la thermochimie

Les équations thermochimiques ressemblent aux autres équations équilibrées, sauf qu'elles spécifient également le flux de chaleur pour la réaction. Le flux de chaleur est répertorié à droite de l'équation à l'aide du symbole ΔH. Les unités les plus courantes sont les kilojoules, kJ. Voici deux équations thermochimiques:

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O2 (g); ΔH = +90,7 kJ

Écrire des équations thermochimiques

Lorsque vous écrivez des équations thermochimiques, n'oubliez pas les points suivants:

  1. Les coefficients se réfèrent au nombre de moles. Ainsi, pour la première équation, -282,8 kJ est le ΔH quand 1 mol de H2O (l) est formé à partir de 1 mol H2 (g) et ½ mol O2.
  2. L'enthalpie change pour un changement de phase. L'enthalpie d'une substance dépend donc de savoir s'il s'agit d'un solide, d'un liquide ou d'un gaz. Assurez-vous de spécifier la phase des réactifs et des produits en utilisant le (s), le (l) ou le (g) et veillez à rechercher le bon ΔH dans les tables de chaleur de formation. Le symbole (aq) est utilisé pour les espèces en solution aqueuse (aqueuse).
  3. L'enthalpie d'une substance dépend de la température. Idéalement, vous devez spécifier la température à laquelle une réaction est effectuée. Lorsque vous regardez un tableau des chaleurs de formation, notez que la température du ΔH est donnée. Pour les problèmes de devoirs, et sauf indication contraire, la température est supposée être de 25 ° C. Dans le monde réel, la température peut être différente et les calculs thermochimiques peuvent être plus difficiles.

Propriétés des équations thermochimiques

Certaines lois ou règles s’appliquent lorsqu’on utilise des équations thermochimiques:

  1. ΔH est directement proportionnel à la quantité d'une substance qui réagit ou est produite par une réaction. L'enthalpie est directement proportionnelle à la masse. Par conséquent, si vous doublez les coefficients d'une équation, la valeur de ΔH est multipliée par deux. Par exemple:
    1. H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l); ΔH = -285,8 kJ
    2. 2 h2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l); ΔH = -571,6 kJ
  2. ΔH pour une réaction est égale en amplitude mais son signe est opposé à ΔH pour la réaction inverse. Par exemple:
    1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O2 (g); ΔH = +90,7 kJ
    2. Hg (l) + ½ O2 (l) → HgO (s); ΔH = -90,7 kJ
    3. Cette loi est couramment appliquée aux changements de phase, bien que cela soit vrai lorsque vous inversez une réaction thermochimique.
  3. ΔH est indépendant du nombre d'étapes impliquées. Cette règle s'appelle Loi de Hess. Il est indiqué que ΔH pour une réaction est la même, qu’elle se produise en une étape ou en une série d’étapes. Une autre façon de voir les choses est de se rappeler que ΔH est une propriété d’état, elle doit donc être indépendante du trajet d’une réaction.
    1. Si réaction (1) + réaction (2) = réaction (3), alors ΔH3 = ΔH1 + ΔH2


Voir la vidéo: Premier principe de la thermodynamique - Energie interne (Juin 2021).