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Loi de Hess

Il peut arriver que l'on te demande de déterminer un changement d'enthalpie que tu ne peux pas mesurer directement. Dans ce cas, tu peux utiliser la loi de Hess. Cela implique de prendre les changements d'enthalpie que tu connais et de les utiliser pour calculer la valeur inconnue que tu ne connais pas.

  • Nous allons étudier la loi de Hess.
  • Nous étudierons comment représenter la loi de Hess à l'aide de diagrammes d'énergie et de cycles de Hess.
  • Tu apprendras à calculer des changements d'enthalpie inconnus en utilisant les changements d'enthalpie de combustion et de formation.
  • Tu pourras mettre en pratique tes connaissances à l'aide d'exemples concrets.

Loi de Hess : thermochimie

Une réaction peut prendre de nombreuses voies différentes. Disons que tu pars du réactif A et que tu veux obtenir le produit B. Tu peux aller directement de A à B, ou tu peux remonter tout l'alphabet, en passant par Z, X, Y, jusqu'à ce que tu atteignes B. Mais selon la loi de Hess, le nombre d'étapes n'a pas d'importance - si on commence et on termine avec la même espèce, le changement d'enthalpie sera le même. La loi de Hess réitère la première loi de la thermodynamique, qui stipule que l'énergie est toujours conservée dans une réaction chimique.

La loi de Hess est une relation utilisée en chimie physique. Elle stipule que le changement d'enthalpie d'une réaction est indépendant du chemin emprunté. Elle est également connue sous le nom de loi de Hess sur la sommation de la chaleur constante.

Cette loi est utile car elle nous permet de calculer le changement d'enthalpie inconnu d'une voie particulière, en utilisant les changements d'enthalpie connus d'une autre voie. Nous allons voir quelques exemples dans une seconde. Mais d'abord, voyons comment nous pouvons représenter la loi de Hess.

Loi de Hess : cours

Pour montrer la loi de Hess en action, nous devons considérer les différentes voies d'une réaction. Comme dans l'introduction ci-dessus, disons que nous partons du réactif A. Il réagit directement pour former le produit B. Nous pouvons appeler cette réaction la voie 1. Cependant, A peut aussi réagir pour former un intermédiaire Z, qui réagit pour former un intermédiaire Y. Y forme alors X et X réagit à son tour pour former B. Nous pouvons appeler cette voie indirecte, de A, en passant par Z, Y et X, pour finir par B, la voie 2. Dans les deux cas, nous avons commencé et terminé avec la même espèce. La loi de Hess nous dit que les changements d'enthalpie des deux voies seront les mêmes.

Nous pouvons illustrer les différentes voies que peut emprunter une réaction de deux manières :

  • En utilisant un diagramme énergétique
  • En utilisant un cycle de Hess

Diagrammes énergétiques

Les diagrammes énergétiques montrent le niveau d'énergie des espèces à différents moments d'une réaction. La différence de niveau d'énergie entre les produits et les réactifs nous donne le changement d'enthalpie de la réaction. Ici, tu peux voir que les deux voies commencent par A et finissent par B. Le changement d'enthalpie global est le même, même si la voie 1 va directement de A à B, alors que la voie 2 passe par Z, X et Y.

Loi de Hess Diagramme énergétique de la loi de Hess StudySmarterFig. 1- Un diagramme énergétique montrant la loi de Hess.

Loi de Hess : formule

Le cycle de Hess est un autre moyen simple de montrer les différentes voies d'une réaction. Il n'est pas nécessaire d'indiquer les niveaux d'énergie des différentes espèces impliquées. Au lieu de cela, il suffit de représenter les deux voies différentes comme un organigramme.

La formule utilisée pour travailler avec les données d'enthalpie de formation est la suivante

ΔHréaction=ΔHproduits-ΔHréactifs \Delta H_{réaction} = \sum \Delta H_{produits} - \Delta H_{réactifs}

Loi de Hess Cycle de Hess StudySmarterFig. 2- Le cycle de Hess

N'oublie pas que les itinéraires 1 et 2 commencent tous deux par les mêmes réactifs et se terminent par les mêmes produits. Cela signifie qu'ils ont le même changement d'enthalpie global. En inscrivant certains des changements d'enthalpie que nous connaissons, nous pouvons calculer un changement d'enthalpie que nous ne connaissons pas.

Et si nous voulons connaître le changement d'enthalpie de la route 1 ? Eh bien, si nous connaissons les changements d'enthalpie de toutes les réactions de la voie 2, nous pouvons calculer le changement d'enthalpie de la voie 1.

Loi de Hess, la variation d'enthalpie de la voie 1 est égale à la somme des variations d'enthalpie de la voie 2, StudySmarterFig. 3- Le changement d'enthalpie de la voie 1 est égal à la somme des changements d'enthalpie de la voie 2.

Le changement d'enthalpie de la voie 1 est égal à tous les changements d'enthalpie de la voie 2 additionnés. Ici,

ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5 \Delta H_1 = \Delta H_2 + \Delta H_3 + \Delta H_4 + \Delta H_5

Loi de Hess : exemple

Maintenant que nous savons comment fonctionne la loi de Hess, nous allons l'appliquer à des calculs réels.

Loi de Hess : enthalpie

Le premier type de calcul que nous allons examiner consiste à utiliser les enthalpies de formation pour calculer le changement d'enthalpie d'une réaction.

L'enthalpie de formation, \( \Delta H^o_f\) , est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance est formée à partir de ses éléments, avec toutes les espèces dans leurs états standards et dans des conditions standards.

Les réactifs et les produits d'une réaction chimique sont toujours constitués des mêmes éléments. Cela signifie que nous pouvons créer un cycle de Hess avec une route indirecte passant par ces éléments, en utilisant les enthalpies de formation pour nous aider. Voici un exemple.

Calcule le changement d'enthalpie de la réaction suivante. Utilise les enthalpies de formation données pour t'aider dans ta réponse.

C3H6(g)+H2(g)C3H8(g) C_3H_{6(g)} + H_{2(g)} \rightarrow C_3H_{8(g)}

Espèce C3H6(g) (Propène) H2(g) (Hydrogène) C3H8(g) (Propane)
ΔHfo(KJ.mol-1) \Delta H^o_f (KJ . mol^{-1}) +20.4 +0.0

-103.8

Rappelle-toi que l'enthalpie de formation de toute molécule élémentaire est toujours égale à 0.

Démonstration

Pour cette réaction, la voie directe va directement de nos réactifs, le propène et l'hydrogène, à notre produit, le propane. Nous appellerons cette route 1. Nous ne connaissons pas le changement d'enthalpie de cette voie. Cependant, nous connaissons les enthalpies de formation de chacune des espèces impliquées. Nous pouvons les utiliser pour créer une voie indirecte, la voie 2, qui va des réactifs aux éléments et aux produits, et calculer le changement d'enthalpie de cette voie. Dessinons un cycle de Hess et inscrivons les enthalpies de formation que nous connaissons. Nous pouvons ignorer l'enthalpie de formation de l'hydrogène, car elle est nulle.

Loi de Hess Cycle de Hess propène propane StudySmarterFig. 4- Le cycle de Hess pour la formation du propane.

Assure-toi que toutes tes flèches vont dans la bonne direction. Les enthalpies de formation vont toujours des éléments aux composés

Nous allons d'abord du propane et de l'hydrogène vers leurs éléments. C'est l'inverse de l'un des changements d'enthalpie que nous connaissons : l'enthalpie de formation du propène. Nous savons qu'il s'agit de l'inverse car la flèche noire indiquant le changement d'enthalpie de la réaction va dans la direction opposée. Nous devons donc prendre le négatif de ce changement d'enthalpie. Jusqu'à présent, le changement d'enthalpie de la voie 2 est de

-(20.4) = -20.4 (KJ mol-1)

Nous devons maintenant passer des éléments au propane. Il s'agit de l'un des changements d'enthalpie que nous connaissons : l'enthalpie de formation du propane. Cette fois, nous suivons la flèche noire dans la bonne direction, et nous ajoutons donc cette valeur d'enthalpie au changement d'enthalpie actuel de la route 2. Cela ressemble maintenant à ceci :

-20.4 + (-103.8) = -124.2 KJ mol-1

Nous avons réussi ! Nous sommes passés avec succès de nos réactifs, le propène et l'hydrogène, à notre produit, le propane, par la voie indirecte, et nous avons calculé une variation d'enthalpie : -124.2 KJ mol-1. La loi de Hess nous dit que la variation d'enthalpie d'une réaction est toujours la même, quelle que soit la voie empruntée. Par conséquent, le changement d'enthalpie de la voie directe, la voie 1, est également -124.2 KJ mol-1.

Enthalpie de combustion

Les deux côtés d'une réaction chimique brûlent toujours pour produire les mêmes produits. Cela signifie qu'au lieu d'inventer une route indirecte qui passe par les éléments, nous pouvons passer par leurs produits de combustion. Cela implique l'utilisation des enthalpies de combustion.

L'enthalpie de combustion,ΔHcΘ, est le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance est complètement brûlée dans de l'oxygène dans des conditions standards.

Calcule le changement d'enthalpie de la réaction suivante. Utilise les enthalpies de combustion données pour t'aider dans ta réponse.

C3H6(g) + H2(g) → C3H8(g)

Nom

C3H6(gH2(g) C3H8(g)
ΔHco(KJ.mol-1) \Delta H^o_c (KJ.mol^{-1})-2058-286

-2469

Pour commencer, dessinons un cycle de Hess. La voie directe va directement des réactifs, le propène et l'hydrogène, au produit, le propane. La voie indirecte passe par leurs produits de combustion, qui sont le dioxyde de carbone et l'eau. On peut renseigner les enthalpies de combustion :

Loi de Hess réaction entre le propène et le gaz hydrogène pour former du propane StudySmarterFig. 5- Le cycle de Hess pour la réaction entre le propène et l'hydrogène pour former du propane.

Afin d'équilibrer complètement les trois équations, il faudrait ajouter de l'oxygène aux réactifs et aux produits. Cependant, les enthalpies de combustion de ces molécules d'oxygène s'annuleraient, nous n'avons donc pas à nous soucier de leur inclusion.

Le parcours 2 nous mène d'abord du propène et de l'hydrogène à leurs produits de combustion. Remarque que nous allons dans la direction des deux flèches noires : le changement d'enthalpie est égal aux enthalpies de combustion du propène et de l'hydrogène. Jusqu'à présent, le changement d'enthalpie global de notre itinéraire ressemble à ceci : (-286) + (-2058) = -2344 KJ mol-1

Nous devons maintenant passer des produits de combustion au produit global de la réaction, le propane. C'est l'inverse de l'enthalpie de combustion du propane - nous allons dans la direction opposée à la flèche noire. Nous devons donc retirer l'enthalpie de combustion du propane du changement d'enthalpie global de notre parcours :

-2344 - (-2469) = 125 KJ mol-1.

Une fois de plus, nous avons réussi le parcours 2, en passant de nos réactifs à nos produits. La variation d'enthalpie globale est de 125 KJ mol-1. La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction est la même quelle que soit la voie empruntée, et nous savons donc que la variation d'enthalpie de la voie 1 doit également être de 125 KJ mol-1. C'est notre réponse finale.

Tu as probablement remarqué que nous avons utilisé la même réaction pour les deux exemples, et que nous avons pourtant obtenu des réponses légèrement différentes. Cela s'explique par le fait que la mesure des changements d'enthalpie, qu'il s'agisse de l'enthalpie de formation ou de l'enthalpie de combustion, est extrêmement délicate à réaliser avec précision. Les valeurs varient légèrement. Cependant, nous estimons que 0,8 kilo joule par mole n'est pas une si grande différence !

Prenons un autre exemple. Cette fois, nous allons utiliser les enthalpies de combustion pour calculer l'enthalpie de formation de l'éthane, C2H6.

Calcule le changement d'enthalpie de la réaction suivante. Utilise les enthalpies de combustion données pour t'aider à trouver ta réponse.

2C(s) + 3H2(g) →C2H6 (g)

Espèce

C(s)H2(g)C2H6 (g)
$$ \Delta H^oΔHcΘ (KJ mol-1)-394 -286 -1560

Tout d'abord, dessine un cycle de Hess. La voie directe va directement de nos réactifs, le carbone et l'hydrogène, à notre produit, l'éthane. La voie indirecte passe par les produits de combustion. Ceux-ci sont les mêmes des deux côtés de la réaction, nous n'avons donc pas besoin de les écrire - nous pouvons simplement mettre "Produits de combustion". Cependant, remarque que dans notre équation, nous avons deux moles de carbone et trois moles d'hydrogène. Notre itinéraire indirect doit donc comporter deux lots de l'enthalpie de combustion du carbone et trois lots de l'enthalpie de combustion de l'hydrogène.

Loi de Hess formation de l'éthane StudySmarterFig.6- Le cycle de Hess pour la formation de l'éthane.

En suivant la voie 2, du carbone et de l'hydrogène aux produits de combustion, nous obtenons un changement d'enthalpie de:

2 (-394) + 3 (-286) = -1646 KJ mol-1.

Pour passer des produits de combustion à l'éthane, nous avons besoin de l'inverse de l'enthalpie de combustion de l'éthane. Le changement d'enthalpie global de la voie 2 est donc de -1646 - (-1560) = -86 KJ mol-1. Cela signifie que le changement d'enthalpie de la voie 1, qui est l'enthalpie de formation de l'éthane, est également de -86 KJ mol-1.

C'est notre réponse finale.

Utilisation de la loi de Hess

Comme nous l'avons vu plus haut, certains changements d'enthalpie sont difficiles à mesurer. Nous pouvons donc utiliser la loi de Hess pour les calculer. Voici quelques exemples :

  • Le calcul des enthalpies de réseau.
  • Calcul de l'enthalpie de formation du benzène, C6H6.
  • Calculer le changement d'enthalpie lorsque le graphite se transforme en diamant.

Loi de Hess : enthalpie libre

L’étude de la variation de l'enthalpie libre d'un système permet d'établir son caractère spontané ou non spontané. Elle permet de savoir s'il s'agit d'une transformation réversible ou d'une transformation irréversible.

Maintenant nous pouvons nous plonger dans la formule de l'enthalpie libre de Gibbs.

$$ \Delta G^o = \Delta H^o -T \Delta S^o$$

où,

  • ΔG° est la variation standard de l'enthalpie libre de Gibbs
  • ΔH° est le changement standard d'enthalpie
  • T est la température (en Kelvins, K)
  • ΔS° est la variation standard de l'entropie.

Le symbole ° signifie que tous les réactifs et produits sont présents dans des conditions standards (soit sous forme de substances pures, de solutions de concentration 1,0 M, soit sous forme gazeuse à une pression de 1 atm).

Comment pouvons-nous savoir si une réaction sera favorisée sur le plan thermodynamique ? Faisons un tableau ! Rappel : si une réaction est spontanée, le ΔG° sera négatif (ΔG < 0), alors que si une réaction est dite non spontanée, le ΔG° > 0.

  • Si une réaction a un ΔG° < 0, alors la réaction sera thermodynamiquement favorisée.

ΔH° doit être :

ΔS° doit être :

-TΔS° doit être :

Pour que la réaction soit :

Négative

Positive

Négative

Spontanée à toutes les températures

Positive

Négative

Positive

Non spontanée à toutes les températures

Négative

Négative

Positive

Spontanée à basse température

Positive

Positive

Négative

Spontanée à haute température

La loi de Hess - Points clés

  • La loi de Hess stipule que le changement d'enthalpie d'une réaction est indépendant du chemin emprunté. Elle est également connue sous le nom de loi de Hess sur la sommation de la chaleur constante.
  • Nous pouvons utiliser la loi de Hess pour calculer des changements d'enthalpie inconnus à partir de changements d'enthalpie que nous connaissons.
  • Nous pouvons représenter la loi de Hess à l'aide d'un diagramme énergétique ou d'un cycle de Hess.
  • Les calculs de la loi de Hess font souvent intervenir les enthalpies de formation et les enthalpies de combustion.
  • L’étude de la variation de l'enthalpie libre d'un système permet d'établir son caractère spontané ou non spontané.

Questions fréquemment posées en Loi de Hess

Pour calculer le ∆H d'une réaction, on doit d'abord:

  1. Identifier de façon correcte les produits et les réactifs.
  2. Utiliser les énergies de liaison pour pouvoir estimer une enthalpie. 
  3. Utiliser " l'enthalpie standard de formation ".
  4. Inverser les signes si tu inverses les équations.

On utilise la loi de Hess pour calculer :

  • Le calcul des enthalpies de réseau.
  • Calcul de l'enthalpie de formation du benzène, .
  • Calculer le changement d'enthalpie lorsque le graphite se transforme en diamant.

Pour calculer l'enthalpie de combustion, il faut :

  • Identifier de façon correcte les produits et les réactifs.
  • Calculer l'enthalpie de combustion  à partir des enthalpies de formation du CO2, de l'eau, du dioxygène et du combustible.

l'enthalpie libre de Gibbs. 

ΔG° = ΔH° -TΔS°

où, 

  • ΔG° est la variation standard de l'enthalpie libre de Gibbs
  • ΔH° est le changement standard d'enthalpie
  • T est la température (en Kelvins, K)
  • ΔS° est la variation standard de l'entropie.

Questionnaire final de Loi de Hess

Question

Définis l'enthalpie de combustion.

Montrer la réponse

Réponse

Le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance est complètement brûlée dans de l'oxygène dans des conditions standard. 

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Question

Quelle est la définition de la loi de Hess ?

Montrer la réponse

Réponse

Selon la loi de Hess, le changement d'enthalpie d'une réaction est indépendant du chemin emprunté.

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Question

Quelle formule peut-on utiliser pour travailler avec des données d'enthalpie de formation ?

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Réponse

ΔH réaction = Σ ΔHf produits - Σ ΔHf réactifs




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Question

Utilise les enthalpies de formation données pour calculer le changement d'enthalpie de la réaction suivante :

NH3(g) + HCl (g)  NH4Cl(s)


ΔHfΘ (NH3) =  -46.2 KJ mol-1

ΔHfΘ (HCl) =  -92.3 KJ mol-1

ΔHfΘ (NH4Cl) =  -315.4 KJ mol-1


Montrer la réponse

Réponse

-176.9 KJ mol-1

Montrer la question

Question

Détermine le changement d'enthalpie pour la réaction suivante, en t'aidant des enthalpies de combustion indiquées.

2C(s) + 3H2(g)    C2H5OH(l)


ΔHfΘ (C) = -394 KJ mol-1

ΔHfΘ (H2) = -286 KJ mol-1

ΔHfΘ (C2H5OH) = -1367 KJ mol-1

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Réponse

-279 KJ mol-1

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Question

Quelle est la première loi de la thermodynamique et comment se rapporte-t-elle à la loi de Hess ?

Montrer la réponse

Réponse

L'énergie est toujours conservée dans une réaction chimique. Cela signifie que le changement d'énergie global d'une réaction sera toujours le même, quel que soit le chemin emprunté. 

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Question

Définis l'enthalpie de formation.

Montrer la réponse

Réponse

Le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance est formée à partir de ses éléments, avec toutes les espèces dans leurs états standard et dans des conditions standard. 

Montrer la question

Question

Quelle est la valeur de l'enthalpie de formation d'un élément non combiné, en KJ mol-1 ?

Montrer la réponse

Réponse

cela dépend

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Question

Calculer l'enthalpie de combustion complète du méthane.

CH4(g) + 2O2(g)    CO2(g) + 2H2O(g)

ΔHfΘ(CH4) =  -71.3 KJ mol-1

ΔHfΘ(CO2) = -393,5 KJ mol-1

ΔHfΘ(H2O) = -241,8 KJ mol-1



Montrer la réponse

Réponse

L’enthalpie standard de cette réaction :

ΔH réaction = Σ ΔHf produits - Σ ΔHf réactifs

Δ H° combustion = 2 ΔfH° (H2O) + ΔfH° (CO2) - ΔfH° (CH4) - 2ΔfH° (O2)

 L’enthalpie de formation de toute molécule élémentaire est toujours égale à 0 alors:

ΔHfΘ(O2) = 0 KJ mol-1

Δ combustion = 2x(-241,8) + (-393,5) - (-71,3) - 0 = -805,8 kJ mol-1

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Question

Quelle est l'importance de l'étude de la variation de l'enthalpie libre 

Montrer la réponse

Réponse

L’étude de la variation de l'enthalpie libre d'un système permet d'établir son caractère spontané ou non spontané. Elle permet de savoir s'il s'agit d'une transformation réversible ou d'une transformation irréversible.

Montrer la question

Question

Écrire  la formule de l'enthalpie libre de Gibbs. 

Montrer la réponse

Réponse

ΔG° = ΔH° -TΔS°

où, 


  • ΔG° est la variation standard de l'enthalpie libre de Gibbs
  • ΔH° est le changement standard d'enthalpie
  • T est la température (en Kelvins, K)
  • ΔS° est la variation standard de l'entropie.


Montrer la question

Question

Calculer l'enthalpie de la réaction suivante:

Fe2O3(s) + 6HCl(g) 2FeCl3(s) +3H2O(g)

ΔHfΘ(FeCl3 ) =  -400 KJ mol-1

ΔHfΘ(H2O) =  -242 KJ mol-1

ΔHfΘ(HCl) =  -92.3 KJ mol-1

ΔHfΘ(Fe2O3 ) =  -822.2 KJ mol-1

Montrer la réponse

Réponse

La formule utilisée pour travailler avec les données d'enthalpie de formation est la suivante

ΔH réaction = Σ ΔHf produits - Σ ΔHf réactifs

ΔH = [ 2x ΔHfΘ(FeCl3 ) +3xΔHfΘ(H2O)] - [ ΔHfΘ(FeCl3 )  + 6xΔHfΘ(HCl)  ]

= [2x(-400) + 3x(-242)] - [-822.2 + 6x(-92.3)] = -150 KJ mol-1


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Question

La formule utilisée pour travailler avec les données d'enthalpie de formation est la suivante

Montrer la réponse

Réponse

ΔH réaction = Σ ΔHf produits - Σ ΔHf réactifs

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