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Thermochimie

Lorsque tu penses à la chimie, tu imagines peut-être un scientifique dans un laboratoire en train de créer une réaction explosive. Certaines réactions chimiques libèrent de l'énergie sous forme de chaleur. Les processus physiques impliquent également de l'énergie. Par exemple, lorsque la glace fond, elle a besoin d'énergie pour passer de l'état solide à l'état liquide. La thermochimie concerne les changements d'énergie impliqués dans les processus physiques et chimiques. En thermodynamique chimique, nous nous concentrons spécifiquement sur la thermochimie des systèmes chimiques.

  • Cet article traite de la thermochimie.
  • Nous allons définir la thermochimie avant d'explorer deux de ses lois clés.
  • Nous examinerons ensuite les applications de la thermochimie.
  • Nous examinerons l'importance et les limites de la thermochimie.
  • Enfin, nous résoudrons deux exercices.

Thermodynamique chimique

La thermodynamique chimique est l'étude de l'énergie thermique (chaleur) dans les processus chimiques et physiques, tels que les réactions chimiques et les changements d'état. Elle traite de la façon dont l'énergie thermique se convertit en d'autres types d'énergie et de la manière dont cela affecte les propriétés d'un système.

Détaillons un peu cette définition.

Énergie

Pour comprendre la thermodynamique chimique, nous devons parler d'énergie. Qu'est-ce que l'énergie ? Les scientifiques s'efforcent de la définir. Voici une définition simple :

L'énergie est la capacité à effectuer un travail ou à transférer de la chaleur.

En chimie, on parle de travail (w ou W) lorsqu'une force agit sur quelque chose pour le faire bouger. Ainsi, s'il n'y a pas de mouvement, aucun travail n'est effectué. La chaleur (q ou Q) désigne le transfert d'énergie par des interactions thermiques telles que le rayonnement ou la conduction.

Tout dans l'univers est fait d'énergie. Cela signifie que tout a le potentiel d'effectuer un travail ou de transférer de la chaleur. L'énergie est stockée sous deux formes de base, qui peuvent être converties de l'une à l'autre :

  • L'énergie cinétique est l'énergie qu'un objet possède en raison de son mouvement.
  • L'énergie potentielle est l'énergie qu'un objet possède grâce à sa position relative, soit par rapport à différentes parties de lui-même, soit par rapport à d'autres objets.

Toutes les formes d'énergie relèvent de ces deux types fondamentaux. Par exemple, l'énergie thermique est une forme d'énergie cinétique. Cependant, comme toute énergie, elle peut être convertie en d'autres formes, comme l'énergie chimique ou l'énergie électrique.

Systèmes

Nous devons également tenir compte des systèmes. En thermochimie, nous séparons l'univers en deux parties, afin de simplifier nos calculs :

  • Un système est une substance ou un ensemble de substances et d'énergie. Les systèmes peuvent être ouverts, fermés ou isolés, ce qui détermine s'ils peuvent échanger de l'énergie ou de la matière entre eux.
  • L'environnement est simplement tout ce qui ne fait pas partie du système.

Par exemple, si une réaction a lieu dans un bocal, le bocal est le système. Tout ce qui se trouve en dehors du bocal est l'environnement.

Thermochimie, système et son environnement, StudySmarterFig.1- Un système et son environnement.

En résumé, la thermodynamique est l'étude de la conversion de l'énergie thermique en d'autres types d'énergie dans des environnements spécifiques appelés systèmes. En thermochimie, nous nous concentrons spécifiquement sur la façon dont l'énergie thermique se transforme en énergie chimique, et comment cela affecte les réactions chimiques ou les changements d'état.

Thermochimie : formules

La thermochimie repose sur les quatre lois de la thermodynamique. Ces quatre principes de base, découverts par des scientifiques comme Isaac Newton et James Joule, nous aident à comprendre comment l'énergie se déplace et régissent l'étude de la thermochimie. Dans cet article, nous examinerons la première et la deuxième loi.

Première loi de la thermodynamique

Précédemment, tu as appris la loi de la conservation de l'énergie. Cette loi stipule :

L'énergie ne peut être ni créée ni détruite, elle ne fait que passer d'une forme à une autre.

La première loi de la thermodynamique est basée sur la conservation de l'énergie. Cependant, nous ajoutons une phrase supplémentaire :

La quantité totale d'énergie dans l'univers est constante.

Nous appelons la quantité totale d'énergie dans un système particulier son enthalpie.

L'enthalpie (H) est une mesure de l'énergie thermique dans un système chimique. Elle est généralement mesurée en kJ mol-1.

L'énergie peut passer d'une forme à une autre dans un système. Elle peut également être transférée du système à son environnement. Cependant, la quantité totale d'énergie dans l'univers entier reste toujours la même.

Consulte la rubrique Enthalpie de changement d'état pour des exemples d'enthalpie dans les réactions chimiques.

Deuxième loi de la thermodynamique

La première loi de la thermodynamique nous dit que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, et explique de nombreux processus quotidiens, comme la façon dont un courant électrique alimente une ampoule ou dont le glucose nous donne l'énergie de bouger. Mais si l'énergie peut être utilisée à l'infini, elle n'est pas toujours utilisée efficacement. En fait, une grande partie de l'énergie est gaspillée. Cela permet d'expliquer certains des phénomènes les plus aléatoires que nous observons dans l'univers qui nous entoure et constitue la base de la deuxième loi de la thermodynamique :

Toute l'énergie thermique n'est pas convertie en énergie utile.

Mais où va cette énergie ? Elle contribue à un phénomène appelé entropie.

L'entropie (S) est une mesure du désordre d'un système. Plus le désordre est grand, plus l'entropie est élevée. Elle est généralement mesurée en J K-1 mol-1.

Cela nous amène à la partie suivante de la deuxième loi de la thermodynamique :

Dans les changements spontanés, l'univers tend vers un état de plus grande entropie.

La deuxième loi nous dit que l'énergie dans les systèmes naturels tend à se déplacer dans la direction d'une entropie croissante - ou en d'autres termes, d'un plus grand désordre. Elle explique pourquoi l'énergie se déplace dans une direction et pas dans l'autre. La dissolution de solides ou le mélange de gaz sont des exemples d'entropie croissante.

Enthalpie libre

Nous avons appris à connaître deux des lois de la thermodynamique. Voyons maintenant comment elles s'appliquent aux processus chimiques du monde réel.

Réactions spontanées

Nous pouvons combiner les principes explorés dans les deux premières lois de la thermodynamique, l'enthalpie et l'entropie, pour prédire si les réactions sont spontanées ou non.

Les réactions spontanées sont des réactions qui se produisent sans intervention extérieure, comme l'apport d'énergie. Elles sont également appelées réactions réalisables.

La dissolution des sels, la rouille du fer ou la fonte de la glace sont des exemples de réactions spontanées.

Thermochimie, réaction spontanée de la rouille du fer, StudySmarterFig.2 - La rouille du fer un exemple de réaction spontanée. Crédit image : pixabay.com

Nous utilisons une quantité appelée enthalpie libre de Gibbs (ΔG) pour déterminer si une réaction est spontanée ou non. Elle met en relation l'enthalpie et l'entropie avec l'équation suivante :

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

À noter :

  • ΔG est la variation de l'enthalpie libre de Gibbs, mesurée en kJ mol-1.
  • ΔH est la variation de l'enthalpie, mesurée en kJ mol-1.
  • T est la température, mesurée en K.
  • ΔS est la variation de l'entropie, mesurée en kJ K-1 mol-1.

L'entropie est généralement mesurée en J K-1 mol-1. Assure-toi de la convertir en kJ K-1 mol-1 en la divisant par 1000.

Si ΔG est négatif, alors la réaction est spontanée. À partir de cette équation, nous pouvons déduire que les réactions hautement exothermiques, ou les réactions présentant une forte augmentation de l'entropie, ont tendance à être spontanées.

Enthalpie

Tu as peut-être déjà découvert la loi de Hess au cours de ton parcours de chimiste.

La loi de Hess stipule que le changement d'enthalpie d'une réaction est toujours le même, quel que soit le chemin emprunté.

Tant que tu commences par les mêmes réactifs et que tu finis avec les mêmes produits, le changement d'enthalpie est le même. Peu importe que la réaction se fasse en une, deux ou quinze étapes.

Thermochimie, cycle de Hess, StudySmarterFig.3- Le cycle de Hess.

Nous exprimons la loi de Hess par l'équation suivante :

$$ \Delta H_r= \Delta H_1 + \Delta H_2$$

Dans cette équation :

  • ΔHr est le changement d'enthalpie de la réaction par voie directe.
  • ΔH1 et ΔH2 sont les changements d'enthalpie impliqués dans la voie indirecte.

Le changement d'enthalpie est généralement mesuré en kJ mol-1, mais à condition que toutes tes unités soient cohérentes, tu peux utiliser J mol-1 dans tes calculs.

Une excellente application de la loi de Hess est le calcul de l'enthalpie de réseau.

L'enthalpie de réseau (ΔLE), également appelée enthalpie de formation du réseau, est la variation d'enthalpie lorsqu'une mole d'un réseau ionique est formée à partir de ses ions gazeux dans des conditions standards.

Cycle de Born-Haber

Un cycle de Born-Haber (souvent écrit sans trait d'union) est un modèle théorique basé sur la loi de Hess que nous utilisons pour calculer l'enthalpie de réseau.

Le principe ici est le même que celui que nous utilisons dans les cycles de la loi de Hess : Si nous créons une route indirecte vers les ions gazeux, nous pouvons utiliser l'équation de la loi de Hess pour trouver l'enthalpie de réseau. Par exemple, il se peut que nous ne connaissions pas la voie directe pour l'enthalpie de réseau. Cependant, nous pouvons la calculer en utilisant une voie indirecte qui inclut les changements d'enthalpie que nous connaissons. Voici un aperçu du fonctionnement des cycles :

  • Nous prenons une réaction dont nous voulons trouver le changement d'enthalpie et nous créons une route indirecte qui commence par les mêmes réactifs et se termine avec les mêmes produits. Dans ce cas, nous voulons trouver l'enthalpie de formation du réseau.
  • Nous représentons chaque point de la route directe et indirecte par une ligne indiquant son enthalpie.
  • La différence de hauteur entre les lignes représente le changement d'enthalpie entre ces points.
  • Nous écrivons les changements d'enthalpie connus de la route indirecte et nous les utilisons pour calculer le changement d'enthalpie inconnu de la route directe.

Voici un exemple. Ne t'inquiète pas si cela te semble un peu confus - nous examinerons chaque terme plus en détail dans Cycles de Haber de Born. Tu pourras également t'entraîner à utiliser les cycles de Born-Haber dans Calculs des cycles de Born-Haber.

Thermochimie, cycle de Born-Haber fluorure de lithium LiF, StudySmarterFig.4- Cycle de Born-Haber pour l'enthalpie de réseau du fluorure de lithium, LiF.

Loi de Kirchhoff

Généralement, l'enthalpie de toute substance augmente avec la température, ce qui signifie que l'enthalpie des produits et des réactifs augmente.

En 1858, Gustave Kirchhoff a montré que la variation de l'enthalpie d'une réaction chimique est donnée

par l'équation suivante :

$$ \Delta H^o_{T2}= \Delta H^o_{T1} + \Delta C_p \Delta T$$

où :

Cp est la capacité calorifique a une pression constante.ΔT est la différence entre T2 et T1.avec$$ \Delta C_p = (C_p produits) -(C_p réactifs)$$

En utilisant la loi de Kirchhoff, tu peux calculer la variation de l'enthalpie de réaction à n'importe quelle température, à condition que les valeurs de capacité thermique Cp soient disponibles.

La loi de Kirchhoff permet de déterminer la variation de l'enthalpie d'une réaction en fonction des changements de température.

La loi de Kirchhoff nous permet de calculer ΔHT2 en connaissant ΔHT1.

Prenons la réaction de formation de l'acide chlorhydrique HCl. Calcule $$ \Delta H_f(HCl)\spaceà \space une \space température \space T_2= \space 125°C $$

$$ \frac {1}{2}H_2(g) + \frac {1}{2}Cl_2(g)\rightarrow HCl(g)$$

$$ \Delta H^o(HCl) = -92 KJ/mol$$

DonnéesH2Cl2HCl
Cp (J.K-1.mol-1)293429

$$ \Delta H(HCl)_{T2} = \Delta H^o_f + \Delta C_p \Delta T$$

$$ \Delta C_p = 29 - \frac {1}{2}(29) - \frac {1}{2}(34)$$

$$ \Delta C_p = -2.5$$

Et maintenant calculons ΔT :

$$ \Delta T =125 - 25 = 100 K$$

On obtient le même résultat quelque soit l'unité de température est exprimée en Kelvin ou en Celcius.

Alors l'enthalpie de formation a 125°C est :

$$ \Delta H^o_f(HCl)_{125°C} = -92 + (-2.5) . (100) = -158 J/mol$$

$$ \Delta H^o_f(HCl)_{125°C} = -158. 10^{-3} KJ/mol $$

Importance de la thermodynamique chimique

Nous allons maintenant examiner l'importance de la thermochimie. Voici quelques-uns de ses avantages :

  • C'est un domaine scientifique essentiel car il explique comment et pourquoi de nombreuses réactions quotidiennes ont lieu.
  • Elle nous permet de calculer les changements d'enthalpie inconnus et de prédire si une réaction va se produire ou non.
  • La thermochimie nous permet également d'optimiser les processus chimiques et d'améliorer l'efficacité du transfert d'énergie. Par exemple, elle peut nous aider à économiser sur nos factures d'énergie et à réduire le coût des réactions industrielles.
  • La thermochimie explique pourquoi les réactions atteignent l'équilibre chimique.

Limites de la thermochimie

Enfin, nous allons examiner certaines des limites de la thermochimie :

  • Elle ne nous dit rien sur la vitesse d'une réaction ou sur le temps qu'il faut pour que la réaction soit complète.
  • Elle traite des systèmes dans leur ensemble et ne nous donne aucune information sur les particules individuelles qui les composent.

C'est la fin de cet article. Tu devrais maintenant comprendre ce que nous entendons par thermochimie et comment l'enthalpie et l'entropie sont liées à ses deux premières lois. Tu devrais également connaître certaines des applications de la thermodynamique, comme le calcul des changements d'enthalpie et la prédiction de la faisabilité des réactions, et savoir pourquoi la thermodynamique est un domaine scientifique utile. Enfin, il est indispensable que tu saches pourquoi la thermodynamique a ses limites.

Thermochimie : exercice

1. Considérons l'enthalpie de formation de l'iodure d'hydrogène, HI(g), à partir de l'hydrogène gazeux, H2 (g), et de l'iode cristallin, I2 (s), dans des conditions standards :

$$H_2(g)+I_2(g)\rightarrow2HI(g)$$

En nous référant à un tableau approprié de données thermodynamiques, nous pouvons trouver l'enthalpie de formation des réactifs, dans des conditions standards. Tout d'abord, nous devons noter que l'enthalpie de formation de l'hydrogène élémentaire gazeux, H2 (g), est égale à zéro ; H2 (g) : $$ \Delta H^o_f=0.0 KJ/mol$$

Cependant, dans le cas présent, la réaction implique la rupture de la liaison hydrogène moléculaire qui donne de l'hydrogène atomique gazeux, H(g). L'enthalpie de formation de l'hydrogène atomique gazeux est, H (g) :

$$ \Delta H^o_f=+218.0 KJ/mol$$

Il en va de même pour l'iode - l'enthalpie de formation de la forme élémentaire de l'iode (cristalline) est, I2(s) : ΔHf° = 0,0 kJ/mol.

Encore une fois, dans le cas présent, la réaction implique la sublimation et la rupture des liaisons à l'intérieur du gaz moléculaire, formant de l'iode gazeux atomique, I (g) : $$ \Delta H^o_f=0.0 KJ/mol$$ . Alors le processus de réaction réel est donné par :

$$H_2(g)+I_2 (g)\rightarrow2H(g)+2I(g)\rightarrow2HI(g)$$

Remarque, que nous devons tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée, pour obtenir l'enthalpie de formation des réactifs, telle que :

$$2 \Delta H_f^o (Hydrogène \space atomique \space gazeux) + 2 \Delta H_f^o(Iode \space atomique \space = 2(218 KJ/ mol )+ 2(106.8 KJ/mol) = 342.8 KJ/mol$$

Ainsi, la différence d'enthalpie de formation pour la production de 2 moles d'iodure d'hydrogène, HI, est donnée par :

$$2 \Delta H_f^o (Iodure\space d'hydrogène) = 342.8\space KJ mol^-1$$

Le diagramme d'enthalpie pour cette réaction est :

Thermochimie Iodure d'hydrogène StudySmarterFig.5- Synthèse d'iodure d'hydrogène.

La synthèse de l'iodure d'hydrogène à partir d'hydrogène moléculaire et d'iode moléculaire est donc une réaction endothermique.

Si tu veux en savoir plus sur "l'enthalpie", clique sur ce lien pour obtenir tous les détails dont tu as besoin !

Calculons maintenant l'enthalpie de réaction, ΔH, pour la production d'oxyde nitrique, NO (g) , gazeux à partir des réactifs ; ammoniac gazeux, NH3, et oxygène gazeux, O2 (g), dans des conditions thermodynamiques standards :

$$4NH_3(g) + 5O_2(g)\rightarrow4NO(g) + 6H_2O(g)$$

En se référant au tableau standard des enthalpies de formation, on nous donne l'enthalpie de formation des réactifs : l'enthalpie de formation du gaz ammoniac est, NH3 (g) :

$$ \Delta H^o_f= -45.9 KJ/mol$$

et l'enthalpie de formation du gaz oxygène est, O2 (g) :

$$ \Delta H^o_f= 0.0 KJ/mol$$

Remarque que nous devons tenir compte des coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée, pour obtenir l'enthalpie de formation des réactifs, telle que :

$$Réactifs:4 \Delta H^o_f(ammoniac)+5 \Delta H^o_f(oxygène \space gazeux) = 4(-45.9KJ/mol)+5(0.0 KJ/mol)= -229.5 KJ/mol$$

Cependant, dans ce cas, nous devons également calculer l'enthalpie de formation des produits pour obtenir l'enthalpie du processus global, ΔH °. En nous référant à nouveau à un tableau standard des enthalpies de formation, nous trouvons que l'enthalpie de formation du monoxyde d'azote est NO (g) :

$$ \Delta H^o_f= 90.3 KJ/mol$$

et celle de la vapeur d'eau est H2O (vapeur) :

$$ \Delta H^o_f= -241.8 KJ/mol$$

. Alors :

$$Produits:4 \Delta H^o_f(oxide \space nitrique)+6 \Delta H^o_f(H_2O) = 4(90.3KJ/mol)+6(-241.8 KJ/mol)= -1089.6KJ/mol$$

Ainsi, l'enthalpie globale du processus (également appelée enthalpie de réaction, ), donnant lieu à la production de 4 moles d'oxyde nitrique, NO, est donnée par :

$$ \Delta H^o = \sum n \Delta H^o_f(produits) - \sum n \Delta H^o_f(réactifs) = -1089.6 KJ/mol - (-229.5 KJ/mol) = -906.0 KJ/mol$$

où, Σ, est le symbole de sommation, n, et m, sont les coefficients stœchiométriques de l'équation équilibrée pour les produits et les réactifs, respectivement.

Le diagramme enthalpique de cette réaction est :

Thermochimie Synthèse de l'oxyde nitrique StudySmarterFig.6- La synthèse de l'oxyde nitrique est un processus exothermique.

Thermochimie - Points clés

  • La thermochimie est l'étude de l'énergie thermique (chaleur) dans les processus chimiques et physiques, tels que les réactions chimiques et les changements d'état. Elle traite de la façon dont l'énergie thermique se convertit en d'autres types d'énergie et de la manière dont cela affecte les propriétés d'un système.
  • L'enthalpie (H) est une mesure de l'énergie thermique dans un système chimique.
  • L'entropie (S) est une mesure du désordre d'un système.
  • Les lois de la thermodynamique sont basées sur l'enthalpie et l'entropie et dictent les réactions dans le monde qui nous entoure :
    • La première loi de la thermodynamique stipule que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, et donc que l'énergie totale de l'univers reste constante.
    • La deuxième loi de la thermodynamique stipule que lors de changements spontanés, l'univers tend vers un état de plus grande entropie.
  • La thermochimie a de nombreuses applications :
    • Les cycles de Born-Haber sont un modèle théorique que nous utilisons pour calculer l'enthalpie de réseau. Le principe est le même que celui des cycles de la loi de Hess. Si nous créons une voie indirecte vers les ions gazeux, nous pouvons utiliser l'équation de la loi de Hess pour trouver l'enthalpie de réseau.
    • L'énergie libre de Gibbs (ΔG) relie l'enthalpie et l'entropie et est utilisée pour prédire si une réaction est spontanée ou non.
  • Comme tous les domaines scientifiques, la thermochimie à son importance et ses limites

Questions fréquemment posées en Thermochimie

Une réaction est thermodynamique lorsque l'énergie interne du système varie. Cette variation ne dépend que de l'état initial et de l'état final du système. 

Une réaction est thermodynamiquement possible spontanément,lorsque l'enthalpie libre ΔG < 0, c'est-à-dire sans apport d'énergie extérieure. Par contre une réaction est thermodynamiquement impossible spontanément,lorsque l'enthalpie libre ΔG > 0, c'est-à-dire qu'elle nécessite un apport d'énergie extérieure.

Une réaction est endothermique lorsqu'elle absorbe de l'énergie provenant de l'environnement ce qui, par conséquent, abaisse la température du milieu.

S est le symbole de l'entropie, et ΔS est la variation de l'entropie. Si l'entropie d'un système augmente, ΔS est positif. Si l'entropie d'un système diminue, ΔS est négatif.

L'entropie augmente lorsque tu passes d'un solide à un liquide puis à un gaz. La variation d'entropie peut être positive ou négative si l'on observe les phases des réactifs et des produits. Chaque fois qu'il y a une augmentation des moles de gaz, l'entropie augmente.

Questionnaire final de Thermochimie

Question

Qu'est-ce que l'équilibre thermique ?

Montrer la réponse

Réponse

On dit que des objets sont en équilibre thermique lorsqu'ils atteignent la même température.

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Les processus endothermiques sont ceux qui absorbent l'énergie sous forme de chaleur.

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Les processus exothermiques sont ceux qui libèrent de l'énergie sous forme de chaleur.

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que l'énergie ?

Montrer la réponse

Réponse

L'énergie est un moyen de suivre, mathématiquement, l'énergie potentielle et cinétique dans tout système physique.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'un système physique ?

Montrer la réponse

Réponse

Un système physique est composé d'objets physiques qui, individuellement ou dans leur ensemble, ont la capacité de changer d'état.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que l'état d'un système physique ?

Montrer la réponse

Réponse

L'état d'un système est déterminé par les configurations statiques des objets (énergie potentielle) à un moment donné et les mouvements des objets (énergie cinétique) à tout autre moment.

Montrer la question

Question

Quelle est l'énergie totale d'un système ?




Montrer la réponse

Réponse

L'équilibre entre l'énergie potentielle et l'énergie cinétique, pour un système, est appelé l'énergie totale, ou simplement l'énergie.

Montrer la question

Question

Quelle est l'enthalpie d'un système ?

Montrer la réponse

Réponse

H = U + pV

où, H, est l'enthalpie, U, est l'énergie interne, p, est la pression, et, V, est le volume du système.

Montrer la question

Question

Peut-on mesurer directement l'enthalpie totale du système ?


Montrer la réponse

Réponse

L'enthalpie totale du système ne peut pas être mesurée directement en laboratoire.

Montrer la question

Question

Quelle est la formule de la différence entre l'enthalpie initiale et l'enthalpie finale d'un système ?

Montrer la réponse

Réponse

ΔH = Hf -Hi = ΔU + pΔV

Montrer la question

Question

Quelle est l'enthalpie finale d'un système ?

Montrer la réponse

Réponse

L'enthalpie finale d'un système, Hf, peut être utilisée pour représenter les changements d'enthalpie associés à une réaction chimique, l'enthalpie des produits de la réaction, ou un système à l'équilibre.



Montrer la question

Question

Quelle est l'enthalpie initiale d'un système ?

Montrer la réponse

Réponse

L'enthalpie initiale d'un système, Hi, peut être utilisée pour représenter les changements d'enthalpie associés à une réaction chimique, et/ou l'enthalpie des réactifs.

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Dans une réaction chimique exothermique, les produits ont moins d'énergie potentielle que les réactifs.

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Dans une réaction chimique exothermique, l'énergie est absorbée par l'environnement.

Montrer la réponse

Réponse

Faux. L'énergie est libérée dans l'environnement.

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Dans une réaction chimique endothermique, les produits ont plus d'énergie potentielle que les réactifs.

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

A quoi servent les cycles de Born-Haber ?

Montrer la réponse

Réponse

Calcul de l'enthalpie de réseau

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'une réaction spontanée ?

Montrer la réponse

Réponse

Une réaction spontanée est une réaction qui se produit toute seule, sans apport d'énergie de l'extérieur. Dans une réaction spontanée, la variation de l'enthalpie (ΔH) diminue et l'entropie augmente (ΔS).

Montrer la question

Question


Quelle est la deuxième loi de la thermodynamique ?

Montrer la réponse

Réponse

Dans les changements spontanés, l'univers tend vers un état de plus grand désordre.

Montrer la question

Question

Qu'est-ce que l'entropie ?

Montrer la réponse

Réponse

L'entropie (S) est une mesure du désordre d'un système.

Montrer la question

Question

Lequel des éléments suivants représente l'enthalpie de réseau ?


Montrer la réponse

Réponse

ΔfH° 

Montrer la question

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