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La loi de Hess et ses applications. Mais qui est donc ce monsieur Hess ? ??? Euh !

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1 La loi de Hess et ses applications

2 Mais qui est donc ce monsieur Hess ? ??? Euh !

3 Germain Henri Hess Chimiste russe dorigine suisse ( ). En 1840, il fait des études sur les gaz et les chaleurs des réactions. Il a découvert la deuxième loi de la thermodynamique.

4 Deuxième loi de la thermodynamique À pression constante, la chaleur dune réaction est toujours la même, que la réaction se fasse directement ou par étapes. Cette chaleur est égale à la somme des chaleurs des étapes individuelles qui constituent la réaction globale.

5 Applications de la loi de Hess Il est très souvent impossible de mesurer directement par calorimétrie la chaleur de la réaction parce que la réaction est trop lente, trop rapide, trop violente, etc. La loi de Hess devient à ce moment un outil indispensable. De plus, la chaleur dune réaction est indépendante du chemin que prend cette réaction.

6 Trouver la chaleur molaire ( Δ H) de formation de H 2 SO 4 (l) selon léquation suivante: SO 3 (g) + H 2 0 (l) H 2 SO 4 (l) (2) ΔH = -80 kJ/mol S (s) + H 2 (g) (g) H 2 SO 4 (l) (1) S (s) + 3/2 O 2 (g) SO 3 (g) (3) ΔH = -395 kJ/mol H 2 (g) + 1/2 0 2 (g) H 2 O (l) (4) ΔH = -286 kJ/mol À partir des trois équations connues suivantes:

7 Maintenant, on doit… 1)balancer les équations connues 2 à 4 afin que les réactifs et les produits soient en quantités équivalentes à celles de la réaction de référence (1); *Si vous multipliez léquation avec un coefficient, celui-ci doit aussi multiplier la valeur de lénergie. 2)inverser au besoin les équations des réactions 2 à 4 afin que les espèces chimiques se retrouvent du bon côté du trait rouge;

8 Maintenant, on doit… 3)simplifier (éliminer) les espèces chimiques semblables situées de part et dautre du trait rouge (entre les réactifs et les produits); 4)additionner algébriquement les espèces chimiques des équations connues qui se trouvent dun même côté du trait afin dobtenir léquation de référence; 5)additionner les énergies des réactions connues modifiées, en tenant compte du signe, pour obtenir la chaleur totale de la réaction de référence.

9 SO 3 (g) + H 2 0 (l) H 2 SO 4 (l) (2) ΔH = -80 kJ/mol S (s) + H 2 (g) (g) H 2 SO 4 (l) (1) S (s) + 3/2 O 2 (g) SO 3 (l) (3) ΔH = -395 kJ/mol H 2 (g) + 1/2 0 2 (g) H 2 O (l) (4) ΔH = -286 kJ/mol À partir des trois équations connues suivantes: S (s) + H 2 (g) (g) H 2 SO 4 (l) (1) ΔH = -761 kJ/mol

10 Trouver la chaleur molaire ( Δ H) de combustion de lalcool méthylique selon léquation suivante: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O (l) (2) ΔH = -286 kJ/mol CH 3 OH (l) + 3/2 O 2 (g) 2H 2 O (l) + CO 2 (g) (1) C (s) + 2H 2 (g) + ½ O 2 (g) CH 3 OH (l) (3) ΔH = -239 kJ/mol C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) (4) ΔH = -394 kJ/mol À partir des trois équations connues suivantes:


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