La loi de Hess et ses applications.

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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 d’origine suisse (1802-1850).
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 d’une 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 d’une réaction est indépendante du chemin que prend cette réaction.

6 S (s) + H2 (g) + 2 02 (g)  H2SO4 (l) (1)
Trouver la chaleur molaire (Δ H) de formation de H2SO4 (l) selon l’équation suivante: S (s) + H2 (g) (g)  H2SO4 (l) (1) À partir des trois équations connues suivantes: SO3 (g) + H20 (l)  H2SO4 (l) (2) ΔH = -80 kJ/mol S (s) + 3/2 O2 (g)  SO3 (g) (3) ΔH = -395 kJ/mol H2 (g) + 1/2 02 (g)  H2O (l) (4) ΔH = -286 kJ/mol

7 Maintenant, on doit… 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 l’équation avec un coefficient, celui-ci doit aussi multiplier la valeur de l’énergie. 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… simplifier (éliminer) les espèces chimiques semblables situées de part et d’autre du trait rouge (entre les réactifs et les produits); additionner algébriquement les espèces chimiques des équations connues qui se trouvent d’un même côté du trait afin d’obtenir l’équation 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 S (s) + H2 (g) + 2 02 (g)  H2SO4 (l) (1)
À partir des trois équations connues suivantes: SO3 (g) + H20 (l)  H2SO4 (l) (2) ΔH = -80 kJ/mol S (s) + 3/2 O2 (g)  SO3 (l) (3) ΔH = -395 kJ/mol H2 (g) + 1/2 02 (g)  H2O (l) (4) ΔH = -286 kJ/mol S (s) + H2 (g) (g)  H2SO4 (l) (1) ΔH = -761 kJ/mol

10 CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  2H2O (l) + CO2 (g) (1)
Trouver la chaleur molaire (Δ H) de combustion de l’alcool méthylique selon l’équation suivante: CH3OH (l) + 3/2 O2 (g)  2H2O (l) + CO2 (g) (1) À partir des trois équations connues suivantes: H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (l) (2) ΔH = -286 kJ/mol C(s) + 2H2 (g) + ½ O2 (g)  CH3OH (l) (3) ΔH = -239 kJ/mol C (s) + O2 (g)  CO2 (g) (4) ΔH = -394 kJ/mol