Chimie générale 202-SN1-RE (ancien 202-NYA) • Cégep à Montréal
Fiche de révision : thermochimie et premier principe (202-SN1-RE, ancien 202-NYA)
La thermochimie mesure des transferts d'énergie, et elle le fait toujours du point de vue du système. Cette seule convention, appliquée sans exception, résout la moitié des difficultés du chapitre : une réaction exothermique cède de la chaleur, donc son q est négatif, même si le thermomètre, lui, monte.
Cette fiche fixe les conventions, sépare l'énergie interne de l'enthalpie, et rassemble les trois méthodes de calcul d'une enthalpie de réaction, avec les pièges propres à chacune : loi de Hess, enthalpies de formation, énergies de liaison.
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Le fil du chapitre
Tout le chapitre repose sur une convention de signe unique : q et w sont comptés du point de vue du SYSTÈME. La chaleur que le calorimètre reçoit, la réaction l'a cédée, et le passage de l'un à l'autre est un simple changement de signe qui coûte pourtant la moitié des points perdus.
•q>0 si le système REÇOIT de la chaleur, q<0 s'il en cède. Une réaction exothermique a donc q<0, même si le thermomètre monte.
•w>0 si le système REÇOIT du travail, donc s'il est comprimé. Travail de pression : w=−PΔV, et 1 kPa·L =1 J.
•Premier principe : ΔU=q+w.
•À VOLUME constant : ΔV=0, donc w=0 et qV=ΔU. C'est ce que mesure une bombe calorimétrique.
•À PRESSION constante : qP=ΔH. Lien entre les deux : ΔH=ΔU+ΔngazRT, où Δngaz ne compte QUE les espèces gazeuses.
La flèche part TOUJOURS des réactifs vers les produits. Quand elle descend, le système a cédé de l'énergie et ΔH est négatif ; quand elle monte, il en a absorbé.
La chaleur mesurée par un calorimètre est celle qu'il REÇOIT. Celle de la réaction en est l'opposée : qreˊaction=−qcalorimeˋtre. Écrire cette ligne noir sur blanc économise beaucoup de signes perdus.
Les trois façons de calculer une enthalpie de réaction
•Enthalpies de FORMATION : ΔH∘=∑nΔHf∘(produits)−∑nΔHf∘(reˊactifs). Elle vaut ZÉRO pour un élément dans son état standard.
•Loi de HESS : additionner des équations connues, en inversant celles qu'il faut (le signe change) et en multipliant celles qu'il faut (l'enthalpie est multipliée aussi).
•Énergies de LIAISON : ΔH≈∑E(rompues)−∑E(formeˊes). Rompre coûte, former rapporte. Valable uniquement pour des espèces GAZEUSES, et seulement en estimation.
•L'état physique fait partie de la donnée : H2O(l) et H2O(g) diffèrent de l'enthalpie de vaporisation, soit 44 kJ/mol.
•Calorimétrie : q=mcΔT pour le contenu, PLUS CcalΔT pour le calorimètre lui-même quand sa capacité est donnée.
Les deux chemins partent des éléments, d'enthalpie nulle : ΔH∘ est l'écart entre les produits et les réactifs, d'où « produits moins réactifs ». Échelle respectée.
Les trois méthodes doivent donner le même résultat, à l'approximation des énergies de liaison près. Quand un énoncé fournit deux jeux de données, il attend souvent les deux calculs et leur comparaison.
Bombe calorimétrique ou pression constante
•Bombe calorimétrique : récipient RIGIDE, donc ΔV=0, w=0 et la mesure donne ΔU.
•Calorimètre ouvert, un gobelet isolé à l'air libre : la pression est constante, donc la mesure donne directement ΔH.
•ΔH=ΔU+ΔngazRT, avec R=8,314×10−3 kJ/(mol·K) si les enthalpies sont en kilojoules.
•Δngaz se calcule sur les seuls coefficients des GAZ : un solide ou un liquide n'y entre jamais.
•L'écart entre ΔU et ΔH vaut quelques kilojoules par mole, souvent moins de 1% d'une enthalpie de combustion, mais il est exigé quand l'énoncé le demande.
La bombe est RIGIDE : aucun travail, et la mesure donne ΔU. Le gobelet est ouvert à l'air, sous pression constante : la mesure donne directement ΔH.
Le mot « bombe » dans un énoncé signale toujours le volume constant, donc ΔU. Le mot « gobelet », « tasse » ou « calorimètre à pression constante » signale ΔH.
Les pièges qui coûtent des points
Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.
1.Confondre la chaleur reçue par le calorimètre et celle de la réaction
toute la question, 5 points, et un signe qui inverse la conclusion
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Le calorimètre a absorbé 22,7 kJ, donc ΔH de la réaction vaut +22,7 kJ. »
Ce qu'il faut écrire
« qreˊaction=−qcalorimeˋtre=−22,7 kJ. La réaction a CÉDÉ cette énergie, elle est exothermique. »
La flèche va de la réaction vers l'eau : ce que le calorimètre gagne, la réaction le perd. Même nombre, signe opposé.
Pourquoi : Le calorimètre et la réaction sont deux systèmes qui échangent la même énergie en sens contraires. Une combustion qui absorberait de la chaleur serait par ailleurs physiquement absurde.
2.Inverser la soustraction des énergies de liaison
toute la question, 5 points, avec le signe inversé
Ce qu'il ne faut pas écrire
« ΔH=∑E(formeˊes)−∑E(rompues). »
Ce qu'il faut écrire
« ΔH=∑E(ROMPUES)−∑E(FORMEˊES) : rompre COÛTE de l'énergie, former en RAPPORTE. »
Rompre les liaisons fait MONTER vers les atomes isolés, en former fait redescendre : ΔH=2500−3200=−700 kJ, une réaction exothermique. Échelle respectée.
Pourquoi : L'ordre est l'inverse de celui des enthalpies de formation, ce qui explique la confusion. Le contrôle imparable : une combustion doit sortir exothermique, donc négative.
3.Oublier l'état physique dans une enthalpie de formation
3 points par mole d'eau, souvent 6 points sur la question
Ce qu'il ne faut pas écrire
« La combustion du méthane produit de l'eau : ΔHf∘(H2O)=−241,8 kJ/mol. »
Ce qu'il faut écrire
« −241,8 kJ/mol est la valeur pour H2O(g). Si l'énoncé écrit H2O(l), c'est −285,8 kJ/mol, soit 44,0 kJ/mol d'écart par mole d'eau. »
L'eau liquide est 44,0 kJ/mol sous l'eau gazeuse : prendre l'une pour l'autre fausse l'enthalpie de 44 kJ par mole d'eau formée.
Pourquoi : L'écart est exactement l'enthalpie de vaporisation. Sur une combustion produisant deux moles d'eau, l'erreur atteint 88 kJ/mol, ce qui est loin d'être négligeable.
4.Multiplier une équation sans multiplier son enthalpie
toute la question, 6 points
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Je double l'équation pour équilibrer le cycle de Hess, mais ΔH reste le même. »
Ce qu'il faut écrire
« ΔH est une grandeur EXTENSIVE : doubler l'équation double son enthalpie, et l'inverser change son signe. »
Pourquoi : L'enthalpie de réaction est rapportée à l'équation telle qu'elle est écrite. Deux fois plus de matière transformée libère deux fois plus d'énergie, ce qui est aussi la raison pour laquelle l'unité est le kilojoule par mole de réaction.
5.Oublier la capacité thermique du calorimètre
3 points, et une enthalpie systématiquement sous-estimée
Ce qu'il ne faut pas écrire
« q=mcΔT pour les 200 g d'eau, et c'est tout. »
Ce qu'il faut écrire
« Il faut ajouter CcalΔT : le récipient, le thermomètre et l'agitateur se réchauffent eux aussi, et leur contribution est donnée dans l'énoncé. »
L'eau n'est pas seule à se réchauffer : le récipient, le thermomètre et l'agitateur reçoivent aussi de la chaleur, et le terme CcalΔT la compte.
Pourquoi : Toute capacité thermique fournie dans l'énoncé doit servir. Une donnée non utilisée est presque toujours le signe d'un terme oublié dans le bilan.
« Seuls les GAZ comptent : Δngaz=1−1,5=−0,5. Le méthanol liquide et l'eau liquide n'entrent pas dans ce décompte. »
Seules les boîtes de gaz comptent : trois molécules de dioxygène donnent deux de dioxyde de carbone. Le méthanol et l'eau, liquides, restent hors du décompte.
Pourquoi : Le terme ΔngazRT vient du travail de pression, et seuls les gaz ont un volume qui change de façon appréciable. Le volume des phases condensées est négligeable devant celui des gaz.
7.Donner une enthalpie de formation non nulle à un élément dans son état standard
2 points, et une table cherchée pour rien
Ce qu'il ne faut pas écrire
« ΔHf∘(O2) est petite mais non nulle, il faut la chercher dans la table. »
Ce qu'il faut écrire
« Elle vaut EXACTEMENT zéro par définition, pour tout élément dans son état standard : O2(g), N2(g), C(graphite), Br2(l), Hg(l). »
Pourquoi : L'enthalpie de formation mesure la formation d'un composé À PARTIR de ses éléments : pour un élément, il n'y a rien à former. Attention toutefois : C(diamant) et O3(g) ne sont PAS les états standard, et leur enthalpie n'est pas nulle.
8.Se tromper de signe sur le travail de pression
2 points, et un ΔU faux
Ce qu'il ne faut pas écrire
« Le gaz se détend, il fournit du travail, donc w=+PΔV. »
Ce qu'il faut écrire
« w=−PΔV : une détente donne ΔV>0, donc w<0, ce qui traduit bien que le système CÈDE du travail. »
Le gaz se détend et pousse le piston : ΔV>0, il CÈDE du travail, donc w=−PΔV est négatif.
Pourquoi : Toutes les grandeurs sont comptées du point de vue du système. Le signe moins n'est pas une convention arbitraire : il assure que w soit négatif quand le système travaille contre l'extérieur.
9.Mélanger les joules et les kilojoules dans un même bilan
3 points, et un facteur 1000
Ce qu'il ne faut pas écrire
« q=mcΔT=4,18×200×3,5=2926 kJ. »
Ce qu'il faut écrire
« c=4,18 J/(g·°C), donc q=2926 J =2,93 kJ. Les enthalpies de réaction, elles, sont tabulées en kJ/mol. »
Pourquoi : La chaleur massique est en joules, les enthalpies de formation en kilojoules par mole. Écrire l'unité à chaque ligne est la seule protection contre ce mélange, qui est le plus fréquent du chapitre.
10.Additionner des équations de Hess sans vérifier ce qui se simplifie
toute la question, 6 points
Ce qu'il ne faut pas écrire
« J'additionne les trois équations données et j'additionne les trois enthalpies, sans regarder si les espèces intermédiaires disparaissent. »
Ce qu'il faut écrire
« On ajuste d'abord les équations pour que TOUTES les espèces intermédiaires se simplifient, puis seulement on additionne les enthalpies ainsi ajustées. »
Les deux chemins partent du même état et arrivent au même état : leurs enthalpies sont donc rigoureusement égales. C'est tout le contenu de la loi de Hess, et ce qui autorise à inverser et à multiplier les équations.
Pourquoi : La somme des équations doit reproduire EXACTEMENT l'équation cible, ni plus ni moins. Une espèce qui subsiste des deux côtés avec des coefficients différents signale qu'un facteur est faux.
Quelle méthode choisir
Quelle méthode pour calculer une enthalpie de réaction
Les données fournies par l'énoncé
Si une table d'enthalpies standard de FORMATION → ΔH∘=∑nΔHf∘(produits)−∑nΔHf∘(reˊactifs)
Exemple : combustion du méthanol, −726 kJ/mol
Si plusieurs ÉQUATIONS avec leur enthalpie → loi de Hess : inverser, multiplier, additionner jusqu'à reproduire l'équation cible
Exemple : trois combustions pour obtenir une enthalpie de formation
Si une table d'ÉNERGIES DE LIAISON → ∑E(rompues)−∑E(formeˊes), en estimation seulement, et sur des espèces gazeuses
Exemple : estimation d'une réaction en phase gazeuse
Si une mesure de température dans un calorimètre → q=mcΔT+CcalΔT, puis qreˊaction=−qcalorimeˋtre, puis division par la quantité de matière
Exemple : une bombe donne ΔU, un gobelet donne ΔH
Si une enthalpie de réseau et une enthalpie d'hydratation → ΔHdissolution=Ereˊticulaire+ΔHhydratation, différence de deux grands nombres opposés
c'est pourquoi une dissolution peut être exothermique ou endothermique selon le sel
Si deux jeux de données sont fournis, l'énoncé attend presque toujours les deux calculs ET leur comparaison. L'écart entre une valeur calorimétrique et une valeur tabulée se commente, il ne se cache pas.
ΔU ou ΔH
Le dispositif décrit par l'énoncé
Si « bombe calorimétrique », « récipient rigide », « à volume constant » → la mesure donne ΔU; passer à ΔH par ΔH=ΔU+ΔngazRT
Exemple : combustion d'un aliment ou d'un carburant
Si « gobelet isolé », « à l'air libre », « à pression constante » → la mesure donne directement ΔH, aucune correction
Exemple : neutralisation acide-base, dissolution d'un sel
Si la réaction ne fait intervenir aucun gaz → Δngaz=0, donc ΔH=ΔU exactement
Exemple : précipitation en solution aqueuse
Si l'énoncé fournit une table d'enthalpies de formation → les valeurs sont des ΔH∘, donc à pression constante, à 25 °C
les comparer à une mesure faite en bombe exige la correction ΔngazRT
L'écart entre ΔU et ΔH dépasse rarement quelques kilojoules par mole. Il est pourtant exigé dès que l'énoncé demande explicitement l'un après avoir mesuré l'autre.
La rédaction attendue
Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.
Exploiter une mesure calorimétrique
Quand l'utiliser : L'énoncé donne une variation de température et demande une enthalpie ou une énergie interne de réaction.
1Écrire le bilan du CALORIMÈTRE : qcal=mcΔT+CcalΔT, en incluant tous les termes fournis.
2Passer à la réaction par le changement de signe, en écrivant explicitement qreˊaction=−qcal.
3Diviser par la quantité de matière réellement transformée pour obtenir une valeur MOLAIRE, avec son unité en kJ/mol.
4Identifier le dispositif : bombe rigide donne ΔU, calorimètre ouvert donne ΔH.
5Si nécessaire, corriger par ΔH=ΔU+ΔngazRT en ne comptant que les gaz.
6Conclure avec le signe interprété : exothermique si négatif, endothermique si positif.
Phrase de conclusion
« Le calorimètre a reçu q=CcalΔT=10,4×2,18=22,7 kJ, donc la réaction a cédé −22,7 kJ pour 1,00 g, soit ΔU=−726 kJ/mol; comme Δngaz=−0,5, ΔH=−728 kJ/mol. »
Le piège : Oublier de rapporter la valeur à une mole. Le résultat brut est en kilojoules pour l'échantillon brûlé, jamais en kilojoules par mole, et c'est la valeur molaire que la table permet de comparer.
Barème : Typiquement 2 points pour le bilan du calorimètre, 1 pour le changement de signe, 2 pour la valeur molaire, 2 pour la correction, 1 pour l'interprétation.
Rédiger une loi de Hess
Quand l'utiliser : L'énoncé fournit plusieurs équations avec leur enthalpie et demande l'enthalpie d'une équation cible.
1Écrire l'équation CIBLE en haut de la copie et repérer où doit se trouver chaque espèce, réactif ou produit.
2Pour chaque équation fournie, décider si elle doit être inversée et par quel facteur elle doit être multipliée, en le notant à côté.
3Réécrire les équations ainsi transformées les unes sous les autres, en changeant le signe de l'enthalpie de celles qui ont été inversées et en multipliant celles qui ont été multipliées.
4Additionner et VÉRIFIER que toutes les espèces intermédiaires se simplifient, en les barrant une à une.
5Additionner les enthalpies transformées et conclure.
Phrase de conclusion
« En inversant la deuxième équation, ce qui change le signe de son enthalpie, et en multipliant la troisième par deux, ce qui double la sienne, la somme reproduit exactement l'équation cible et donne ΔH=−726 kJ/mol. »
Le piège : Additionner les enthalpies avant d'avoir vérifié la simplification. Une espèce intermédiaire qui subsiste signale un facteur faux, et l'enthalpie calculée n'a alors plus aucun sens.
Vérifier avant de rendre
Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.
Le signe contre le sens physique
Une combustion, une neutralisation et la plupart des précipitations sont exothermiques : leur enthalpie doit être négative. Un résultat positif exige une explication.
Une combustion trouvée à +726 kJ/mol : le signe du bilan calorimétrique a été perdu.
La valeur molaire comparée à un ordre de grandeur connu
Une enthalpie de combustion d'un composé organique simple se compte en centaines de kilojoules par mole; une neutralisation vaut environ −57 kJ/mol.
Un ΔH=−22,7 kJ/mol pour une combustion : la division par la quantité de matière n'a pas été faite.
Les espèces intermédiaires barrées une à une
Dans un calcul de Hess, repasser sur la somme des équations et vérifier que chaque intermédiaire apparaît autant de fois à gauche qu'à droite.
Un CO(g) qui subsiste dans la somme finale : un des facteurs multiplicatifs est faux.
L'accord entre deux méthodes
Quand l'énoncé permet deux calculs, les comparer. Un écart de quelques pour cent est normal avec les énergies de liaison, un écart de plus de 10% signale une erreur.
Une valeur calorimétrique de −728 kJ/mol contre −726 kJ/mol par les enthalpies de formation : l'accord est excellent.
Les unités écrites à chaque ligne
Repasser sur le calcul et vérifier que les joules de la chaleur massique ont bien été convertis en kilojoules avant toute comparaison avec une table.
Un q=2926 annoncé en kilojoules alors que la chaleur massique était en joules par gramme.
L'exercice type décortiqué
La combustion du méthanol, par deux voies indépendantes
On brûle 1,00 g de méthanol CH3OH(l) dans une bombe calorimétrique de capacité thermique 10,4 kJ/°C. La température s'élève de 2,18 °C.
Déterminer l'énergie interne molaire de combustion, puis l'enthalpie molaire correspondante. Comparer ensuite à la valeur obtenue par les enthalpies standard de formation.
Données : M(CH3OH)=32,04 g/mol; ΔHf∘ en kJ/mol : CH3OH(l)=−238,7, CO2(g)=−393,5, H2O(l)=−285,8, O2(g)=0; R=8,314×10−3 kJ/(mol·K); T=298,15 K.
Un gramme de méthanol brûle dans la bombe rigide ; le thermomètre du bain d'eau monte de 2,18 °C.
Étape 1
Équation : CH3OH(l)+23O2(g)→CO2(g)+2H2O(l).
Pourquoi
Les états physiques sont écrits dès la première ligne : c'est d'eux que dépendront à la fois le décompte des gaz et le choix des enthalpies de formation dans la table.
Étape 2
Chaleur reçue par le calorimètre : qcal=CcalΔT=10,4×2,18=22,7 kJ. Donc qreˊaction=−22,7 kJ pour 1,00 g.
Pourquoi
Le changement de signe est écrit explicitement, sur sa propre ligne. C'est le seul moyen de ne pas propager une valeur positive dans une combustion, qui est exothermique par nature.
Étape 3
n=32,041,00=0,03121 mol, donc ΔU=0,03121−22,672=−726,4 kJ/mol.
Pourquoi
La division par la quantité de matière transforme une mesure d'échantillon en une grandeur molaire, la seule qui puisse être comparée à une table.
Étape 4
La bombe est RIGIDE, donc ΔV=0, w=0 et la mesure donne bien ΔU, pas ΔH.
Pourquoi
Cette phrase justifie l'étape suivante. Sans elle, la correction ΔngazRT apparaîtrait comme une formule appliquée au hasard.
Étape 5
Δngaz=1−1,5=−0,5 : seuls le dioxyde de carbone et le dioxygène comptent, le méthanol et l'eau étant liquides. Donc ΔH=ΔU+ΔngazRT=−726,4−0,5(8,314×10−3)(298,15)=−727,6 kJ/mol.
Pourquoi
Le décompte des gaz est l'endroit précis où les copies ajoutent les phases condensées. L'écrire espèce par espèce, avec son état, rend l'erreur impossible.
Étape 6
Par les enthalpies de formation : ΔH∘=[(−393,5)+2(−285,8)]−[(−238,7)+23(0)]=−965,1+238,7=−726,4 kJ/mol.
Pourquoi
L'ordre produits moins réactifs est l'inverse de celui des énergies de liaison : écrire les deux crochets séparément, avec leurs signes, évite de les intervertir.
Étape 7
Comparaison : −727,6 kJ/mol par calorimétrie contre −726,4 kJ/mol par les tables, soit un écart de 1,2 kJ/mol, c'est-à-dire 0,2%.
Pourquoi
Deux méthodes totalement indépendantes convergent : c'est la meilleure validation possible du calcul, et le commentaire de l'écart est presque toujours le dernier point du barème.
Étape 8
Vérification du signe : la combustion est exothermique, ΔH<0, et l'écart entre ΔU et ΔH est négatif puisque Δngaz l'est.
Pourquoi
Le sens de la correction se prévoit avant de la calculer : la réaction consomme plus de gaz qu'elle n'en produit, donc l'extérieur travaille sur le système, et l'enthalpie est plus négative que l'énergie interne.
Conclusion rédigée
« La combustion du méthanol libère 726 kJ par mole en énergie interne et 728 kJ par mole en enthalpie; la valeur calculée à partir des enthalpies standard de formation, −726,4 kJ/mol, confirme la mesure calorimétrique à 0,2% près. »
L'erreur classique sur cet exercice : Annoncer ΔH=+22,7 kJ. Le signe vient de la confusion entre le calorimètre, qui reçoit, et la réaction, qui cède; et l'absence de division par la quantité de matière rend en plus le résultat trente-deux fois trop petit.
À savoir par cœur
•q>0 si le système REÇOIT; une réaction exothermique a q<0.
•ΔH=ΔU+ΔngazRT, avec Δngaz compté sur les GAZ seuls.
•qreˊaction=−qcalorimeˋtre, et qcal=mcΔT+CcalΔT.
•Formation : produits MOINS réactifs. Liaisons : rompues MOINS formées. Les deux ordres sont inverses l'un de l'autre.
•ΔHf∘=0 pour un élément dans son ÉTAT STANDARD, et l'état physique est toujours à préciser.
•Hess : inverser change le signe, multiplier multiplie l'enthalpie.
Questions fréquentes
Pourquoi la chaleur d'une réaction exothermique est-elle négative si la température monte ?
Parce que le signe se compte du point de vue du système, c'est-à-dire de la réaction elle-même. La réaction cède de l'énergie, donc sa chaleur est négative. C'est le calorimètre qui la reçoit, et c'est lui dont la température monte. Les deux quantités sont opposées, ce qui s'écrit chaleur de la réaction égale moins chaleur du calorimètre.
Quelle différence entre l'énergie interne et l'enthalpie d'une réaction ?
L'énergie interne est ce qu'on mesure à volume constant, dans une bombe calorimétrique, où aucun travail n'est échangé. L'enthalpie est ce qu'on mesure à pression constante, dans un calorimètre ouvert, où le système peut se dilater. Les deux diffèrent du produit de la variation du nombre de moles de gaz par la constante des gaz et la température.
Dans quel ordre soustraire les énergies de liaison ?
Liaisons rompues moins liaisons formées. Rompre une liaison coûte de l'énergie, en former une en rapporte. C'est exactement l'ordre inverse de celui des enthalpies de formation, où l'on écrit produits moins réactifs, et c'est la source la plus fréquente d'inversion de signe dans ce chapitre.
Pourquoi l'enthalpie de formation d'un élément vaut-elle zéro ?
Parce qu'elle mesure l'énergie nécessaire pour former un composé à partir de ses éléments dans leur état standard. Pour un élément déjà dans cet état, il n'y a rien à former. Attention toutefois : seule la forme la plus stable compte, donc le carbone graphite et non le diamant, le dioxygène et non l'ozone.
Faut-il tenir compte de la capacité thermique du calorimètre ?
Oui, dès que l'énoncé la fournit. Le récipient, l'agitateur et le thermomètre absorbent eux aussi de la chaleur, et leur contribution s'ajoute à celle du contenu. L'oublier sous-estime systématiquement l'énergie libérée. Comme toujours, une donnée fournie et non utilisée signale un terme manquant.
Que peut-on modifier dans une équation quand on applique la loi de Hess ?
On peut l'inverser, ce qui change le signe de son enthalpie, et la multiplier par n'importe quel facteur, ce qui multiplie l'enthalpie par le même facteur. Il faut ensuite vérifier que la somme des équations reproduit exactement l'équation cible, toutes les espèces intermédiaires se simplifiant.
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Exercices corrigés : Thermochimie et premier principe
Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.
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