Les lois de la thermochimie

Les équations thermochimiques sont comme les autres équations équilibrées, sauf qu'elles spécifient également le flux de chaleur pour la réaction. Le flux de chaleur est répertorié à droite de l'équation à l'aide du symbole ΔH. Les unités les plus courantes sont les kilojoules, kJ. Voici deux équations thermochimiques:

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ

HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (g); ΔH = +90,7 kJ

Écriture d'équations thermochimiques

Lorsque vous écrivez des équations thermochimiques, assurez-vous de garder à l'esprit les points suivants:

1. Les coefficients se réfèrent au nombre de moles. Ainsi, pour la première équation, -282,8 kJ est le ΔH lorsque 1 mole de H₂O (l) est formé de 1 mol H₂ (g) et ½ mol O₂.
2. L'enthalpie change pour un changement de phase, donc l'enthalpie d'une substance dépend s'il s'agit d'un solide, d'un liquide ou d'un gaz. Veillez à spécifier la phase des réactifs et des produits à l'aide de (s), (l) ou (g) ​​et assurez-vous de rechercher le ΔH correct à partir des tables de chaleur de formation. Le symbole (aq) est utilisé pour les espèces dans une solution aqueuse (aqueuse).
3. L'enthalpie d'une substance dépend de la température. Idéalement, vous devez spécifier la température à laquelle une réaction est effectuée. Lorsque vous regardez un tableau des chaleurs de formation, notez que la température du ΔH est donnée. Pour les problèmes de devoirs et sauf indication contraire, la température est supposée être de 25 ° C. Dans le monde réel, la température peut être différente et les calculs thermochimiques peuvent être plus difficiles.

Propriétés des équations thermochimiques

Certaines lois ou règles s'appliquent lors de l'utilisation d'équations thermochimiques:

1. ΔH est directement proportionnelle à la quantité d'une substance qui réagit ou est produite par une réaction. L'enthalpie est directement proportionnelle à la masse. Par conséquent, si vous doublez les coefficients dans une équation, la valeur de ΔH est multipliée par deux. Par exemple:
   1. H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l); ΔH = -285,8 kJ
   2. 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (l); ΔH = -571,6 kJ
2. ΔH pour une réaction est de magnitude égale mais de signe opposé à ΔH pour la réaction inverse. Par exemple:
   1. HgO (s) → Hg (l) + ½ O₂ (g); ΔH = +90,7 kJ
   2. Hg (l) + ½ O₂ (l) → HgO (s); ΔH = -90,7 kJ
   3. Cette loi est couramment appliquée aux changements de phase, bien qu'elle soit vraie lorsque vous inversez toute réaction thermochimique.
3. ΔH est indépendant du nombre d'étapes impliquées. Cette règle est appelée Loi de Hess. Il indique que ΔH pour une réaction est la même, qu'elle se produise en une étape ou en une série d'étapes. Une autre façon de voir les choses est de se rappeler que ΔH est une propriété d'état, donc elle doit être indépendante du chemin d'une réaction.
   1. Si Réaction (1) + Réaction (2) = Réaction (3), alors ΔH₃ = ΔH₁ + ΔH₂