Thermochimie : guide d’étude

Idées clés

La thermochimie suit la chaleur échangée lors des transformations chimiques et physiques. La variation d’enthalpie ΔH est négative pour les réactions exothermiques, qui libèrent de la chaleur, et positive pour les endothermiques.

• La chaleur pour changer la température est q = mcΔT. L’eau a c = 4,18 J/(g·°C).
• Loi de Hess : la variation d’enthalpie d’une réaction est la même en une étape ou en plusieurs, donc on peut additionner les équations et leurs ΔH.
• Avec les enthalpies de formation, ΔH°_rxn = ΣΔH°f(produits) − ΣΔH°f(réactifs), les corps simples dans leur état standard valant zéro.
• Avec les enthalpies de liaison, ΔH ≈ énergie pour rompre les liaisons des réactifs moins énergie libérée par la formation des liaisons des produits.

Équations clés

• q = mcΔT
• ΔH°_rxn = ΣΔH°f(products) − ΣΔH°f(reactants)
• ΔH ≈ Σ bonds broken − Σ bonds formed
• q = mL (phase change)

Exemple résolu

Combustion du méthane : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O(l). Avec ΔH°f de −74,8 pour CH₄, −393,5 pour CO₂ et −285,8 kJ/mol pour H₂O(l) : ΔH°_rxn = [−393,5 + 2(−285,8)] − (−74,8) = −890,3 kJ par mole de méthane. Dans un calorimètre, 100,0 g d’eau passant de 20,0 °C à 25,0 °C absorbent q = 100,0 × 4,18 × 5,0 = 2090 J.

Erreurs fréquentes

• Oublier de multiplier ΔH°f par le coefficient stœchiométrique.
• Inverser l’ordre produits moins réactifs, ce qui change le signe de ΔH.
• Utiliser ΔH pour une mole de réaction sans le mettre à l’échelle quand l’équation est doublée ou inversée.

Pratique

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