La loi de Hess

La loi de Hess
et ses applications
Mais qui est
donc ce
monsieur Hess
?
Euh !
???
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.
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.
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.
Trouver la chaleur molaire (Δ H) de formation
de H2SO4 (l) selon l’équation suivante:
S (s) + H2 (g) + 2 02 (g)  H2SO4 (l)
(1)
À partir des trois équations connues suivantes:
SO3 (g) + H20 (l)  H2SO4 (l)
(2)
S (s) + 3/2 O2 (g)  SO3 (g)
(3)
H2 (g) + 1/2 02 (g)  H2O (l)
(4) ΔH = -286 kJ/mol
ΔH = -80 kJ/mol
ΔH = -395 kJ/mol
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 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;
Maintenant, on doit…
3) simplifier (éliminer) les espèces chimiques semblables
situées de part et d’autre du trait rouge (entre les réactifs
et les produits);
4) 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.
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) + 2 02 (g)  H2SO4 (l) (1) ΔH = -761 kJ/mol
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)
C(s) + 2H2 (g) + ½ O2 (g)  CH3OH (l) (3)
C (s) + O2 (g)  CO2 (g)
ΔH = -286 kJ/mol
ΔH = -239 kJ/mol
(4) ΔH = -394 kJ/mol