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F I C H E 6 – E n t h a l p i e s t a n d a r d
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Conséquence : L’enthalpie standard de formation des corps simples
dans leur état standard de référence à la température T est nulle quelque
soit T.
Exemple
C (s) + 2H 2(g) +
1
2
O 2(g) −→ CH 3 OH (g)
f H
0
(CH 3 OH (g) ) = −201 kJ·mol
−1 .
III Enthalpie standard de réaction
• Expression en fonction des enthalpies de formation
Soit la réaction d’équation-bilan à T où tous les corps sont dans leur état standard en
formant un système chimique fermé (pas d’échange de matière avec le milieu extérieur
au système) :
de référence à T et p
0
Éléments état standard
α ’ 1 ∆ f H
0 (P 1 ) +
α ’ 2 ∆ f H
0 (P 2 ) +
…
α 1 ∆ f H
0 (R 1 ) +
α 2 ∆ f H
0 (R 2 ) +
…
∆ r H
0
α 1 R 1 + α 2 R 2 + …
α’ 1 P 1 + α’ 2 P 2 + …
À T, l’enthalpie standard, notée r H
0 , de la réaction peut se calculer à l’aide des
enthalpies standard de formation pour obtenir la loi de Hess :
r H
0
=
(α
1 f H
0
(P 1 ) + . . .) − (α 1 f H
0
(R 1 ) + . . .)
• Si r H
0
> 0 : la réaction est endothermique (chaleur reçue par le système).
• Si r H
0
< 0 : la réaction est exothermique (chaleur cédée par le système).
• Si r H
0
≈ 0 : la réaction est athermique.
La valeur de r H
0 ne dépend que de T. Elle est liée à la chaleur de réaction à pression constante (cf. fiche 8).
Remarque : il est d’usage d’attribuer le nom de la réaction à l’enthalpie standard de réaction de la réaction (on parle d’enthalpie standard de
combustion...).