iD
Fiche 79
Les applications de la loi de Hess
Nous allons présenter un autre aspect de la loi de Hess permettant de calculer l’enthalpie
standard d’une réaction chimique, non pas à partir des corps simples, mais à partir de
l’enthalpie standard d ’autres réactions chimiques.
1. La combinaison de plusieurs réactions
Nous pouvons généraliser la loi de Hess en faisant intervenir, non plus les enthalpies
de formation des composés constituant les deux membres de l’équation chimique, mais
les enthalpies standard connues de plusieurs réactions, telles que leur combinaison part
des réactifs de la réaction considérée pour aboutir à ses produits. C ’est toujours l’action
de la propriété fondamentale des fonctions d’état, l’indépendance par rapport au trajet
réactionnel (nature et nombre des réactions intermédiaires) et la dépendance uniquement
des états initial et final, qui va s’appliquer.
Ainsi, quand une réaction chimique peut s’écrire comme une combinaison linéaire de
plusieurs réactions, l’enthalpie standard de cette réaction s’exprime par une combinaison
linéaire, avec les coefficients pertinents, des enthalpies standard des différentes réactions
chimiques (a, étant positif ou négatif) :
A ^//” (réaction ) = ^ a . A (ré a c tio n /)
■ a
O
c
ГЗ
Q
Ю
t H
O
f N J
(y )
XI
ai
> -
Q .
O
U
Calculons l’enthalpie de la réaction chimique d’hydrogénation du benzène :
C,H,(l) + 3H ,(g)^C ,H ,2(g)
(1)
Nous pouvons partir des réactions de combustion des réactifs et du produit de cette réaction :
C,H, (1) + 15/2 O2 (g) ^ 6CO2 (g) + 3H,0 (1)
(réac. 1) = - 3 270 kJ • moL' (2)
H, (g) + V2O2 (g) ^ H,0 (1) А^Я°9з^ (réac. 2) = - 285,8 kJ • moL
(3)
C,H,2 (1) + 9O2 (g) ^ 6CO2 (g) + 6H,0 (1) A/ZÎ’ gg^ (réac. 3) = - 3 923 kJ • moL'
(4)
Et, en combinant les trois réactions ainsi, (2) + 3 x (3) - (4) = ( 1 ), nous retrouvons la réaction
d’hydrogénation avec les coefficients stoechiométriques. 11 vient donc pour l’enthalpie de
la réaction d’hydrogénation ;
^ r ^ 298K (réac. 1) = A^//°98k (réac. 2) + 3 x A^/ZÎg^^ (réac. 3) -
(réac. 4)
= - 3 270 + 3 X (- 285,8) - (- 3 923)
= _ 204,4 kJ • mol-'
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Fiche 79
Les applications de la loi de Hess
Nous allons présenter un autre aspect de la loi de Hess permettant de calculer l’enthalpie
standard d’une réaction chimique, non pas à partir des corps simples, mais à partir de
l’enthalpie standard d ’autres réactions chimiques.
1. La combinaison de plusieurs réactions
Nous pouvons généraliser la loi de Hess en faisant intervenir, non plus les enthalpies
de formation des composés constituant les deux membres de l’équation chimique, mais
les enthalpies standard connues de plusieurs réactions, telles que leur combinaison part
des réactifs de la réaction considérée pour aboutir à ses produits. C ’est toujours l’action
de la propriété fondamentale des fonctions d’état, l’indépendance par rapport au trajet
réactionnel (nature et nombre des réactions intermédiaires) et la dépendance uniquement
des états initial et final, qui va s’appliquer.
Ainsi, quand une réaction chimique peut s’écrire comme une combinaison linéaire de
plusieurs réactions, l’enthalpie standard de cette réaction s’exprime par une combinaison
linéaire, avec les coefficients pertinents, des enthalpies standard des différentes réactions
chimiques (a, étant positif ou négatif) :
A ^//” (réaction ) = ^ a . A (ré a c tio n /)
■ a
O
c
ГЗ
Q
Ю
t H
O
f N J
(y )
XI
ai
> -
Q .
O
U
Calculons l’enthalpie de la réaction chimique d’hydrogénation du benzène :
C,H,(l) + 3H ,(g)^C ,H ,2(g)
(1)
Nous pouvons partir des réactions de combustion des réactifs et du produit de cette réaction :
C,H, (1) + 15/2 O2 (g) ^ 6CO2 (g) + 3H,0 (1)
(réac. 1) = - 3 270 kJ • moL' (2)
H, (g) + V2O2 (g) ^ H,0 (1) А^Я°9з^ (réac. 2) = - 285,8 kJ • moL
(3)
C,H,2 (1) + 9O2 (g) ^ 6CO2 (g) + 6H,0 (1) A/ZÎ’ gg^ (réac. 3) = - 3 923 kJ • moL'
(4)
Et, en combinant les trois réactions ainsi, (2) + 3 x (3) - (4) = ( 1 ), nous retrouvons la réaction
d’hydrogénation avec les coefficients stoechiométriques. 11 vient donc pour l’enthalpie de
la réaction d’hydrogénation ;
^ r ^ 298K (réac. 1) = A^//°98k (réac. 2) + 3 x A^/ZÎg^^ (réac. 3) -
(réac. 4)
= - 3 270 + 3 X (- 285,8) - (- 3 923)
= _ 204,4 kJ • mol-'
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