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La loi de Hess
Négatif
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Positif
Exothermique
Positif
Négatif
Négatif
Endothermique
 Complétez le tableau ci-dessous avec vos
données expérimentales.
 Quelle relation pouvez-vous observer entre
ces trois résultats expérimentaux ?
 Un mécanisme de réaction est une suite
chronologique d’étapes qui conduisent des
réactifs aux produits. Il se résume par une
équation globale de la réaction.
Équation 1 :
2 NO(g) → N2O2 (g) ΔH = +168 kJ
Équation 2 :
N2O2 (g)+ O2 (g)→ 2 NO2 (g) ΔH = -173 kJ
Équation globale :
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Étape limitante
 La loi de Hess stipule que, lorsqu’une
réaction est la somme algébrique de deux
ou plusieurs réactions, la chaleur de cette
réaction équivaut à la somme algébrique
des chaleurs des réactions qui ont servie à
établir cette somme.
La loi de Hess
1. Écrire l’équation globale balancée.
2. Choisir les équations pertinentes.
3. Réorganiser les équations en les inversant ou en
les multipliant.
4. Additionner les équations ainsi que les chaleurs
qui leur son associées.
5. Convertir la valeur obtenue selon les exigences
du problème à résoudre.
Équation générale :
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ?
Demi-réactions :
C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H = -110,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
Équation générale :
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ?
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Chimie loi de hess

  • 1. La loi de Hess
  • 4.  Complétez le tableau ci-dessous avec vos données expérimentales.  Quelle relation pouvez-vous observer entre ces trois résultats expérimentaux ?
  • 5.  Un mécanisme de réaction est une suite chronologique d’étapes qui conduisent des réactifs aux produits. Il se résume par une équation globale de la réaction.
  • 6. Équation 1 : 2 NO(g) → N2O2 (g) ΔH = +168 kJ Équation 2 : N2O2 (g)+ O2 (g)→ 2 NO2 (g) ΔH = -173 kJ Équation globale : 2 NO(g)+ O2 (g)→ 2 NO2 (g) ΔH = -5 kJ
  • 8.  La loi de Hess stipule que, lorsqu’une réaction est la somme algébrique de deux ou plusieurs réactions, la chaleur de cette réaction équivaut à la somme algébrique des chaleurs des réactions qui ont servie à établir cette somme.
  • 9. La loi de Hess 1. Écrire l’équation globale balancée. 2. Choisir les équations pertinentes. 3. Réorganiser les équations en les inversant ou en les multipliant. 4. Additionner les équations ainsi que les chaleurs qui leur son associées. 5. Convertir la valeur obtenue selon les exigences du problème à résoudre.
  • 10. Équation générale : CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? Demi-réactions : C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H = -110,5 kJ C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
  • 11. Équation générale : CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? Demi-réactions : C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ∆H = -110,5 kJ CO(g) → C(s) + ½ O2(g) ∆H = 110,5 kJ
  • 12. Équation générale : CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? Demi-réactions : CO(g) → C(s) + ½ O2(g) ∆H = 110,5 kJ C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -393,5 kJ
  • 13. Équation générale : CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? Demi-réactions : CO(g) + C(s) + O2(g) → CO2(g) + C(s) + ½ O2(g) ∆H = 110,5 kJ + -393,5 kJ
  • 14. Équation générale : CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? Demi-réactions : CO(g) + C(s) + O2(g) → CO2(g) + C(s) + ½ O2(g) ∆H = 110,5 kJ + -393,5 kJ
  • 15. Équation générale : CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ∆H = ? Demi-réactions : CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ∆H = -283 kJ
  • 17.  Exercices :  Page 223 #1  Page 224 #2-3