Bonjour à tous,
Pour le calcule des enthalpies standards de réaction ∆H on a fait en cours que c'est L'energie de liaison des PRODUITS- ceux des REACTIFS
mais si je prends cet exemple et dans beaucoup d'autre on fait le contraire :
H2 (g) + Cℓ2 (g) ----> 2 HCℓ (g)
∆Hr = ∆H(H–H) + ∆H(Cℓ–Cℓ) + 2 (–∆H0(H–Cℓ))
Du coup je ne sais plus quoi faire
Merci
Ta première phrase est incorrecte. Il faut remplacer le terme "énergie de liaison" par le terme "enthalpie de formation", Cela devrait donner :
L'enthalpie standard de réaction ∆H est la somme des enthalpies de formation des PRODUITS moins celle des REACTIFS
Bonjour,
Donc le produit HCL vu qu'il est composé de H2 et Cl2 sont enthalpie de formation ∆H(H–H) + ∆H(Cℓ–Cℓ) pareil pour les reactifs ?
La réaction de formation d'un composé est la formation à partir des corps simples stables. L'enthalpie réactionnelle d'une réaction est enthalpie de formation des produits - enthalpie de formation des réactifs.
L'enthalpie de liaison est l'enthalpie de rupture de la liaison. l'enthalpie réactionnelle d'une réaction est enthalpie des liaisons des réactifs - enthalpie des liaisons des produits.
Bonjour,
Il y a deux façons classiques pour déterminer une enthalpie de réaction.
1/ Utilisation de la loi de Hess (proposée par Moco) qui met en jeu les enthalpies de formation
2/ Utilisation des énergies de liaisons. On utilise une sorte de cycle de Born-haber mettant en jeu la "destruction" des liaisons, puis la création de nouvelles liaisons. (comme dans ton exemple et comme reprécisé par Jeanne08)
Bref, il faut connaître les deux façons (on peut même utiliser les deux en même temps dans certains problèmes)
Tu vas les trouver dans ton cours (enfin, j'imagine, sinon )
PS: ∆H(H–H) c'est l'énergie libérée par la destruction de la liaison H-H, donc H-H -> 2H(g)
