Calcul de la Variation d’Enthalpie

Exercice : Calcul de la Variation d’Enthalpie

Calcul de la Variation d’Enthalpie d'une Réaction

Contexte : La ThermochimieLa branche de la thermodynamique qui étudie les transferts de chaleur associés aux réactions chimiques..

Cet exercice vous guidera dans le calcul de la variation d'enthalpie standard pour la combustion du méthane, une réaction fondamentale en thermochimie et une source d'énergie majeure. Vous utiliserez la Loi de HessPrincipe selon lequel la variation totale d'enthalpie pour une réaction ne dépend que de l'état initial et final, pas du chemin parcouru. et les enthalpies standard de formationVariation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps purs simples dans leur état standard. pour déterminer la chaleur générée par cette réaction.

Remarque Pédagogique : Cet exercice est essentiel pour comprendre comment prédire quantitativement l'énergie libérée ou absorbée par une réaction chimique, une compétence clé en chimie, en ingénierie des procédés et dans les sciences de l'environnement.

Objectifs Pédagogiques

Savoir écrire et équilibrer une équation de combustion.
Comprendre et utiliser le concept d'enthalpie standard de formation.
Appliquer la Loi de Hess pour calculer une enthalpie de réaction.
Différencier une réaction exothermique d'une réaction endothermique sur la base du signe de $\Delta H^\circ$.

Données de l'étude

L'étude porte sur la combustion complète du méthane ($CH_4$), principal constituant du gaz naturel, dans des conditions standards (298 K et 1 bar).

Fiche Technique

Caractéristique	Valeur
Réaction étudiée	Combustion du méthane ($CH_4$)
Conditions opératoires	Standard (298 K, 1 bar)
Objectif principal	Calculer $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$

Diagramme Énergétique de la Réaction

Composé Chimique	Formule	$\Delta H_f^\circ$ (kJ/mol)
Méthane (gaz)	$CH_4$	-74.8
Dioxygène (gaz)	$O_2$	0
Dioxyde de carbone (gaz)	$CO_2$	-393.5
Eau (liquide)	$H_2O$	-285.8

Questions à traiter

Écrire et équilibrer l'équation de la réaction de combustion complète du méthane ($CH_4$) gazeux.
Calculer la variation d'enthalpie standard ($\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$) pour cette réaction, en kJ/mol.
Cette réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Justifiez votre réponse.
Calculer la quantité de chaleur (en kJ) libérée par la combustion de 10 grammes de méthane (Masse molaire du C : 12 g/mol, H : 1 g/mol).

Les bases de la Thermochimie

Pour résoudre cet exercice, deux concepts fondamentaux de la thermochimie sont nécessaires : l'enthalpie standard de formation et la Loi de Hess.

1. Enthalpie Standard de Formation ($\Delta H_f^\circ$)
C'est la variation d'enthalpie associée à la formation d'une mole d'un composé à partir de ses éléments constitutifs (corps purs simples) dans leur état standard le plus stable (généralement à 298 K et 1 bar). Par convention, $\Delta H_f^\circ$ des corps purs simples (comme $O_2(\text{g})$, $C(\text{graphite})$, $H_2(\text{g})$) est nulle.

2. Loi de Hess
Cette loi stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction globale est la même, que la réaction se fasse en une seule étape ou en plusieurs étapes. Elle permet de calculer l'enthalpie d'une réaction ($\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$) en utilisant les enthalpies de formation des réactifs et des produits selon la formule : \[ \Delta H_{\text{réaction}}^\circ = \sum n_p \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum n_r \Delta H_f^\circ(\text{réactifs}) \] Où $n_p$ et $n_r$ sont les coefficients stœchiométriques des produits et des réactifs.

Correction : Calcul de la Variation d’Enthalpie d'une Réaction

Question 1 : Écrire et équilibrer l'équation de la combustion

Principe

La combustion complète d'un composé organique (contenant C et H) en présence de dioxygène ($O_2$) produit toujours du dioxyde de carbone ($CO_2$) et de l'eau ($H_2O$). L'équilibrage consiste à assurer la conservation de la matière, c'est-à-dire avoir le même nombre d'atomes de chaque élément avant et après la réaction.

Mini-Cours

La stœchiométrie est l'étude des proportions quantitatives dans lesquelles les corps chimiques réagissent. Équilibrer une équation, c'est ajuster les coefficients stœchiométriques (les nombres placés devant les formules chimiques) pour respecter la loi de conservation de la masse d'Antoine Lavoisier : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme."

Remarque Pédagogique

Pour équilibrer une réaction de combustion d'hydrocarbure, il est conseillé de suivre un ordre précis : commencez par équilibrer les atomes de Carbone (C), puis les atomes d'Hydrogène (H), et terminez par les atomes d'Oxygène (O), car ces derniers apparaissent souvent dans plusieurs molécules.

Normes

L'écriture des équations chimiques suit les conventions de l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA), qui préconise d'indiquer l'état physique de chaque espèce (g pour gaz, l pour liquide, s pour solide, aq pour aqueux) et d'utiliser les plus petits coefficients entiers possibles.

Formule(s)

Il n'y a pas de formule mathématique, mais un principe général pour la combustion complète d'un hydrocarbure de forme $C_xH_y$ :

C_xH_y + (x + \frac{y}{4})O_2 \longrightarrow xCO_2 + \frac{y}{2}H_2O

Hypothèses

Nous faisons l'hypothèse que la combustion est complète, c'est-à-dire que tout le carbone est transformé en $CO_2$ et tout l'hydrogène en $H_2O$. Une combustion incomplète produirait aussi du monoxyde de carbone ($CO$) ou du carbone suie ($C$).

Donnée(s)

Les données sont les espèces chimiques impliquées.

Réactifs : Méthane ($CH_4$), Dioxygène ($O_2$)
Produits : Dioxyde de carbone ($CO_2$), Eau ($H_2O$)

Astuces

Si en équilibrant l'oxygène vous tombez sur un coefficient fractionnaire (ex: 5/2), ne paniquez pas. Laissez-le temporairement, puis multipliez tous les coefficients de l'équation par le dénominateur (dans ce cas, 2) pour obtenir des nombres entiers.

Schéma (Avant les calculs)

Représentation des réactifs (non équilibré)

Calcul(s)

Équation de départ

CH_4(\text{g}) + O_2(\text{g}) \longrightarrow CO_2(\text{g}) + H_2O(\text{l})

On ajuste les coefficients stœchiométriques pour avoir le même nombre de chaque type d'atome des deux côtés.

Carbone (C) : 1 atome à gauche, 1 à droite. C'est équilibré.
Hydrogène (H) : 4 atomes à gauche, 2 à droite. On place un coefficient 2 devant $H_2O$.
Oxygène (O) : 2 atomes à gauche, mais maintenant 2 (dans $CO_2$) + 2 (dans $2H_2O$) = 4 à droite. On place un coefficient 2 devant $O_2$.

Schéma (Après les calculs)

Représentation de l'équation équilibrée

Réflexions

L'équation équilibrée nous informe sur les proportions molaires de la réaction : 1 mole de méthane réagit avec 2 moles de dioxygène pour produire 1 mole de dioxyde de carbone et 2 moles d'eau.

Points de vigilance

Vérifiez toujours l'état physique des produits, en particulier de l'eau. Dans les conditions standards, l'eau est liquide ($H_2O(\text{l})$), ce qui a une incidence directe sur la valeur de l'enthalpie de réaction car $\Delta H_f^\circ$ de l'eau liquide est différent de celui de l'eau gazeuse.

Points à retenir

Retenez l'ordre d'équilibrage C -> H -> O pour les combustions et le principe de conservation de la masse qui est le fondement de cet exercice.

Le saviez-vous ?

La combustion du méthane est une réaction clé dans le réchauffement climatique. Bien que le $CO_2$ soit le produit, le méthane ($CH_4$) lui-même est un gaz à effet de serre environ 25 fois plus puissant que le $CO_2$ sur une période de 100 ans.

FAQ

Pourquoi la combustion produit-elle du $CO_2$ et de l'$H_2O$ ?

Ce sont les oxydes les plus stables du carbone et de l'hydrogène. La réaction tend à former les produits les plus stables thermodynamiquement, libérant ainsi un maximum d'énergie.

Résultat Final

L'équation équilibrée de la réaction est : $CH_4(\text{g}) + 2O_2(\text{g}) \longrightarrow CO_2(\text{g}) + 2H_2O(\text{l})$

A vous de jouer

Équilibrez la combustion complète de l'éthane ($C_2H_6(\text{g})$). Quelle est la somme de tous les coefficients stœchiométriques (réactifs et produits) ?

Question 2 : Calculer la variation d'enthalpie standard ($\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$)

Principe

On applique directement la Loi de Hess qui postule que la variation d'enthalpie d'une réaction ne dépend que de l'état initial (réactifs) et de l'état final (produits). On peut donc la calculer en combinant les enthalpies de formation de chaque composé.

Mini-Cours

L'enthalpie ($H$) est une mesure de l'énergie totale d'un système. On ne peut pas mesurer $H$ directement, mais on peut mesurer sa variation, $\Delta H$. Dans une réaction chimique, $\Delta H$ représente la chaleur échangée à pression constante. La Loi de Hess est une conséquence du fait que l'enthalpie est une fonction d'état.

Remarque Pédagogique

Soyez très méthodique. Listez clairement les produits avec leurs coefficients et les réactifs avec les leurs. Faites attention aux signes négatifs dans les données et dans la formule elle-même. Une double négation devient une addition !

Normes

Le symbole "$\circ$" indique les conditions standards définies par l'UICPA : une pression de 1 bar (ou 100 kPa) et une température spécifiée, généralement 298.15 K (25 °C). Toutes les enthalpies de formation tabulées se réfèrent à ces conditions.

Formule(s)

Formule de la Loi de Hess

\Delta H_{\text{réaction}}^\circ = \sum n_p \Delta H_f^\circ(\text{produits}) - \sum n_r \Delta H_f^\circ(\text{réactifs})

Hypothèses

On suppose que la réaction se déroule intégralement selon la stœchiométrie de l'équation et que les valeurs d'enthalpie de formation fournies sont exactes pour les conditions de la réaction.

Donnée(s)

On reprend les valeurs du tableau de l'énoncé.

Composé	$\Delta H_f^\circ$ (kJ/mol)
$CH_4(\text{g})$	-74.8
$O_2(\text{g})$	0
$CO_2(\text{g})$	-393.5
$H_2O(\text{l})$	-285.8

Astuces

N'oubliez jamais que l'enthalpie de formation d'un corps pur simple dans son état standard (comme $O_2(\text{g})$, $N_2(\text{g})$, $C(\text{graphite})$) est nulle. Cela simplifie souvent le calcul du côté des réactifs.

Schéma (Avant les calculs)

Concept du Cycle de Hess

Ce schéma illustre le principe : le chemin direct (en rouge) de la réaction a la même variation d'enthalpie que le chemin indirect passant par la décomposition des réactifs en corps simples (vers le bas) puis la formation des produits à partir de ces mêmes corps simples (vers le haut).

Calcul(s)

On applique la formule de Hess en substituant les valeurs et en détaillant chaque étape du calcul dans un seul bloc pour une meilleure lisibilité.

\begin{aligned} \Delta H_{\text{réaction}}^\circ &= [1 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{CO}_2, \text{g}) + 2 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{H}_2\text{O}, \text{l})] - [1 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{CH}_4, \text{g}) + 2 \cdot \Delta H_f^\circ(\text{O}_2, \text{g})] \\ &= [-393.5 + 2(-285.8)] - [-74.8 + 2(0)] \\ &= [-393.5 - 571.6] - [-74.8] \\ &= [-965.1] - [-74.8] \\ &= -965.1 + 74.8 \\ &= -890.3 \; \text{kJ/mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Diagramme d'Enthalpie

Le diagramme montre que le niveau d'énergie des produits est bien plus bas que celui des réactifs, la différence correspondant à l'énergie libérée.

Réflexions

Le résultat, -890.3 kJ/mol, est une valeur négative et importante. Cela signifie que pour chaque mole de méthane (environ 16 grammes) qui brûle, une quantité considérable d'énergie est libérée dans l'environnement. C'est cette libération d'énergie qui fait du gaz naturel un excellent combustible pour le chauffage ou la production d'électricité.

Points de vigilance

La principale source d'erreur est la gestion des signes et des coefficients stœchiométriques. N'oubliez pas le signe "moins" devant la somme des enthalpies des réactifs. Une autre erreur courante est d'oublier de multiplier l'enthalpie de formation par son coefficient dans l'équation équilibrée.

Points à retenir

La maîtrise de la formule de la loi de Hess est primordiale : $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ = \Sigma (\text{Produits}) - \Sigma (\text{Réactifs})$. Retenez également la convention $\Delta H_f^\circ = 0$ pour les corps purs simples.

Le saviez-vous ?

Germain Hess, qui a formulé cette loi en 1840, était un chimiste et médecin suisse-russe. Sa loi a été publiée avant la formulation du premier principe de la thermodynamique (conservation de l'énergie), dont elle est une conséquence directe.

FAQ

Que se passerait-il si l'eau était produite à l'état gazeux ?

L'enthalpie de formation de l'eau gazeuse est de -241.8 kJ/mol. Le $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$ serait moins négatif car une partie de l'énergie serait utilisée pour vaporiser l'eau. Le calcul donnerait : $[-393.5 + 2(-241.8)] - [-74.8] = -802.3 \text{ kJ/mol}$.

Résultat Final

La variation d'enthalpie standard de la combustion d'une mole de méthane est de -890.3 kJ/mol.

A vous de jouer

Calculez l'enthalpie standard de formation de l'éthane ($C_2H_6(\text{g})$) sachant que sa combustion libère 1560 kJ/mol. ($\Delta H_{\text{réaction}}^\circ = -1560$ kJ/mol)

Question 3 : Déterminer si la réaction est exothermique ou endothermique

Principe

La nature thermique d'une réaction est déterminée par le signe de sa variation d'enthalpie $\Delta H$. Un signe négatif indique une perte d'énergie par le système, tandis qu'un signe positif indique un gain d'énergie.

Mini-Cours

Si $\Delta H < 0$ : Le niveau d'énergie des produits est inférieur à celui des réactifs. L'excédent d'énergie est libéré. La réaction est dite exothermique.
Si $\Delta H > 0$ : Le niveau d'énergie des produits est supérieur à celui des réactifs. De l'énergie doit être fournie. La réaction est dite endothermique.

Remarque Pédagogique

Pensez à "exo-" comme dans "extérieur" ou "sortie" (exit en anglais) : l'énergie sort du système. Pensez à "endo-" comme "intérieur" : l'énergie entre dans le système.

Normes

La convention de signe pour $\Delta H$ est universelle en chimie et en physique. Un $\Delta H$ négatif signifie toujours une libération d'énergie du point de vue du système.

Formule(s)

Ce n'est pas une formule de calcul, mais une règle de décision :

Si $\Delta H < 0 \Rightarrow \text{Exothermique}$

Si $\Delta H > 0 \Rightarrow \text{Endothermique}$

Hypothèses

On suppose que le calcul de $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$ de la question précédente est correct.

Donnée(s)

Donnée de la variation d'enthalpie

\Delta H_{\text{réaction}}^\circ = -890.3 \; \text{kJ/mol}

Astuces

Toutes les réactions de combustion sont des réactions fortement exothermiques. Si vous calculez un $\Delta H$ positif pour une combustion, il y a de fortes chances qu'une erreur de signe se soit glissée dans votre calcul !

Schéma (Avant les calculs)

Profils énergétiques possibles

Schéma (Après les calculs)

Confirmation du profil exothermique

Le calcul de $\Delta H$ étant négatif, le profil énergétique de la réaction correspond bien au cas exothermique.

Réflexions

Nous avons calculé à la question précédente que $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ = -890.3$ kJ/mol. Comme la valeur est négative, le système chimique (les molécules) a perdu de l'énergie, qui a été transférée au milieu extérieur sous forme de chaleur.

Points de vigilance

Ne confondez pas le signe de $\Delta H$ avec le concept de "chaleur libérée". La chaleur libérée est une quantité, donc toujours positive. Si $\Delta H = -890.3$ kJ, cela signifie que la chaleur libérée est de 890.3 kJ.

Points à retenir

L'association cruciale à mémoriser : Négatif = Exothermique = Libère de la chaleur. et Positif = Endothermique = Absorbe de la chaleur.

Le saviez-vous ?

Les compresses froides instantanées utilisées par les sportifs sont un excellent exemple de réaction endothermique. Lorsqu'on la percute, la poche interne d'eau se rompt et se mélange avec du nitrate d'ammonium, provoquant une dissolution qui absorbe la chaleur et refroidit la compresse.

FAQ

Toutes les réactions spontanées sont-elles exothermiques ?

Non. Une réaction peut être spontanée et endothermique si l'augmentation de l'entropie (le désordre) du système est suffisamment grande pour compenser l'absorption d'énergie. C'est le cas de la dissolution du sel dans l'eau, par exemple.

Résultat Final

La réaction est exothermique car sa variation d'enthalpie $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$ est négative.

A vous de jouer

La fusion de la glace ($H_2O(\text{s}) \rightarrow H_2O(\text{l})$) a un $\Delta H = +6.01 \text{ kJ/mol}$. Ce processus est-il exothermique ou endothermique ?

Question 4 : Calculer la chaleur libérée pour 10 g de méthane

Principe

La variation d'enthalpie calculée est une quantité molaire (en kJ/mol). Pour trouver la chaleur associée à une masse spécifique, il faut convertir cette masse en nombre de moles. La chaleur est ensuite proportionnelle à cette quantité de matière.

Mini-Cours

La mole est l'unité de quantité de matière du Système International. La masse molaire (M) d'un composé, exprimée en g/mol, est la masse d'une mole de ce composé. Le lien entre la masse (m), la quantité de matière (n) et la masse molaire (M) est l'une des relations les plus fondamentales en chimie : $n = m/M$.

Remarque Pédagogique

C'est un calcul en deux étapes. Concentrez-vous d'abord sur la conversion de la masse en moles. Une fois que vous avez le nombre de moles, la deuxième étape est une simple proportionnalité. Assurez-vous que vos unités s'annulent correctement pour obtenir un résultat final en kJ.

Normes

L'utilisation des unités du Système International (gramme pour la masse, mole pour la quantité de matière) est standard. Les masses molaires atomiques sont standardisées et se trouvent dans le tableau périodique des éléments.

Formule(s)

Formule de la quantité de matière

n = \frac{m}{M}

Formule de la chaleur de réaction

q = n \cdot \Delta H_{\text{réaction}}^\circ

Hypothèses

On suppose que la combustion des 10 grammes de méthane est complète et se déroule dans les mêmes conditions standards pour lesquelles le $\Delta H_{\text{réaction}}^\circ$ a été calculé.

Donnée(s)

Masse de méthane, $m = 10 \text{ g}$
$\Delta H_{\text{réaction}}^\circ = -890.3 \text{ kJ/mol}$
Masse molaire de C = 12 g/mol
Masse molaire de H = 1 g/mol

Astuces

Vous pouvez combiner les deux formules en une seule : $q = \frac{m}{M} \cdot \Delta H_{\text{réaction}}^\circ$. Cela peut être plus rapide, mais assurez-vous de bien maîtriser chaque étape avant de le faire.

Schéma (Avant les calculs)

Conversion de la masse en énergie

Calcul(s)

Étape 1 : Calcul de la masse molaire du méthane ($M$)

\begin{aligned} M(CH_4) &= M(C) + 4 \cdot M(H) \\ &= 12 + 4 \cdot 1 \\ &= 16 \text{ g/mol} \end{aligned}

Étape 2 : Calcul du nombre de moles ($n$)

\begin{aligned} n &= \frac{m}{M} \\ &= \frac{10 \text{ g}}{16 \text{ g/mol}} \\ &= 0.625 \text{ mol} \end{aligned}

Étape 3 : Calcul de la chaleur ($q$)

\begin{aligned} q &= n \cdot \Delta H_{\text{réaction}}^\circ \\ &= 0.625 \text{ mol} \times (-890.3 \text{ kJ/mol}) \\ &\approx -556.4 \text{ kJ} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Comparaison de la chaleur libérée

Réflexions

Le résultat de -556.4 kJ signifie que 556.4 kJ de chaleur sont libérés. Cette quantité d'énergie est considérable ; elle est suffisante pour porter environ 1.3 litre d'eau de la température ambiante à l'ébullition.

Points de vigilance

Attention à ne pas inverser la formule $n=m/M$. Une erreur fréquente est de calculer $n=M/m$. Une simple vérification des unités ($g / (g/mol) = mol$) permet d'éviter cette erreur.

Points à retenir

La conversion masse $\leftrightarrow$ moles est une compétence fondamentale en chimie. Retenez que pour passer d'une grandeur molaire (par mole) à une grandeur totale, il faut multiplier par le nombre de moles.

Le saviez-vous ?

Le méthane a l'un des plus hauts pouvoirs calorifiques par unité de masse parmi tous les hydrocarbures (~55 MJ/kg), ce qui en fait un carburant très efficace. C'est pourquoi il est utilisé comme carburant pour les fusées (sous forme liquide).

FAQ

La "chaleur libérée" doit-elle être positive ou négative ?

Par convention, quand on parle de "chaleur libérée" ou "énergie produite", on s'attend à une valeur positive. Le signe négatif du $\Delta H$ indique la direction du transfert (sortie du système), mais la quantité d'énergie elle-même est positive.

Résultat Final

La combustion de 10 grammes de méthane libère environ 556.4 kJ de chaleur.

A vous de jouer

Quelle masse de méthane (en grammes) faudrait-il brûler pour produire exactement 1000 kJ de chaleur ?

Outil Interactif : Simulateur de Combustion

Utilisez le curseur pour faire varier la masse de méthane à brûler et observez en temps réel la quantité de chaleur libérée. Le graphique illustre la relation de proportionnalité directe entre la masse de combustible et l'énergie produite.

Paramètres d'Entrée

Masse de méthane ($CH_4$) (g) 10 g

Résultats Clés

Quantité de chaleur libérée (kJ) -

Moles de $CH_4$ brûlées (mol) -

Glossaire

Enthalpie (H): Une fonction d'état thermodynamique qui représente le contenu énergétique total d'un système. Sa variation ($\Delta H$) correspond à la chaleur échangée à pression constante.
Enthalpie standard de formation ($\Delta H_f^\circ$): La variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps purs simples, tous dans leur état standard.
Loi de Hess: Principe selon lequel la variation d'enthalpie pour une réaction chimique ne dépend que des états initial et final des réactifs et produits, et non du chemin réactionnel suivi.
Réaction exothermique: Une réaction qui libère de l'énergie, le plus souvent sous forme de chaleur, dans son environnement. Elle est caractérisée par un $\Delta H$ négatif.
Réaction endothermique: Une réaction qui absorbe de l'énergie, le plus souvent sous forme de chaleur, depuis son environnement. Elle est caractérisée par un $\Delta H$ positif.

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← Interaction de la Vapeur et de l'Eau Processus Isobare pour l'Air →

Composé	\(\Delta H_f^\circ\) (kJ/mol)
\(CH_4(\text{g})\)	-74.8
\(O_2(\text{g})\)	0
\(CO_2(\text{g})\)	-393.5
\(H_2O(\text{l})\)	-285.8

Calcul de la Variation d’Enthalpie

Objectifs Pédagogiques

Données de l'étude

Fiche Technique

Diagramme Énergétique de la Réaction

Questions à traiter

Les bases de la Thermochimie

Correction : Calcul de la Variation d’Enthalpie d'une Réaction

Question 1 : Écrire et équilibrer l'équation de la combustion

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)

Représentation des réactifs (non équilibré)

Calcul(s)

Schéma (Après les calculs)

Représentation de l'équation équilibrée

Réflexions

Points de vigilance

Points à retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Résultat Final

A vous de jouer

Question 2 : Calculer la variation d'enthalpie standard (\(\Delta H_{\text{réaction}}^\circ\))

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)

Concept du Cycle de Hess

Calcul(s)

Schéma (Après les calculs)

Diagramme d'Enthalpie

Réflexions

Points de vigilance

Points à retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Résultat Final

A vous de jouer

Question 3 : Déterminer si la réaction est exothermique ou endothermique

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)

Profils énergétiques possibles

Schéma (Après les calculs)

Confirmation du profil exothermique

Réflexions

Points de vigilance

Points à retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Résultat Final

A vous de jouer

Question 4 : Calculer la chaleur libérée pour 10 g de méthane

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)