Détermination de l’Enthalpie de Réaction : Loi de Hess
Contexte : La ThermochimieBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie, sous forme de chaleur, lors des réactions chimiques..
L'un des objectifs de la thermochimie est de déterminer la quantité d'énergie libérée ou absorbée lors d'une réaction chimique. Cette énergie, appelée enthalpie de réactionVariation de l'enthalpie (H) au cours d'une réaction chimique. Une valeur négative indique une réaction exothermique (libère de la chaleur) et une valeur positive une réaction endothermique (absorbe de la chaleur)., notée \( \Delta_rH° \), est cruciale pour de nombreuses applications industrielles. Cependant, il est parfois impossible de la mesurer directement en laboratoire. C'est ici qu'intervient la Loi de HessPrincipe selon lequel la variation d'enthalpie pour une réaction donnée est la même, que la réaction se fasse en une seule étape ou en plusieurs étapes., qui nous permet de calculer cette valeur indirectement.
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à appliquer la loi de Hess, un outil fondamental en thermochimie, pour calculer l'enthalpie de formation du méthane, une réaction non mesurable directement par calorimétrie.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre la notion d'enthalpie standard de formation.
- Appliquer la loi de Hess pour déterminer une enthalpie de réaction.
- Manipuler correctement les équations thermochimiques.
- Distinguer une réaction exothermique d'une réaction endothermique.
Données de l'étude
| Réaction de combustion | Équation thermochimique | \( \Delta_cH° \text{ (kJ/mol)} \) |
|---|---|---|
| (1) Carbone graphite | \( C_{(s)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} \) | -393,5 |
| (2) Dihydrogène | \( H_{2(g)} + \frac{1}{2} O_{2(g)} \rightarrow H_2O_{(l)} \) | -285,8 |
| (3) Méthane | \( CH_{4(g)} + 2 O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + 2 H_2O_{(l)} \) | -890,4 |
Cycle Enthalpique de Hess
Questions à traiter
- Rappeler la définition de l'enthalpie standard de formation d'un composé.
- En utilisant la loi de Hess, exprimer l'enthalpie standard de formation du méthane (\( \Delta_fH°(CH_4) \)) en fonction des enthalpies de combustion données.
- Calculer la valeur numérique de \( \Delta_fH°(CH_4) \).
- La réaction de formation du méthane à partir de ses corps simples est-elle exothermique ou endothermique ? Justifier.
Les bases sur la Thermochimie
La thermochimie est l'étude des transferts de chaleur qui accompagnent les réactions chimiques. Elle repose sur quelques concepts clés indispensables pour résoudre cet exercice.
1. L'Enthalpie Standard de Réaction (\( \Delta_rH° \))
C'est la variation d'enthalpie d'une réaction réalisée dans les conditions standard (pression de 1 bar, concentration de 1 mol/L pour les solutés). Les réactifs et les produits sont dans leur état standard. Si \( \Delta_rH° < 0 \), la réaction est exothermique (libère de la chaleur). Si \( \Delta_rH° > 0 \), elle est endothermique (absorbe de la chaleur).
2. L'Enthalpie Standard de Formation (\( \Delta_fH° \))
C'est la variation d'enthalpie associée à la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simplesSubstances constituées d'un seul type d'élément chimique (ex: O₂, Fe, C graphite). pris dans leur état standard de référence. Par convention, l'enthalpie standard de formation d'un corps simple dans son état de référence est nulle, par exemple : \( \Delta_fH°(\text{O}_{2(g)}) = 0 \text{ kJ/mol} \).
3. La Loi de Hess
L'enthalpie est une fonction d'état. Sa variation ne dépend que de l'état initial et de l'état final, et non du chemin parcouru. La loi de Hess stipule que :
"La variation d'enthalpie d'une réaction globale est la somme des variations d'enthalpie des réactions intermédiaires qui la composent."
Cela nous permet de calculer \( \Delta_rH° \) pour une réaction en la décomposant en une série d'autres réactions dont les \( \Delta_rH° \) sont connues.
\[ \Delta_rH°_{\text{globale}} = \sum \Delta_rH°_{\text{étapes}} \]
Correction : Détermination de l’Enthalpie de Réaction : Loi de Hess
Question 1 : Définition de l'enthalpie standard de formation
Principe (le concept physique)
Il s'agit de définir une "référence" énergétique pour n'importe quel composé chimique. L'idée est de mesurer l'énergie échangée lorsqu'on "construit" ce composé à partir de ses briques élémentaires les plus simples et stables, dans des conditions bien définies pour que tout le monde puisse comparer ses résultats.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'enthalpie standard de formation, notée \( \Delta_fH° \), est une grandeur clé. Elle permet, via la loi de Hess, de calculer l'enthalpie de n'importe quelle réaction en utilisant la formule : \( \Delta_rH° = \sum \nu_p \Delta_fH°(\text{produits}) - \sum \nu_r \Delta_fH°(\text{réactifs}) \), où \( \nu \) sont les coefficients stœchiométriques. C'est pourquoi tabuler les \( \Delta_fH° \) est si utile.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pour ne rien oublier dans la définition, retenez l'acronyme "1 M.C.S." : 1 Mole formée, à partir des Corps Simples stables, dans les conditions Standard.
Normes (la référence réglementaire)
Les conditions standard sont définies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA). L'état standard de référence correspond à une pression de 1 bar (100 000 Pa). La température n'est pas imposée mais est généralement fixée à 298,15 K (25 °C) pour les données tabulées.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Écriture générale de la réaction de formation
Astuces(Pour aller plus vite)
Il n'y a pas d'astuce de calcul pour une question de cours, la clé est la mémorisation structurée de la définition.
Schéma (Avant les calculs)
Concept de la Réaction de Formation
Calcul(s) (l'application numérique)
Il n'y a pas de calcul à effectuer pour cette question.
Schéma (Après les calculs)
Concept de la Réaction de Formation
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La définition est la pierre angulaire de la thermochimie. Elle établit une base commune (l'état des corps simples stables, H=0) à partir de laquelle l'échelle d'énergie de tous les autres composés est construite.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Les erreurs classiques sont d'oublier de préciser "une mole", "corps simples" ou "état standard". Chaque terme est crucial pour l'exactitude de la définition.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
L'enthalpie standard de formation d'un composé est la variation d'enthalpie de la réaction de formation d'une mole de ce composé à partir de ses corps simples pris dans leur état standard de référence.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
L'état de référence du carbone est le graphite et non le diamant, car le graphite est la forme allotropique la plus stable du carbone dans les conditions standard, même si la transformation du diamant en graphite est infiniment lente !
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Quelle est la définition de l'enthalpie standard de combustion ?
Question 2 : Application de la Loi de Hess
Principe (le concept physique)
La loi de Hess repose sur le fait que l'enthalpie est une fonction d'état. Peu importe le chemin réactionnel (direct ou via des combustions), la différence d'énergie entre l'état initial (\(C_{(s)} + 2H_{2(g)}\)) et l'état final (\(CH_{4(g)}\)) sera toujours la même. On crée donc un chemin "détourné" dont on connaît chaque étape énergétique pour trouver l'énergie du chemin direct inconnu.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Les équations thermochimiques peuvent être traitées comme des équations algébriques. On peut les additionner, les soustraire ou les multiplier par un scalaire. Toute opération effectuée sur l'équation doit être répercutée identiquement sur sa variation d'enthalpie \( \Delta_rH° \).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Écrivez toujours la réaction cible en premier. Ensuite, pour chaque réactif et produit de la cible, trouvez la réaction donnée qui le contient. Positionnez-le du bon côté (réactif/produit) en inversant la réaction si besoin, et ajustez sa quantité avec le bon coefficient multiplicateur. Les espèces "spectatrices" (comme \(O_{2(g)}\)) s'annuleront si votre construction est correcte.
Normes (la référence réglementaire)
La loi de Hess n'est pas une norme mais un principe fondamental de la thermodynamique, une conséquence du premier principe (conservation de l'énergie).
Formule(s) (l'outil mathématique)
Loi de Hess appliquée au cycle
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que toutes les réactions se déroulent dans les mêmes conditions standard de température et de pression, ce qui est le cas ici.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
| Désignation | Équation Chimique | Enthalpie Associée |
|---|---|---|
| Réaction Cible | \( C_{(s)} + 2 H_{2(g)} \rightarrow CH_{4(g)} \) | \( \Delta_fH° = ? \) |
| Réaction (1) | \( C_{(s)} + O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} \) | \( \Delta_cH°(1) \) |
| Réaction (2) | \( H_{2(g)} + \frac{1}{2} O_{2(g)} \rightarrow H_2O_{(l)} \) | \( \Delta_cH°(2) \) |
| Réaction (3) | \( CH_{4(g)} + 2 O_{2(g)} \rightarrow CO_{2(g)} + 2 H_2O_{(l)} \) | \( \Delta_cH°(3) \) |
Astuces(Pour aller plus vite)
Repérez les composés uniques : \(C_{(s)}\) n'apparaît que dans la réaction (1), \(CH_{4(g)}\) que dans la réaction (3). Cela vous donne immédiatement le sens et le coefficient à appliquer à ces équations pour construire la réaction cible.
Schéma (Avant les calculs)
Cycle de Hess
Calcul(s) (l'application numérique)
Combinaison des équations
Schéma (Après les calculs)
Cycle de Hess validé
Réflexions (l'interprétation du résultat)
On a établi une relation littérale. Elle montre que l'énergie de formation d'un composé est liée à l'énergie libérée lors de sa combustion et celle libérée par la combustion de ses éléments de base. C'est une illustration directe du principe de conservation de l'énergie en chimie.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus commune est d'oublier de multiplier l'enthalpie par le coefficient stœchiométrique (le "2" pour la réaction (2)) et d'oublier d'inverser le signe de l'enthalpie de la réaction que l'on a inversée (la réaction (3)).
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
La clé est de voir le cycle : le chemin "vers le bas" (combustion des éléments) doit être égal à la somme des étapes de l'autre chemin (formation du composé PUIS combustion du composé).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Germain Hess, qui a énoncé cette loi en 1840, est considéré comme l'un des pères de la thermochimie. Sa loi a été formulée avant même la pleine énonciation du premier principe de la thermodynamique.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Écrivez la combinaison linéaire permettant de trouver l'enthalpie de formation de l'éthanol (\(C_2H_5OH_{(l)}\)) à partir des enthalpies de combustion du carbone, du dihydrogène et de l'éthanol.
Question 3 : Calcul numérique de \( \Delta_fH°(CH_4) \)
Principe (le concept physique)
Ce calcul consiste à appliquer numériquement la relation établie via la loi de Hess. On quantifie l'énergie nette du processus de formation en faisant le bilan des énergies des étapes intermédiaires.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Le calcul thermochimique exige une rigueur absolue dans la manipulation des signes et des coefficients. Chaque terme de l'équation de Hess représente une contribution énergétique : positive si on fournit de l'énergie au système (en inversant une combustion par exemple), négative si le système en libère. Le résultat final est le bilan net de ces contributions.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Organisez votre calcul en colonnes ou écrivez chaque terme clairement avant de faire la somme finale. Par exemple, calculez d'abord \(2 \times \Delta_cH°(2)\) séparément pour éviter les erreurs. L'utilisation d'une calculatrice avec mémoire peut aider à éviter de retaper les nombres.
Normes (la référence réglementaire)
Les valeurs d'enthalpie standard sont généralement données pour une température de 298,15 K (25 °C). Il est implicite que notre calcul est valide pour cette température, car les valeurs de \( \Delta H \) varient légèrement avec la température (loi de Kirchhoff).
Formule(s) (l'outil mathématique)
Formule littérale issue de la loi de Hess
Hypothèses (le cadre du calcul)
La seule hypothèse ici est que les données expérimentales fournies (les enthalpies de combustion) sont exactes et mesurées dans les conditions standard, permettant une application directe de la loi de Hess.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie de combustion (Carbone) | \( \Delta_cH°(1) \) | -393,5 | kJ/mol |
| Enthalpie de combustion (Dihydrogène) | \( \Delta_cH°(2) \) | -285,8 | kJ/mol |
| Enthalpie de combustion (Méthane) | \( \Delta_cH°(3) \) | -890,4 | kJ/mol |
Astuces(Pour aller plus vite)
Avant le calcul final, faites une estimation rapide. Vous additionnez deux grandes valeurs négatives (environ -400 et -570) ce qui donne -970. Puis vous ajoutez une grande valeur positive (environ +890). Le résultat doit être une petite valeur négative. Cela évite les grosses erreurs de calcul ou de signe.
Schéma (Avant les calculs)
Représentation des niveaux d'énergie
Calcul(s) (l'application numérique)
Substitution des valeurs
Résolution étape par étape
Schéma (Après les calculs)
Diagramme Enthalpique
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La valeur de -74,7 kJ/mol signifie que lorsque l'on forme une mole de méthane (environ 16 grammes) à partir de carbone solide et de dihydrogène gazeux, le système libère 74,7 kJ d'énergie dans l'environnement. Le méthane est donc un composé énergétiquement plus stable que ses constituants pris séparément.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Faites attention aux unités. Toutes les données sont en kJ/mol, le résultat est donc logiquement en kJ/mol. Si une donnée avait été en J/mol, une conversion aurait été nécessaire. Vérifiez également le nombre de chiffres significatifs ; ici, les données ont une décimale, donc le résultat est présenté avec une décimale.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
La maîtrise de ce type de calcul repose sur deux points : la construction correcte de la combinaison linéaire des réactions (Question 2) et l'application numérique rigoureuse de cette combinaison (Question 3). La valeur finale doit avoir le bon signe, la bonne valeur et la bonne unité.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
L'enthalpie de formation est une donnée essentielle pour calculer le Pouvoir Calorifique Inférieur (PCI) des combustibles comme le gaz naturel (majoritairement du méthane), qui est la base de la facturation de l'énergie pour les industries et les particuliers.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Le propane (\(C_3H_{8(g)}\)) a une enthalpie standard de combustion de -2220 kJ/mol. Calculez son enthalpie standard de formation en utilisant les données de l'exercice.
Question 4 : Nature de la réaction
Principe (le concept physique)
Le signe de la variation d'enthalpie est la signature thermodynamique de l'échange d'énergie. Un signe négatif signifie une perte d'énergie pour le système chimique, qui est donc libérée sous forme de chaleur. Un signe positif signifie un gain d'énergie, qui doit être puisée dans le milieu extérieur.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Exothermique (\( \Delta_rH° < 0 \)): Les liaisons formées dans les produits sont globalement plus stables (plus basses en énergie) que les liaisons rompues dans les réactifs. Le surplus d'énergie est libéré.
Endothermique (\( \Delta_rH° > 0 \)): Les liaisons formées sont moins stables. Le système doit absorber de l'énergie pour que la réaction ait lieu.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pensez à un diagramme d'énergie. Si vous "descendez" une marche énergétique (des réactifs vers les produits), de l'énergie est libérée (exothermique). Si vous devez "monter" une marche, il faut un apport d'énergie (endothermique). Ici, de 0 à -74,7, on descend.
Normes (la référence réglementaire)
La convention de signe en thermochimie est universelle et adoptée par l'UICPA : ce qui est perdu par le système est compté négativement, ce qui est gagné est compté positivement.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Condition pour une réaction exothermique
Condition pour une réaction endothermique
Hypothèses (le cadre du calcul)
L'unique hypothèse est que notre calcul de \( \Delta_fH°(\text{CH}_4) \) à la question précédente est correct.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie std de formation (Méthane) | \( \Delta_fH°(\text{CH}_4) \) | -74,7 | kJ/mol |
Astuces(Pour aller plus vite)
Pensez "Exothermique" comme la chaleur qui va vers l'"Extérieur" (signe négatif pour le système). Pensez "Endothermique" comme la chaleur qui va "en-dedans" (signe positif pour le système).
Schéma (Avant les calculs)
Hypothèse d'une Réaction Exothermique
Calcul(s) (l'application numérique)
Analyse du signe de l'enthalpie
Schéma (Après les calculs)
Diagramme d'Énergie d'une Réaction Exothermique
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le signe négatif de l'enthalpie de formation indique que le processus est favorable sur le plan énergétique. La formation de méthane à partir de ses éléments est un processus qui libère de la chaleur, donc exothermique. Le composé CH₄ est plus stable que l'ensemble de ses atomes pris dans leurs corps simples de référence.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Ne pas confondre le signe de l'enthalpie et la spontanéité d'une réaction. Une réaction exothermique n'est pas forcément spontanée (la formation du méthane ne se fait pas en mélangeant simplement du carbone et de l'hydrogène). La spontanéité dépend aussi de la variation d'entropie (second principe de la thermodynamique).
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
- Signe négatif (\( \Delta_rH° < 0 \)) $ \Leftrightarrow $ Réaction Exothermique (libère de la chaleur).
- Signe positif (\( \Delta_rH° > 0 \)) $ \Leftrightarrow $ Réaction Endothermique (absorbe de la chaleur).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
La quasi-totalité des réactions de combustion sont fortement exothermiques, c'est pourquoi elles sont utilisées comme source d'énergie (moteurs, chauffage). À l'inverse, de nombreuses réactions de décomposition, comme la décomposition du calcaire (\(CaCO_3\)) en chaux (\(CaO\)), sont endothermiques et nécessitent un apport de chaleur important.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Sachant que l'enthalpie de formation de l'oxyde d'azote (NO) est de +90,3 kJ/mol, sa réaction de formation (\( \frac{1}{2}N_2 + \frac{1}{2}O_2 \rightarrow NO \)) est-elle exothermique ou endothermique ?
Outil Interactif : Simulateur de la Loi de Hess
Utilisez les curseurs pour faire varier les enthalpies de combustion et observez leur impact sur l'enthalpie de formation du méthane calculée. Cela vous aidera à visualiser l'influence de chaque étape sur le résultat final.
Paramètres d'Entrée
Résultat Calculé
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. La loi de Hess est une conséquence du fait que l'enthalpie est :
2. Si on inverse une équation thermochimique, que devient sa variation d'enthalpie \( \Delta_rH° \) ?
3. Quelle est, par convention, l'enthalpie standard de formation du dioxygène \(O_{2(g)}\) à 298 K ?
4. Une réaction endothermique est une réaction qui :
Glossaire
- Corps simple
- Substance chimique constituée d'un seul type d'élément chimique (ex: Fe, O₂, N₂, C). L'enthalpie de formation du corps simple le plus stable d'un élément est nulle par convention.
- Enthalpie de réaction (\( \Delta_rH° \))
- Variation de l'enthalpie au cours d'une réaction chimique réalisée dans les conditions standard. Caractérise l'énergie thermique échangée avec le milieu extérieur.
- Fonction d'état
- Propriété d'un système dont la variation au cours d'une transformation ne dépend que de l'état initial et de l'état final, et non du chemin suivi (ex: enthalpie, énergie interne, entropie).
- Loi de Hess
- Principe fondamental de la thermochimie qui énonce que la variation d'enthalpie pour une réaction est la somme des variations d'enthalpie des étapes intermédiaires qui la constituent.
- Réaction exothermique
- Réaction qui libère de l'énergie sous forme de chaleur dans le milieu extérieur. Elle est caractérisée par une variation d'enthalpie négative (\( \Delta_rH° < 0 \)).
- Réaction endothermique
- Réaction qui absorbe de l'énergie sous forme de chaleur depuis le milieu extérieur. Elle est caractérisée par une variation d'enthalpie positive (\( \Delta_rH° > 0 \)).
D’autres exercices de chimie niveau terminal:
Détermination de la constante de vitesse
Exercice : Détermination de la Constante de Vitesse Détermination de la Constante de Vitesse d'une Réaction Contexte : La cinétique chimiqueLe domaine de la chimie qui étudie la vitesse des réactions chimiques et les facteurs qui l'influencent.. La cinétique chimique...
Géométrie Moléculaire du Dichlorométhane
Géométrie du Dichlorométhane (CH₂Cl₂) Géométrie Moléculaire du Dichlorométhane (CH₂Cl₂) Contexte : La Théorie VSEPR"Valence Shell Electron Pair Repulsion" : une méthode pour prédire la géométrie des molécules en se basant sur la répulsion des paires d'électrons de la...
Solutions Mère et Fille
Exercice de Chimie : Solutions Mère et Fille Solutions Mère et Fille Contexte : La dilutionProcédé consistant à obtenir une solution de concentration inférieure à celle de la solution de départ, par ajout de solvant.. En laboratoire de chimie, il est rare d'utiliser...
Calcul de la concentration de la soude
Exercice : Titrage Acido-Basique de la Soude Calcul de la Concentration d’une Solution de Soude Contexte : Le Titrage Acido-BasiqueTechnique de laboratoire permettant de déterminer la concentration d'une solution (le titré) en la faisant réagir avec une autre solution...
Enthalpie de Neutralisation du HCl et NaOH
Exercice : Enthalpie de Neutralisation HCl + NaOH Calcul de l'Enthalpie de Neutralisation : Réaction HCl + NaOH Contexte : La thermochimieBranche de la chimie qui étudie les transferts d'énergie thermique lors des réactions chimiques.. Les réactions acido-basiques,...
Production de biodiesel
Exercice : Production de Biodiesel Production de Biodiesel Contexte : Les biocarburants. Face aux enjeux environnementaux et à l'épuisement des ressources fossiles, la recherche de carburants alternatifs est une priorité. Le biodiesel, produit à partir d'huiles...
Cinétique d’une réaction chimique
Cinétique d’une réaction chimique Cinétique d’une réaction chimique Contexte : La cinétique chimiqueBranche de la chimie qui étudie la vitesse des réactions chimiques et les facteurs qui l'influencent.. Le peroxyde d'hydrogène (\(H_2O_2\)), aussi connu sous le nom...
Calcul d’enthalpie de réaction
Exercice : Calcul de l’Enthalpie de Réaction Calcul de l’Enthalpie de Réaction Contexte : La thermochimieBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie, sous forme de chaleur, lors des transformations chimiques. industrielle. La synthèse de l'ammoniac...
Influence des Ions Acétate sur le pH d’un Lac
Exercice : Influence des Ions Acétate sur le pH d’un Lac Influence des Ions Acétate sur le pH d’un Lac Contexte : L'équilibre acido-basique d'un écosystème aquatique. Un lac de montagne, dont l'eau est initialement pure et à l'équilibre avec le dioxyde de carbone...
Préparation d’une Solution Mère
Préparation d'une Solution Mère Préparation d'une Solution Mère Contexte : La préparation de solutions titrées. En laboratoire de chimie, il est essentiel de savoir préparer des solutions de concentration précise. Ces solutions, appelées solutions mèresSolution très...
Groupes fonctionnels et nomenclature IUPAC
Exercice : Nomenclature IUPAC Groupes fonctionnels et nomenclature IUPAC Contexte : La Nomenclature IUPACSystème international de règles pour nommer les composés chimiques de manière univoque, établi par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée.. La chimie...
Structure de Lewis du CH2Cl2
Exercice : Structure de Lewis du CH₂Cl₂ Structure de Lewis du Dichlorométhane (CH₂Cl₂) Contexte : Le Dichlorométhane. Le dichlorométhane, de formule brute CH₂Cl₂, est un solvant organique couramment utilisé en chimie. Comprendre sa structure tridimensionnelle est...
Structure électronique et propriétés d’un atome
Exercice : Structure électronique et propriétés d’un atome Structure électronique et propriétés d’un atome Contexte : L'atome, clé de la matière. La réactivité chimique d'un atome, sa capacité à former des liaisons et les propriétés macroscopiques de la matière qui en...
Évaluation de la Pollution Atmosphérique
Évaluation de la Pollution Atmosphérique Évaluation de la Pollution Atmosphérique Contexte : La Pollution AtmosphériquePrésence dans l'air de substances nuisibles à la santé humaine et à l'environnement.. La surveillance de la qualité de l'air est un enjeu majeur de...
Analyse de la spontanéité d’une réaction chimique
Analyse de la spontanéité d’une réaction chimique Analyse de la spontanéité d’une réaction chimique Contexte : La spontanéitéCapacité d'une réaction à se produire sans apport extérieur continu d'énergie. Elle est déterminée par le signe de l'enthalpie libre de Gibbs...
Neutralisation des Déchets Acides dans l’Industrie
Exercice : Neutralisation des Déchets Acides Neutralisation des Déchets Acides dans l’Industrie Contexte : Le traitement des effluents industriels. Une usine de traitement de surface rejette chaque jour un volume important d'eaux usées contenant de l'acide...
Réaction entre l’acide acétique et l’éthanol
Réaction entre l’acide acétique et l’éthanol Réaction entre l’acide acétique et l’éthanol Contexte : La réaction d'estérificationRéaction chimique entre un acide carboxylique et un alcool pour former un ester et de l'eau. C'est une réaction lente, limitée et...
Synthèse du Bromoéthane
Exercice : Synthèse du Bromoéthane Synthèse du Bromoéthane par Substitution Nucléophile Contexte : La substitution nucléophileRéaction chimique où un nucléophile (riche en électrons) remplace un groupe partant sur un atome de carbone électrophile.. Cet exercice porte...
Synthèse de l’aluminate de calcium
Exercice : Synthèse de l'Aluminate de Calcium Synthèse de l'Aluminate de Calcium Contexte : La production de ciment. L'aluminate de calcium (\(Ca(AlO_2)_2\))Composé inorganique utilisé comme ciment à prise rapide, capable de durcir très vite et de résister à de hautes...
0 commentaires