Enthalpie de Réaction à Différentes Températures
Contexte : Le procédé Haber-Bosch.
La synthèse de l'ammoniac (NH₃) à partir de diazote (N₂) et de dihydrogène (H₂) est l'un des procédés industriels les plus importants au monde, notamment pour la production d'engrais. Cette réaction est généralement effectuée à haute température (autour de 400-500 °C) et haute pression. Cependant, les tables de données thermodynamiques fournissent majoritairement l'enthalpie standard de réactionLa chaleur absorbée ou libérée par une réaction effectuée dans les conditions standard (généralement 298.15 K et 1 bar). à 298.15 K (25 °C). Pour optimiser le procédé, il est crucial de connaître la chaleur de réaction à la température de fonctionnement réelle. Cet exercice vous guidera pour calculer cette valeur en utilisant la loi de KirchhoffRelation qui décrit la variation de l'enthalpie d'une réaction chimique avec la température..
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à appliquer un principe fondamental de la thermochimie pour passer des données de laboratoire (à 298 K) à des conditions industrielles réelles, en comprenant l'influence de la température sur l'énergétique d'une réaction.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre l'influence de la température sur l'enthalpie de réaction.
- Appliquer la loi de Kirchhoff pour calculer ΔᵣH° à une température T₂.
- Utiliser les enthalpies standard de formation (ΔբH°) et les capacités calorifiques molaires (Cₚ,ₘ).
- Calculer la variation de capacité calorifique (ΔᵣCₚ,ₘ) pour une réaction.
Données de l'étude
Schéma de la réaction de synthèse de l'ammoniac
| Espèce Chimique | ΔբH°₂₉₈ (kJ·mol⁻¹) | Cₚ,ₘ (J·K⁻¹·mol⁻¹) |
|---|---|---|
| N₂(g) | 0 | 29.1 |
| H₂(g) | 0 | 28.8 |
| NH₃(g) | -46.1 | 35.1 |
Questions à traiter
- Écrire l'équation-bilan de la réaction de synthèse d'une mole de réaction.
- Calculer l'enthalpie standard de réaction, ΔᵣH°₂₉₈, à 298.15 K.
- Calculer la variation de la capacité calorifique molaire standard à pression constante pour la réaction, ΔᵣCₚ,ₘ. On la supposera constante sur l'intervalle de température.
- Énoncer la loi de Kirchhoff et donner sa forme intégrée dans le cadre de l'hypothèse précédente.
- Calculer l'enthalpie standard de réaction, ΔᵣH°₅₀₀, à 500 K.
Les bases de la Thermochimie
Pour résoudre cet exercice, deux concepts clés sont nécessaires : le calcul de l'enthalpie de réaction à partir des enthalpies de formation et la loi de Kirchhoff.
1. Enthalpie Standard de Réaction (ΔᵣH°)
L'enthalpie standard de réaction est calculée en utilisant la loi de Hess, qui stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction est la même que l'on effectue la réaction en une ou plusieurs étapes. On utilise les enthalpies standard de formation (ΔբH°) des produits et des réactifs :
\[ \Delta_rH^\circ = \sum_{\text{produits}} \nu_i \cdot \Delta_fH^\circ_i - \sum_{\text{réactifs}} \nu_j \cdot \Delta_fH^\circ_j \]
où \( \nu \) sont les coefficients stœchiométriques.
2. Loi de Kirchhoff
Cette loi décrit comment l'enthalpie de réaction varie avec la température. Elle découle de la relation entre l'enthalpie et la capacité calorifique à pression constante, Cₚ. La dérivée de l'enthalpie de réaction par rapport à la température est égale à la variation de la capacité calorifique de la réaction (ΔᵣCₚ) :
\[ \left( \frac{\partial(\Delta_rH^\circ)}{\partial T} \right)_P = \Delta_rC_p^\circ \]
En intégrant cette relation entre deux températures T₁ et T₂, on obtient la forme utilisée dans cet exercice.
Correction : Enthalpie de Réaction à Différentes Températures
Question 1 : Écrire l'équation-bilan de la réaction
Principe
Le principe est la loi de conservation de la matière (loi de Lavoisier) : les atomes se réarrangent mais ne sont ni créés ni détruits. On doit donc avoir le même nombre d'atomes de chaque élément (ici, N et H) du côté des réactifs et des produits.
Mini-Cours
Une équation chimique est une représentation symbolique d'une réaction. Les réactifs sont à gauche, les produits à droite, séparés par une flèche. Les nombres placés devant les formules chimiques sont les coefficients stœchiométriques. Ils indiquent les proportions molaires dans lesquelles les substances réagissent et sont produites.
Remarque Pédagogique
Commencez toujours par équilibrer les atomes qui apparaissent dans le moins de molécules possible. Ici, l'azote (N) n'est que dans N₂ et NH₃. En plaçant un '2' devant NH₃ pour équilibrer les N, on fixe le reste de l'équilibrage.
Normes
La notation (g) pour gaz, (l) pour liquide, (s) pour solide et (aq) pour aqueux est une convention de l'IUPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée) pour spécifier l'état physique des espèces.
Formule(s)
Il n'y a pas de formule mathématique ici, mais une règle logique : Nombre d'atomes X (réactifs) = Nombre d'atomes X (produits).
Hypothèses
On suppose que la réaction est totale, c'est-à-dire que les réactifs se transforment entièrement en produits, ce qui est représenté par une flèche simple (→).
Donnée(s)
Les données sont les formules chimiques des espèces impliquées : diazote (N₂), dihydrogène (H₂) et ammoniac (NH₃).
Astuces
Pour équilibrer, vous pouvez compter les atomes de chaque côté. Gauche : 2 N, 2 H. Droite : 1 N, 3 H. On met '2' devant NH₃ ⇒ Gauche: 2 N, 2 H. Droite: 2 N, 6 H. Il ne reste plus qu'à mettre '3' devant H₂ pour avoir 6 H à gauche.
Schéma (Avant les calculs)
On peut visualiser les molécules avant la réaction pour aider à l'équilibrage.
Molécules de réactifs et de produits
Calcul(s)
Étape 1 : Équation de départ (non équilibrée)
On commence par écrire les réactifs à gauche et les produits à droite.
Étape 2 : Équilibrage de l'azote (N)
On observe qu'il y a 2 atomes d'azote dans la molécule de N₂ à gauche, mais seulement 1 atome dans la molécule de NH₃ à droite. Pour équilibrer l'azote, on place un coefficient stœchiométrique de 2 devant NH₃.
Bilan partiel : N (2 à gauche, 2 à droite) -> OK. H (2 à gauche, 2 * 3 = 6 à droite) -> Non OK.
Étape 3 : Équilibrage de l'hydrogène (H)
Maintenant, nous avons 6 atomes d'hydrogène à droite et seulement 2 à gauche. Pour obtenir 6 atomes d'hydrogène à gauche, on place un coefficient de 3 devant la molécule de H₂ (car 3 * 2 = 6).
Bilan final : N (2 à gauche, 2 à droite) -> OK. H (6 à gauche, 6 à droite) -> OK. L'équation est maintenant équilibrée.
Schéma (Après les calculs)
Après équilibrage, on visualise bien la conservation de la matière : les atomes des réactifs se réarrangent pour former les produits.
Conservation des atomes
Réflexions
Cette équation définit la "mole de réaction". Toutes les grandeurs thermodynamiques (ΔᵣH°, ΔᵣG°, etc.) calculées se réfèreront à la transformation de 1 mole de N₂ avec 3 moles de H₂ pour former 2 moles de NH₃.
Points de vigilance
Ne pas oublier de mentionner l'état physique de chaque espèce (g, l, s, aq), car les grandeurs thermodynamiques en dépendent fortement.
Points à retenir
L'équilibrage d'une équation chimique est la première étape indispensable à tout calcul de thermochimie ou de stœchiométrie. Une erreur ici fausse tous les résultats suivants.
Le saviez-vous ?
La "mole de réaction", souvent notée "mol⁻¹" dans les unités de ΔᵣH°, n'est pas une vraie mole d'une substance. C'est une unité conceptuelle qui représente l'avancement de la réaction tel qu'écrit dans l'équation-bilan.
FAQ
Il est normal d'avoir des questions.
Résultat Final
A vous de jouer
Équilibrez la réaction de combustion de l'éthane : C₂H₆(g) + O₂(g) → CO₂(g) + H₂O(g).
Question 2 : Calculer l'enthalpie standard de réaction à 298.15 K (ΔᵣH°₂₉₈)
Principe
On utilise la loi de Hess. Ce principe de la thermodynamique stipule que la variation totale d'enthalpie au cours d'une réaction ne dépend que de l'état initial (réactifs) et de l'état final (produits), et non du chemin réactionnel suivi. Cela nous permet de calculer l'enthalpie d'une réaction complexe en la décomposant en réactions plus simples dont les enthalpies sont connues (ici, les réactions de formation).
Mini-Cours
L'enthalpie standard de formation (ΔբH°)Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples de référence dans leur état standard. 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. Par convention, le ΔբH° d'un corps simple (N₂, H₂, O₂, C graphite...) est nul.
Remarque Pédagogique
La formule "somme des produits moins somme des réactifs" est une application directe d'un cycle de Hess. Imaginez que vous "défaites" les réactifs en leurs corps simples (coût énergétique = -ΔբH° des réactifs) puis que vous "refaites" les produits à partir de ces corps simples (gain énergétique = +ΔբH° des produits).
Normes
L'état standard de référence est défini par l'IUPAC : une pression de 1 bar (10⁵ Pa) et une température spécifiée (ici 298.15 K). L'exposant '°' symbolise ces conditions standard.
Formule(s)
Loi de Hess
Hypothèses
On suppose que toutes les espèces sont dans leur état standard gazeux, comme indiqué par les données fournies.
Donnée(s)
On extrait les valeurs de \( \Delta_fH^\circ_{298} \) du tableau de l'énoncé.
| Espèce Chimique | \( \Delta_fH^\circ_{298} \) (kJ·mol⁻¹) |
|---|---|
| NH₃(g) | -46.1 |
| N₂(g) | 0 |
| H₂(g) | 0 |
Astuces
N'oubliez pas de multiplier chaque enthalpie de formation par son coefficient stœchiométrique correspondant dans l'équation équilibrée. C'est une erreur très courante.
Schéma (Avant les calculs)
On peut représenter le calcul à l'aide d'un cycle de Hess.
Cycle de Hess pour la réaction
Calcul(s)
Application numérique de la loi de Hess
Schéma (Après les calculs)
On peut représenter le résultat sur un diagramme d'enthalpie.
Diagramme d'enthalpie pour une réaction exothermique
Réflexions
Le signe négatif (ΔᵣH° < 0) indique que la réaction est exothermique dans les conditions standard. Elle libère 92.2 kJ d'énergie sous forme de chaleur pour chaque mole de réaction (c'est-à-dire pour 2 moles de NH₃ formées). Cette chaleur doit être évacuée dans un réacteur industriel pour éviter une surchauffe.
Points de vigilance
Faites attention aux signes ! L'enthalpie de formation de l'ammoniac est négative. Ne vous trompez pas dans l'opération "produits - réactifs".
Points à retenir
- La loi de Hess est l'outil principal pour calculer ΔᵣH° à partir de données tabulées.
- La formule est toujours : (Σ ΔբH° produits) - (Σ ΔբH° réactifs).
- Le ΔբH° d'un corps simple dans son état standard est zéro.
Le saviez-vous ?
Le procédé Haber-Bosch, développé au début du 20ème siècle, a été une révolution permettant la production de masse d'engrais et a radicalement changé l'agriculture mondiale. On estime qu'il est responsable de l'alimentation de près de la moitié de la population mondiale aujourd'hui.
FAQ
Il est normal d'avoir des questions.
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez l'enthalpie de combustion du méthane CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l), sachant ΔբH°(CH₄,g)=-74.8, ΔբH°(CO₂,g)=-393.5, ΔբH°(H₂O,l)=-285.8 kJ/mol.
Question 3 : Calculer la variation de capacité calorifique (ΔᵣCₚ,ₘ)
Principe
Le principe est analogue à celui du calcul de ΔᵣH°. La variation d'une fonction d'état pour une réaction (ici, la capacité calorifique) est la différence entre la somme de cette propriété pour les produits et la somme de cette propriété pour les réactifs, pondérées par leurs coefficients stœchiométriques.
Mini-Cours
La capacité calorifique (Cₚ)Quantité de chaleur nécessaire pour élever la température d'une mole d'une substance d'un Kelvin, à pression constante. représente la quantité d'énergie qu'il faut fournir à un système pour augmenter sa température de 1 K à pression constante. ΔᵣCₚ représente donc la variation de cette "capacité à emmagasiner la chaleur" entre l'état final et l'état initial de la réaction.
Remarque Pédagogique
La formule pour ΔᵣCₚ a exactement la même structure que celle pour ΔᵣH° : "Produits - Réactifs". C'est une structure récurrente en thermochimie pour toutes les grandeurs de réaction (enthalpie, entropie, capacité calorifique, etc.).
Normes
Les valeurs de Cₚ,ₘ fournies sont des valeurs standard à 298.15 K, même si elles sont souvent considérées comme constantes sur de petits intervalles de température.
Formule(s)
Formule de la variation de capacité calorifique
Hypothèses
La principale hypothèse ici est que les Cₚ,ₘ de chaque espèce sont constants sur l'intervalle de température [298 K ; 500 K]. C'est une approximation ; en réalité, Cₚ,ₘ varie avec la température.
Donnée(s)
On extrait les valeurs de \( C_{p,m}^\circ \) du tableau de l'énoncé.
| Espèce Chimique | \( C_{p,m}^\circ \) (J·K⁻¹·mol⁻¹) |
|---|---|
| NH₃(g) | 35.1 |
| N₂(g) | 29.1 |
| H₂(g) | 28.8 |
Astuces
Faites attention aux unités ! Les Cₚ,ₘ sont en Joules (J), alors que les enthalpies sont en kiloJoules (kJ). Vous devrez probablement convertir cette valeur plus tard.
Schéma (Avant les calculs)
Ce diagramme détaille la contribution de chaque espèce au calcul de \( \Delta_rC_p^\circ \).
Contributions à Δr Cp °
Calcul(s)
Application numérique
Schéma (Après les calculs)
Ce diagramme à barres compare la somme des capacités calorifiques des réactifs à celle des produits, illustrant le \( \Delta_rC_p^\circ \) négatif.
Comparaison des Capacités Calorifiques
Réflexions
Le ΔᵣCₚ,ₘ est négatif. Cela signifie que la capacité calorifique de l'ensemble des produits est inférieure à celle de l'ensemble des réactifs. Physiquement, cela veut dire que les produits ont besoin de moins d'énergie que les réactifs pour augmenter leur température de 1 K.
Points de vigilance
N'oubliez pas les coefficients stœchiométriques. L'erreur la plus commune est de faire (Cₚ produits - Cₚ réactifs) sans pondérer par les coefficients.
Points à retenir
ΔᵣCₚ,ₘ est la clé de la loi de Kirchhoff. Son calcul est une étape intermédiaire indispensable pour évaluer l'effet de la température sur ΔᵣH°.
Le saviez-vous ?
Pour des calculs plus précis, on n'utilise pas une valeur constante de Cₚ,ₘ mais une fonction polynomiale de la température, souvent de la forme Cₚ,ₘ(T) = a + bT + cT². L'intégration de la loi de Kirchhoff devient alors plus complexe.
FAQ
Il est normal d'avoir des questions.
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez le ΔᵣCₚ,ₘ pour la réaction 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g), avec Cₚ,ₘ(O₂,g)=29.4 et Cₚ,ₘ(H₂O,g)=33.6 J/K/mol.
Question 4 : Énoncer la loi de Kirchhoff
Principe
Le concept physique est que la variation d'enthalpie d'une réaction avec la température est directement liée à la différence de capacité calorifique entre les produits et les réactifs. Si les produits "stockent" la chaleur différemment des réactifs, alors la chaleur de réaction changera avec la température.
Mini-Cours
Mathématiquement, la loi de Kirchhoff dérive de la définition même de la capacité calorifique à pression constante : \( C_p = (\frac{\partial H}{\partial T})_P \). En appliquant cette définition à chaque terme de l'équation de ΔᵣH° (produits et réactifs), on obtient la forme différentielle de la loi de Kirchhoff. L'intégration de cette équation différentielle nous donne ensuite la relation entre les enthalpies à deux températures différentes.
Remarque Pédagogique
Visualisez un "cycle thermodynamique" : chauffer les réactifs de T₁ à T₂, faire la réaction à T₂, puis refroidir les produits de T₂ à T₁. La loi de Kirchhoff est une expression de ce chemin indirect qui doit être thermodynamiquement équivalent au chemin direct (réaction à T₁ puis chauffage des produits de T₁ à T₂).
Formule(s)
Forme différentielle
Forme intégrée (si ΔᵣCₚ,ₘ est constant)
Hypothèses
La forme intégrée simple que nous utilisons repose sur une hypothèse cruciale : ΔᵣCₚ° est constant sur l'intervalle de température [T₁, T₂]. C'est une bonne approximation pour de faibles écarts de température, mais elle peut devenir moins précise pour de grands écarts.
Astuces
Retenez la formule intégrée comme une équation de droite (y = b + ax) : l'enthalpie à T₂ (y) est égale à l'enthalpie à T₁ (l'ordonnée à l'origine, b) plus une pente (ΔᵣCₚ°, a) multipliée par l'écart de température (x).
Schéma
Le cycle de Kirchhoff illustre parfaitement la loi.
Cycle Thermodynamique de Kirchhoff
Réflexions
Cette loi montre que l'effet de la température sur la chaleur de réaction est directement quantifiable via les capacités calorifiques, des grandeurs facilement mesurables. C'est un outil prédictif puissant.
Points de vigilance
Ne confondez pas la forme différentielle (une dérivée) et la forme intégrée (une relation entre deux points). La forme intégrée simple n'est valide que si ΔᵣCₚ° est constant.
Points à retenir
La loi de Kirchhoff est la relation qui lie l'enthalpie de réaction à la température. Sa forme la plus courante est : \( \Delta_rH^\circ(T_2) = \Delta_rH^\circ(T_1) + \Delta_rC_p^\circ \times (T_2 - T_1) \).
Le saviez-vous ?
Gustav Kirchhoff (1824-1887) était un physicien allemand. En plus de ses célèbres lois sur les circuits électriques et cette loi en thermochimie, il a également fait des découvertes fondamentales en spectroscopie, identifiant avec Robert Bunsen les éléments césium et rubidium.
Résultat Final
Question 5 : Calculer l'enthalpie standard de réaction à 500 K (ΔᵣH°₅₀₀)
Principe
Le principe est l'application directe de la loi de Kirchhoff. On utilise une valeur connue à une température (T₁) pour "extrapoler" ou "corriger" cette valeur à une nouvelle température (T₂), en tenant compte de l'énergie supplémentaire stockée (ou perdue) par le système due à la différence de capacité calorifique entre produits et réactifs sur l'intervalle de température.
Mini-Cours
Le terme \( \Delta_rC_p^\circ \times (T_2 - T_1) \) représente l'enthalpie nette nécessaire pour amener les réactifs de T₁ à T₂ et ramener les produits de T₂ à T₁. C'est le terme correctif qui ajuste l'enthalpie de réaction pour le changement de température.
Remarque Pédagogique
C'est l'étape de synthèse de l'exercice. Assurez-vous d'utiliser les résultats des questions 2 (ΔᵣH°₂₉₈) et 3 (ΔᵣCₚ,ₘ) comme points de départ. La principale difficulté ici est la gestion des unités.
Normes
Les calculs doivent être effectués en utilisant des unités cohérentes, typiquement celles du Système International (Joules, Kelvins, Moles).
Formule(s)
Loi de Kirchhoff intégrée
Hypothèses
Nous réutilisons l'hypothèse clé que ΔᵣCₚ° est constant entre 298.15 K et 500 K. On suppose également qu'il n'y a pas de changement de phase pour aucune des espèces dans cet intervalle de température (ce qui est vrai ici, car ce sont tous des gaz).
Donnée(s)
On rassemble les résultats calculés précédemment.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Enthalpie de réaction à T₁ | \( \Delta_rH^\circ(T_1) \) | -92.2 | kJ·mol⁻¹ |
| Variation de capacité calorifique | \( \Delta_rC_p^\circ \) | -45.3 | J·K⁻¹·mol⁻¹ |
| Température initiale | T₁ | 298.15 | K |
| Température finale | T₂ | 500 | K |
Astuces
Convertissez toujours ΔᵣCₚ,ₘ en kJ·K⁻¹·mol⁻¹ en divisant par 1000 avant de l'ajouter à ΔᵣH°. Cela évite des erreurs d'un facteur 1000 dans le résultat final.
Schéma (Avant les calculs)
Le cycle de Kirchhoff est appliqué avec les températures spécifiques de l'exercice.
Cycle de Kirchhoff pour le calcul
Calcul(s)
Étape 1 : Conversion des unités de ΔᵣCₚ,ₘ
Étape 2 : Application de la loi de Kirchhoff
Schéma (Après les calculs)
Le résultat peut être visualisé sur un graphique de l'enthalpie de réaction en fonction de la température, montrant une relation linéaire (dû à l'hypothèse Cₚ constant).
Graphique de ΔᵣH°(T) vs T
Réflexions
La réaction devient encore plus exothermique à 500 K qu'à 298 K (ΔᵣH°₅₀₀ est plus négatif que ΔᵣH°₂₉₈). Cela est cohérent avec un ΔᵣCₚ négatif, qui indique que l'enthalpie de la réaction diminue lorsque la température augmente. Pour un ingénieur, cela signifie que le réacteur devra évacuer encore plus de chaleur à haute température.
Points de vigilance
L'erreur d'unité est le piège n°1 ! Assurez-vous toujours que les termes que vous additionnez ont la même unité (ici, kJ·mol⁻¹).
Points à retenir
Pour passer de l'enthalpie à T₁ à T₂ :
1. Calculer ΔᵣH°(T₁).
2. Calculer ΔᵣCₚ°.
3. Appliquer la loi de Kirchhoff en faisant attention aux unités.
Le saviez-vous ?
Dans le procédé Haber-Bosch, bien que la réaction soit plus exothermique à haute température, on travaille quand même à T élevée (400-500°C) car cela augmente drastiquement la vitesse de réaction (cinétique chimique), même si cela défavorise légèrement la position de l'équilibre (thermodynamique).
FAQ
Il est normal d'avoir des questions.
Résultat Final
A vous de jouer
Maintenant, calculez l'enthalpie de réaction à 400 K pour vérifier votre compréhension.
Outil Interactif : Simulateur de la Loi de Kirchhoff
Utilisez cet outil pour visualiser comment l'enthalpie de réaction de la synthèse de l'ammoniac change en fonction de la température. Vous pouvez voir l'impact direct de la température sur la chaleur dégagée par la réaction.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Que signifie un signe négatif pour une enthalpie de réaction (ΔᵣH° < 0) ?
2. Quelle est l'unité de la capacité calorifique molaire (Cₚ,ₘ) ?
3. Dans notre exercice, ΔᵣCₚ,ₘ est négatif. Qu'est-ce que cela implique ?
4. Par convention, quelle est l'enthalpie standard de formation de H₂(g) à 298.15 K ?
5. La loi de Kirchhoff relie la variation de l'enthalpie de réaction à...
Glossaire
- Enthalpie standard de réaction (ΔᵣH°)
- Variation d'enthalpie (chaleur échangée à pression constante) pour une réaction où réactifs et produits sont dans leur état standard. Une valeur négative indique une réaction exothermique (libère de la chaleur).
- Loi de Kirchhoff
- Loi de la thermochimie qui décrit la dépendance de l'enthalpie de réaction avec la température, en la reliant à la variation de la capacité calorifique de la réaction (ΔᵣCₚ).
- Capacité Calorifique Molaire (Cₚ,ₘ)
- Quantité de chaleur nécessaire pour élever la température d'une mole d'une substance d'un Kelvin, à pression constante.
- Enthalpie Standard de Formation (ΔբH°)
- Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples de référence dans leur état standard. Par convention, elle est nulle pour les corps simples (O₂, N₂, C graphite, etc.).
D’autres exercices de chimie université:
0 commentaires