Enthalpie de formation et loi de Hess

L'enthalpie standard de formation $\Delta H^\circ_{\text{f}}$ d'un composé est l'enthalpie de la réaction qui forme une mole de ce composé à partir des corps purs simples pris dans leur état le plus stable. Elle se mesure en $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$.

• Convention : pour un corps pur simple dans son état stable, $\Delta H^\circ_{\text{f}}=0$ (ex. $\ce{O2}$, $\ce{N2}$, $\ce{H2}$, $\ce{Fe}(s)$, $\ce{C}(s)$).
• $H$ est une fonction d'état : $\Delta H$ ne dépend que des états initial et final, jamais du chemin suivi. On peut donc décomposer une réaction en étapes dont les enthalpies s'additionnent.

1. repérer les coefficients stœchiométriques $n$ (ce sont les facteurs devant chaque $\Delta H^\circ_{\text{f}}$) ;
2. sommer les $\Delta H^\circ_{\text{f}}$ des produits, retrancher ceux des réactifs ;
3. les corps purs simples apportent $0$.

Variante « cycle » : en parcourant un cycle fermé et en revenant au départ, la somme des $\Delta H$ est nulle. Une flèche parcourue à contre-sens change de signe.

Pour $2\,\ce{SO2}(g) + \ce{O2}(g) \rightarrow 2\,\ce{SO3}(g)$, avec $\Delta H^\circ_{\text{f}}(\ce{SO2})=-300\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ et $\Delta H^\circ_{\text{f}}(\ce{SO3})=-400\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ :

Soit $-100\,\mathrm{kJ}$ par mole de $\ce{SO3}$ : la réaction est exothermique.

• les coefficients multiplient les $\Delta H^\circ_{\text{f}}$ : ne pas les oublier.
• produits $-$ réactifs, dans cet ordre (inverser donne le signe opposé).
• l'état physique compte : $\Delta H^\circ_{\text{f}}(\ce{H2O}(l))\ne\Delta H^\circ_{\text{f}}(\ce{H2O}(g))$. Toujours vérifier $(s)$, $(l)$, $(g)$.
• inverser une réaction change le signe de $\Delta H$ ; la multiplier par $k$ multiplie $\Delta H$ par $k$.