Coucou
J'espere que je vais être assez claire parce que c'est pas facile d'expliquer tout ça
Une réaction isotherme, c'est une réaction qui se fait à température constante, donc au début et à la fin de ta réaction, tu as la même température. Mais tu peux très bien avoir des intermédiaires avec des libérations ou absorptions d'énergie, tant qu'au final tu retournes à la température initiale.
Si tu as une réaction qui se fait à 20°C et que tu libères 10°C, puis que tu en absorbes 10°C, au final tu auras toujours tes 20°C. Donc ta température a été modifié mais au final c'est la même. Donc tu as bien un échange de chaleur même si elle reste au final constante
Pour la deuxième partie de ta question, on fait un petit récap:
L'enthalpie c'est une fonction d'état qui est définie pour les réactions isobares (à Pression constante).
On arrive à savoir si une réaction est exothermique ou endothermique en regardant le signe de H.
Donc tu peux très bien avoir une réaction exothermique (qui libère de la chaleur) mais qui se fait à P constante.
Je viens de voir ce qui te cause problème. Sur la fiche, j'ai mis le titre "chaleur de réaction isotherme" et après les significations de H. J'ai pris le même titre que dans le livre et je t'avoue que sur le coup ça m'a choqué aussi.
En fait je pense que le prof parle du cas des gaz parfaits en réaction isotherme (modèle très théorique) qui permet de simplifier les calculs pour les gaz réels.
Si c'est juste le titre qui te dérange, barre le parce qu'on s'en fout
J'espère t'avoir aidée ! Si c'est pas claire, dis le moi et j'essaierai de t'expliquer autrement et d'avoir plus d'infos.
Bon courage
