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1 E.T.S.L Classe Prépa-BTS Objectif : - Déterminer l enthalpie de dissolution du chlorure de calcium anhydre. Principe de la calorimétrie : 1) Équation calorimétrique : Qu est ce que la calorimétrie? C est tout simplement la mesure des quantités de chaleur échangées (on rappelle qu une quantité de chaleur correspond à une énergie) entre les différents constituants d un système que l on considérera comme fermé. Si l on se place dans le cas simple d un système fermé à deux constituants S 1 et S 2. Nous allons observer des échanges de chaleur entre ces deux corps entre l instant initial (début de la mesure) et l instant final (fin de la mesure). Le système étant isolé thermiquement (enceinte adiabatique), il n y a pas de perte de chaleur vers le milieu extérieur, donc la somme des quantités de chaleur gagnée par l un ou l autre des deux corps sera égale à la somme des quantités de chaleur cédée par l un ou l autre des deux corps, d ou l équation calorimétrique :! Q! Q cédée = gagnée 2) Les grandeurs calorimétriques : - a - La capacité thermique C : La capacité thermique C d un corps est la quantité de chaleur qu il faut fournir à ce corps pour l échauffer de 1 C ou de 1 K. 30

2 Si un corps reçoit la quantité de chaleur Q et s échauffe de Δθ, on peut écrire : Q = C.Δθ = C(θ f - θ i ) - b - La capacité thermique massique c : Pour un corps thermique homogène, solide ou liquide, elle représente la quantité de chaleur, qu il faut fournir à l unité de masse du corps pour augmenter sa température de 1 C ou de 1 K. Q = m.c.δθ Principe de la dissolution d un cristal ionique dans l eau : 1) La dissolution d un cristal ionique dans l eau : Lorsque l on met un cristal ionique dans l eau, les molécules d eau entourent les ions qui se trouvent à la surface du solide. L attraction cation-anion est ainsi fortement diminuée et, sous l action de l agitation thermique, les ions se séparent : ils se dissocient. Les ions hydratés s éloignent ensuite du cristal, puis se dispersent parmi les molécules d eau. Ce processus se répète pour tous les ions du cristal au fur et à mesure de sa dissolution. Schématiquement, la mise en solution fait intervenir trois phénomènes : - La dissociation des ions du cristal conduisant progressivement à la destruction de l édifice cristallin ; - L hydratation des ions ; - La dispersion des ions hydratés dans la solution. La dissociation et la dispersion sont deux étapes endothermiques, par contre l hydratation, étape au cours de laquelle des liaisons se forment, est un phénomène exothermique. Mais globalement la dissolution peut être endothermique ou exothermique. 2) L enthalpie molaire de dissolution : L enthalpie molaire de dissolution d un cristal ionique de formule M a X b à une température donnée est, par définition, l enthalpie molaire, à cette température, de la réaction d équationbilan : M a X b (cristal) am n+ (aq) + bx p- (aq) On la notera Q diss et elle sera exprimée en J.mol

3 Question théorique - Écrire l équation-bilan de la dissolution du chlorure de calcium anhydre dans l eau. - Expérimentation : Matériel : - Un calorimètre avec agitateur et couvercle. - Un tube à essais. - Un thermomètre. - Une balance précise au gramme. - Du chlorure de calcium anhydre. Manipulation : 1) Expérience préliminaire : - Remplir un tube à essais avec environ 5 ml d eau et placer un thermomètre à l intérieur. - Dans le tube à essais, ajouter, avec précaution, une spatule de chlorure de calcium CaCl 2. - Décrire vos observations et conclure sur l effet de dissolution du chlorure de calcium dans l eau. 2) Détermination de la chaleur de dissolution du chlorure de calcium anhydre : - Installer le thermomètre et l agitateur dans le calorimètre muni de son couvercle. Mesurer la masse du calorimètre vide. Noter cette valeur m 1. - Poser le calorimètre sur la paillasse. - Vous verserez 200 ml d eau distillée mesurée à l éprouvette graduée dans le calorimètre en y introduisant un thermomètre. Mesurer la masse du système : (calorimètre + eau). Noter cette valeur m 2. - Poser le calorimètre sur la paillasse. 32

4 - Agiter régulièrement l eau et noter sa température θ 1. Toutes les mesures de températures se réalisent au 1/10 ème de degré celsius. - Peser, avec précision 10 g de chlorure de calcium anhydre. - Introduiser tout le chlorure de calcium ainsi pesé dans le calorimètre et agiter. La température s élève - Après avoir vérifié que tout le chlorure de calcium est dissous, relever la température maximale θ 2 atteinte par le mélange. - Vider le calorimètre et rincer tout le matériel (thermomètre, agitateur...) - Sécher tout le matériel. - Exploitation : Regrouper vos mesures dans le tableau suivant : m 1 (g) m 2 (g) m(cacl 2 ) (g) θ 1 ( C) θ 2 ( C) Calculer en réécrivant les expressions littérales : - La masse d eau m eau contenue dans le calorimètre en démontrant son expression littérale. - La quantité de chaleur Q reçue par l eau ( c eau = 4185 J.K -1.kg -1 ). - La quantité de chaleur Q C reçue par le calorimètre (C 130 J.K -1 ). - La quantité de chaleur Q reçue par le cristal ionique Nous admettrons que la capacité thermique de la solution finale peut être assimilée à celle de l eau pure. En déduire la Chaleur reçue par le système Q reçue. Regrouper vos résultats dans le tableau suivant : m (g) m(cacl 2 ) (g) Q (kj) Q C (kj) Q (kj) Q reçue (kj) 33

5 La chaleur dégagée par la dissolution du chlorure de calcium dissous, soit Q diss (CaCl 2 ), sert à chauffer la solution et le calorimètre d où : Q diss (CaCl 2 ) = - Q reçue - Calculer la chaleur de dissolution d une mole de chlorure de calcium. Il faut pour cela calculer au préalable le nombre de mole n de chlorure de calcium placé dans le calorimètre. On donne : M(Ca) = 40,1 g.mol -1 et M(Cl) = 35,5 g.mol Comparer le résultat obtenu avec la valeur donnée dans les tables. Conclure. Chaleur molaire de dissolution, D diss, de quelques composés ioniques à 25 C en kj.mol -1 34

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