TP calorimétrie. Les quantités de chaleur sont exprimées en Joule (J) ou en calorie (cal). On

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1 TP calorimétrie Objectifs : Mesures de chaleurs et de capacités calorifiques. 1 Théorie 1.1 Généralités La calorimétrie repose sur un principe fondamental : principe de l égalité des échanges thermiques (ce qui est perdu par un milieu est gagné par un autre milieu) : c est le premier principe de la thermodynamique. En calorimétrie, les transformations se font à pression constante (elles sont isobares). On considère les capacités calorifiques molaires ( c pm ) constantes c est à dire indépendantes de la température et de la pression. On étudie des systèmes liquides et solides : on les considère incompressibles donc leur volume est constant. La conséquence est que tout échange d énergie thermique s écrit : avec Q p = n c pm ΔT (1) n le nombre de moles en mole (mol) ; c pm la capacité calorifique molaire à pression constante en Joule par Kelvin par mole (J. K 1. mo l 1 ) ; ΔT = T f T i la différence de température du sous-système en degré Kelvin (K). ( K g 1 Les quantités de chaleur sont exprimées en Joule (J) ou en calorie (cal). On sait que 1 cal = 4, 18 J. Un système est adiabatique s il n y a pas d échange d énergie thermique (de chaleur) entre lui et le milieu extérieur. Il existe d autres capacités calorifiques : La capacité calorifique massique c p exprimée en Joule par Kelvin par kilogramme ( J.. k ) La capacité calorifique (tout court) : C p = m c p = n c pm en Joule par Kelvin ( J. K 1 ). Mais par la suite on omettra les indices et on parlera de capacité calorifique noté c (capacité massique, la seule utilisée). 1.2 Capacité calorifique d un calorimètre L instrument utilisé pour mesurer échanges de chaleur et capacités calorifiques est un calorimètre. Les mesures calorimétriques étant basées sur des échanges thermiques entre sous-systèmes dans le calorimètre, il faut prendre aussi en compte les échanges thermiques entre ce que contient le calorimètre et le calorimètre :

2 c est le rôle de μ que l on appelle la valeur en eau du calorimètre. On considère qu en ce qui concerne les échanges thermiques, le calorimètre et ses accessoires sont équivalents à une masse d eau, μ. Ainsi on peut écrire la capacité calorifique du calorimètre comme :

3 = μ ce (3) avec c e la capacité calorifique massique de l'eau liquide, soit 4180 J. K 1. kg 1 ; μ la masse équivalente en eau du calorimètre en kilogramme (kg). 1 Donc s exprime en Joule par Kelvin (J. K ). Par contre, on ne prendra pas en compte les échanges entre le calorimètre et le milieu extérieur, le système calorimètre + accessoires est donc isolé. 2 Dispositif expérimental 2.1 Le calorimètre adiabatique Le calorimètre est comme une "bouteille thermos", ceci afin de diminuer les pertes thermiques : l instrument devient alors presque un calorimètre adiabatique. 2.2 Détails techniques Le chauffage de l eau peut se faire grâce à une bouilloire ou une plaque électrique. La température est relevée à l aide d un thermomètre à thermocouple avec lecture digitale sur un boîtier : utiliser la précision 0, 1 C. Figure 1 - Calorimètre adiabatique Attention aux instruments couteux et fragiles. Bien agiter les mélanges et bien fermer le calorimètre pour de meilleurs résultats. 3 Manipulation 3.1 Détermination de la capacité calorifique du calorimètre 1. Dans le calorimètre, introduire m grammes (pas plus de 100 g environ) d eau à la température ambiante. 2. Noter la température d équilibre T i. 3. Ajouter m grammes (pas moins de 200 g environ) d eau tiède à la température T 0 (25 C < T 0 < 40 C ). Noter T 0. Homogénéiser le mélange en l agitant. 4. Noter la nouvelle température T f (elle correspond à la température minimale atteinte dans le calorimètre). 5. Déterminer μ sachant que : La quantité de chaleur Q 1 apportée par l eau chaude est Q 1 = m c e (T f T 0 ) ; La quantité de chaleur Q 2 reçue par le calorimètre et l eau de masse m est : Q 2 = (m + μ) c e (T f T i ) ; (4)

4 Et le système isolé permet d écrire : Q 1 + Q 2 = La détermination de μ est importante pour la suite donc il en faut une valeur assez sure. Refaire une mesure de μ (étapes 1, 2, 3, 4 et 5) puis faire la moyenne des 2 résultats pour la suite du TP. Si nécessaire, éliminer un des deux résultats. Faire vérifier la valeur de μ auprès de l enseignant.

5 3.2 Détermination de la chaleur massique d un métal 1. Déterminer la masse M du morceau de métal. Le porter à la température T 0 = 100 C en le mettant dans l eau bouillante de la casserole (attendre suffisamment longtemps). Il ne faut pas que ce morceau de métal touche le fond de la casserole (car elle n est pas à 100 C ). 2. Mettre une masse m d eau dans le calorimètre. Noter la température T i de l eau. 3. Immerger le morceau de métal dans l eau du calorimètre. Homogénéiser en agitant. < 4. Relever T f à l équilibre thermique. 5. Déterminer la chaleur massique du métal c sachant que : La quantité de chaleur Q 1 apportée par le métal est Q 1 = M c ( T f T 0 ) ; La quantité de chaleur Q 2 reçue par le calorimètre et l eau est : Q 2 = (m + μ) c e ( T f T i ) ; Et le système isolé permet d écrire : Q 1 + Q 2 = Détermination de la chaleur latente de fusion de la glace 1. Mettre une masse m d eau chaude dans le calorimètre. Noter T i. Choisir T i d autant plus grande que la masse de glace sera grande. 2. Prélever de la glace (masse M à peser précisément) à la température T 0 = 0 C. Important : il ne faut pas que la glace ait commencé à fondre avant son utilisation. Plonger cette glace dans le calorimètre. Homogénéiser en agitant. 3. Relever la température T f à l équilibre thermique : la glace doit être entièrement fondue et la température ne doit plus varier beaucoup. 4. Déterminer la chaleur latente de fusion de la glace L F sachant que : La chaleur perdue par l eau et le calorimètre est Q 1 = (m + μ) ( T f T i ) c e ; La quantité de chaleur nécessaire pour faire fondre la glace et l élever à la température T f est Q 2 = M[ L F + c e ( T f T 0 )] ; On a toujours: Q 1 + Q 2 = Refaire une mesure de L F (paragraphes 1, 2, 3 et 4) avec d autres masses et températures. Conclure. 3.4 Détermination de la chaleur massique de l éthanol 1. Prendre environ 100 cm 3 d eau et les refroidir grâce à environ 50 g de glace jusqu à T i 5 C. On a donc m 150 g d eau (à mesurer précisément). Mettre cette eau dans le calorimètre. Noter la température T i de l eau. 2. Mesurer et noter la température de l éthanol dans sa bouteille : T 0. Verser de l éthanol (masse m 0 50 g d éthanol à mesurer précisément) dans le calorimètre. Homogénéiser en agitant. 3. Relever T f à l équilibre thermique. 4. Déterminer la chaleur massique de l éthanol c 0 sachant que :

6 c g 1 K 1 La quantité de chaleur apportée par l éthanol est Q 1 = m 0 c 0 ( T f T 0 ) ; La quantité de chaleur Q 2 reçue par le calorimètre et l eau est: Q 2 = (m + μ) c e ( T f T i ). On a toujours Q 1 + Q 2 = En réalité, 2500 J. k..\,d où vient l erreur? Ce n est pas une 0 incertitude mais une vraie erreur.comment mesurer c 0 autrement, afin d éviter cette erreur? Décrire le protocole entièrement. 6. Facultatif : le réaliser