TP 12 : Calorimétrie

Luca MAILLARD Quentin VEROLET 076/2057418 076/4821446 maillal7@etu.unige.ch verolet0@etu.unige.ch TP 12 : Calorimétrie 1. Résumé Ce TP nous montre comment mesurer la chaleurde et la capacité calorifique associée de différentes réactions : de transfert de chaleur, de changement d état, de neutralisation, de dissolution. La méthode de base consiste à mesurer les variations de température en fonction du temps suite à une réaction. Tous les expériences se font à l aide d un calorimètre rempli d eau. 2.1 Quelques illustrations Méthodologie Dans cette expérience nous allons déterminer expérimentalement puis théoriquement si la réaction est exothermique ou endothermique Mettre 30 ml d eau a température ambiante dans un ballon poire de 50 ml, et ajouter environ 10 g de sel. Agiter pendant 30 secondes et sentir e la main ou a l aide d un thermomètre si la réaction est exothermiques ou endothermiques. On peut ensuite écrire les réactions de dissolution et calculer la chaleur de dissolution recommencer l expérience avec tous les sels : nitrate d ammonium, NH 4 NO 3 oxyde de calcium ou chaux vive, CaO acétate de sodium anhydre, NaOOCCH 3 acétate de sodium hydraté, NaOOCCH 3 3 H 2 O Dans un deuxième temps Mettre a l étuve le matériel pour un filtrage sur Buchner. Peser 45 g d acétate de sodium anhydre et mélanger avec 25 ml d eau Filtre la rection a chaud et laisser refroidir la solution filtrer. Une foi la température ambiante atteinte faire partir la cristallisation et noter les observations. Résultat On peur classer les réactions de dissolution de la plus exothermique a la plus endothermique et calculer la chaleur de dissolution. Avec la formule : CaO (s) + H 2 O (l) _ Ca(OH) 2 (s) exothermique (_T expérimentale 25 C) _ diss H = (-986.09) - (-635.09-285.83) = -65.17 kj*mol -1 NaOOCCH 3 (s) H 2 O Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) exothermique (_T expérimentale 5 C) _ diss H = (-486.01-240.12) - (-711.01) = -15.12 kj*mol -1-1 -

NaOOCCH 3 _ 3H 2 O (s) (_T expérimentale -6 C) H 2 O Na + (aq) + CH 3 COO - (aq) + 3H 2 O (l) endothermique _ diss H = (-486.01-240.12 + 3*(-285.83)) - (-1602.47) = +18.85 kj*mol -1 NH 4 NO 3 (s) H 2 O + (aq) + NH 4 (aq) + NO 3 - endothermique (_T expérimentale -13 C) _ diss H = (-205.0-132.51) - (-365.56) = +28.05 kj*mol -1 Discussion Nous pouvons donc remarquer que plus la chaleur libérée ou absorber par le système est grande, plus la variation de température est élever. Nous remarquons que la réaction de dissolution d un composer hydrater ou non hydrater est très différente. Cela est du a la grande différence de l enthalpies standards de formation du composer hydraté par rapport a son homologue non hydraté.. Nous verrons le cas plus précisément lors du dernier point. Dans la deuxième petite expérience nous remarquons que la réaction est fortement exothermique 2.2 Détermination de la capacité calorifique de l eau Introduction Toutes les mesures de chaleur spécifique des différentes expériences du TP vont dépendre de deux données primaires : la capacité calorifique de l eau et celle du calorimètre utilisé, à savoir un thermos du commerce. Méthodologie Nous allons donc calculer ces 2 capacités calorifiques Cp. La méthode consiste à chauffer une certaine masse d eau (masse initiale 300 g) avec une résistance dont on connaît l exacte puissance (tension*courant). Puis de mesurer l augmentation de la température en fonction du temps. Les mesures de température se feront avec un multimètre, la résistance étant convertie en degrés Celsius avec l étalonnage de l appareil calculé dans le TP 11. Le temps est nécessaire pour savoir la chaleur q fournie par la résistance. La chaleur est égale au produit de la puissance par le temps. Nous pouvons donc faire le graphe de la température en fonction de la chaleur. L inverse de la pente issue de ce graphe nous donne la capacité calorifique totale. Il faut ensuite continuer les mesures en ajoutant 150 g d eau à chaque fois pour avoir au moins 4 graphes avec des masses totales d eau croissantes et donc des capacités calorifiques totales différentes. Faire un dernier graphe avec ces capacités calorifiques totales en fonction de la masse d eau. - 2 -

Nous pouvons maintenant extraire la capacité calorifique de l eau qui est égale à la pente de ce graphe et la caacité calorifique du thermos qui est égale à l ordonnée à l origine. - 3 -

Résultats Tableau 1 : Etalonnage du multimètre Etalonnage pente 0.2679 ord. à l'orig. -269.69 Selon la régression linéaire du TP 11 Tableau 2 : Puissance de la résistance Tension (V) 30 Courant (A) 1.5 Puissance 45 Selon la formule (1) : Puissance = Tension * Courant Tableau 3 : masses d eau m total g m eau g vide 553.45 0 1 866.35 312.9 2 1002.14 448.69 3 1154.02 600.57 4 1291.12 737.67 Masse pesée avec une balance technique, précision ± 0.01 g Tableau 4 : 1 ère mesure Temps s Résistance Ohm Température C Chaleur J 0 1083 20.45 0 120 1092 22.86 5400 240 1109 27.41 10800 360 1124 31.43 16200 480 1142 36.25 21600 600 1154 39.47 27000 720 1172 44.29 32400 840 1184 47.50 37800 960 1199 51.52 43200 1080 1215 55.81 48600 Selon la formule (2) : Chaleur = Puissance * temps Température ( C) 60.00 50.00 40.00 30.00 20.00 10.00 Cp 1 y = 0.0007x + 19.666 R 2 = 0.9983 0.00 0 10000 20000 30000 40000 50000 60000 Chaleur q (J) Figure 1 : Chaleur en fonction du temps, mesures 1-4 -

Tableau 5 : 2 ème mesure Temps s Résistance Ohm Température C Chaleur J 0 1177 45.63 0 120 1186 48.04 5400 240 1193 49.91 10800 360 1204 52.86 16200 480 1215 55.81 21600 600 1226 58.76 27000 720 1236 61.43 32400 840 1245 63.85 37800 960 1255 66.52 43200 1080 1264 68.94 48600 Température ( C) Cp 2 y = 0.0005x + 45.243 R 2 = 0.9985 80.00 70.00 60.00 50.00 40.00 30.00 20.00 10.00 0.00 0 10000 20000 30000 40000 50000 60000 Chaleur q (J) Figure 2 : Chaleur en fonction du temps, mesures 2 Tableau 6 : 3 ème mesure Temps s Résistance Ohm Température C Chaleur J 0 1221 57.42 0 120 1232 60.36 5400 240 1237 61.70 10800 360 1241 62.77 16200 480 1247 64.38 21600 600 1255 66.52 27000 720 1262 68.40 32400 840 1269 70.28 37800 960 1276 72.15 43200 1080 1283 74.03 48600-5 -

Température ( C) Cp 3 y = 0.0003x + 57.786 R 2 = 0.9947 80.00 70.00 60.00 50.00 40.00 30.00 20.00 10.00 0.00 0 10000 20000 30000 40000 50000 60000 Chaleur q (J) Figure 3 : Chaleur en fonction du temps, mesures 3 Tableau 7 : 4 ème mesure Temps s Résistance Ohm Température C Chaleur J 0 1246 64.11 0 120 1250 65.19 5400 240 1255 66.52 10800 360 1260 67.86 16200 480 1265 69.20 21600 600 1270 70.54 27000 720 1276 72.15 32400 840 1281 73.49 37800 960 1287 75.10 43200 1080 1293 76.70 48600 Cp 4 Température ( C) 100.00 80.00 60.00 40.00 20.00 y = 0.0003x + 63.768 R 2 = 0.9979 0.00 0 10000 20000 30000 40000 50000 60000 Chaleur q (J) Figure 4 : Chaleur en fonction du temps, mesures 4 Tableau 8 : Capacités calorifiques totales Mesures Pente de la Cp total J/K régression linéaire Selon la formule (3) : Cp total (1,2,3,4) = 1/pente de la régression linéaire (figures 1,2,3,4) - 6 - masse d'eau g 1 0.0007 1429 312.90 2 0.0005 2000 448.69 3 0.0003 3333 600.57 4 0.0003 3333 737.67

Cp tot y = 4.5046x + 2.8022 R 2 = 0.9995 3500 3000 2500 Cp 2000 1500 Série1 Linéaire (Série1) 1000 500 0 0 200 400 600 800 m eau (g) Figure 5 : régression linéaire Cp totales en fct de la masse d eau Tableau 9 : Cp massique de l eau et Cp du thermos Régression linéaire Cp massique J/K/g Cp J/K Eau pente 4.50 Thermos ordonnée à l'origine 2.80 Erreur ± 0.01 ± 0.01 Selon la formule (4) : Cp, tot = Cp, eau * m eau + Cp, thermos Cp, eau = pente de la régression linéaire de la figure 5 Cp, thermos = ordonnée à l origine de la régression linéaire de la figure 5 Tableau 10 : Cp molaire de l eau MM eau g/mol Cp massique J/K/g Cp molaire J/K/mol Eau 18 4.50 81.00 Erreur ± 0.01 ± 0.01 Selon la formule (5) : Cp molaire, eau = Cp, eau * MM eau Discussion Dans le tableau 9, nous avons trouvé une valeur de capacité calorifique massique de l eau un peu élevée. Théoriquement elle est de 4.18J/K/mol. Mais c est surtout la capacité calorifique du thermos qui est très divergente. Nous avons une valeur expérimental proche de 0, alors que nous attendions une valeur située entre 150 et 200 J/K. Cela malgré le fait que nous ayons supprimé une valeur de Cp total (la 3 ème dans le tableau 8) afin d avoir une régression linéaire (figure 5) plus proche des valeurs attendue. L expérience ayant été faite deux fois sans succès, et pour que les mesures ne faussent pas trop les expériences ultérieures, nous avons utilisé les capacités calorifiques mesurées par le groupe 10. - 7 -

Résultats groupe 10 Cp totales m eau (en g) C p (en J/K) 308.14 1335.78 463.32 2105.00 628.73 2840.29 754.72 3231.57 3500.00 3000.00 2500.00 2000.00 1500.00 1000.00 500.00 y = 4.2855x + 69.431 R 2 = 0.9922 0.00 0 200 400 600 800 Cp massique et molaire de l eau et Cp thermos Régression linéaire Cp massique J/K/g Cp J/K Cp molaire J/K/mol Eau pente 4.29 77.20 Thermos ordonnée à l'origine 69.43 Erreur ± 0.01 ± 0.01 ± 0.01 2.3 La chaleur spécifique des métaux Cette experience nous permet de mesurer la capacité calorifique d un métal. Nous allons travailler avec des métaux élémentaire, à savoir du cuivre et du zinc sous forme de plaquettes. La capacité calorifique du métal est déterminée en mesurant la différence de température de l eau d un calorimètre suite à l introduction du métal chauffé à une température connue. Les masses précises de l eau et du métal sont nécessaires. Les capacités calorifiques de l eau et du calorimètre sont celles déterminées au point 2.2. Méthodologie Nettoyer et sécher 5 plaquettes de cuivre. Les peser puis les attacher avec un fil. Les immerger dans de l eau bouillante. Remplir le calorimètre avec environ 150 ml, peser précisément la masse d eau utilisée. Mesurer sa résistance à l aide du multimètre. Arrêter le chauffage de l eau contenant le métal et mesurer la température après stabilisation. Transférer rapidement les plaquettes dans le calorimètre et mesurer l évolution de la résistance. Arrêter les mesures après stabilisation. Recommencer l expérience. Tranformer les résistance en température degré celsius grace au valeurs issue de l étalonnage. Calculer la capacité calorifique massique moyenne. Faire les mêmes manipulations avec les plaquettes de zinc. - 8 -

Résultats Cuivre : Tableau Cu.1 Variation de température, mesures 1 temps s résistance Ohm température C 0 1077 18.84 60 1077 18.84 120 1077 18.84 180 1077 18.84 240 1077 18.84 300 1077 18.84 330 1084 20.71 360 1087 21.52 390 1089 22.05 420 1090 22.32 450 1090 22.32 480 1090 22.32 510 1090 22.32 Introduction du métal à t = 300 s 23 Température ( C) 22 21 20 19 18 0 50 100 150 200 250 300 350 400 450 500 Temps (s) Figure Cu.1 Températures en fonction du temps, mesures 1-9 -

Tableau Cu.2 Variation de température, mesures 2 temps s résistance Ohm température C 0 1075 18.30 60 1075 18.30 120 1075 18.30 180 1075 18.30 240 1075 18.30 300 1075 18.30 310 1082 20.18 320 1084 20.71 330 1088 21.79 345 1088 21.79 360 1088 21.79 390 1088 21.79 420 1088 21.79 Introduction du métal à t = 300 s 22 Température ( C) 21 20 19 18 0 50 100 150 200 250 300 350 400 450 500 Temps (s) Figure Cu.2 Températures en fonction du temps, mesures 2 Tableau Cu.3 Capacité calorifique du cuivre Mesures Masse cuivre g Masse eau g Température initiale cuivre C Température initiale de l'eau C Température finale de l'eau C Cp eau J/K Cp thermos J/K Cp cuivre J/K 1 84.80 140.70 86.0 18.84 22.32 4.29 69.43 0.4337 2 84.80 142.47 86.0 18.30 21.79 4.29 69.43 0.4349 Erreur ± 0.01 ± 0.01 ± 0.5 ± 0.01 ± 0.01 ± 0.01 ± 0.01 Moyenne 0.4343 Ecart-type 0.0009 Avec température initiale de l eau selon le plateau gauche des figures Cu 1 et 2. Avec température finale de l eau selon le plateau droit des figures Cu 1 et 2. Cp, eau et Cp thermos, selon le point 2.2 du groupe 10. Cp, cuivre est calculé selon la formule (1) : C p métal ( C = p eau m m eau métal + C ) * T p, therm T2 T1 0 T 2-10 -

Capacité calorifique spécifique molaire du cuivre : Cp molaire = Cp / n n = m / MM = 84.8 / 63.5 = 1.34 mol ± 0.01 Cp molaire = 0.43 J/K / 1.34 mol = 0.32 J/K/mol ± 0.01 (équation 1) Zinc : Tableau Zn.1 Variation de température, mesures 1 temps s résistance Ohm température C 0 1069 16.70 60 1069 16.70 120 1069 16.70 180 1069 16.70 240 1069 16.70 300 1069 16.70 310 1080 19.64 320 1086 21.25 330 1089 22.05 345 1090 22.32 360 1091 22.59 390 1091 22.59 420 1091 22.59 480 1091 22.5889 Introduction du métal à t = 300 s Température ( C) 23 22 21 20 19 18 17 16 0 200 400 600 Temps (s) Figure Zn.1 Températures en fonction du temps, mesures 1-11 -

Tableau Zn.2 Variation de température, mesures 2 temps s résistance Ohm température C 0 1072 17.50 60 1072 17.50 120 1072 17.50 180 1072 17.50 240 1072 17.50 300 1072 17.50 305 1079 19.37 310 1084 20.71 320 1084 20.71 330 1087 21.52 345 1091 22.59 360 1093 23.12 390 1093 23.12 420 1094 23.39 480 1094 23.39 550 1094 23.39 Introduction du métal à t = 300 s Température ( C) 24 23 22 21 20 19 18 17 16 0 100 200 300 400 500 600 Temps (s) Figure Zn.2 Températures en fonction du temps, mesures 2 Tableau Zn.3 Capacité calorifique du zinc Mesures Masse zinc g Masse eau g Température initiale zinc C Température initiale de l'eau C Température finale de l'eau C Cp eau J/K Cp thermos J/K Cp zinc J/K 1 126.55 132.41 88.0 16.70 22.59 4.29 69.43 0.4535 2 126.55 140.48 94.0 17.50 23.39 4.29 69.43 0.4429 Erreur ± 0.01 ± 0.01 ± 0.5 ± 0.01 ± 0.01 ± 0.01 ± 0.01 Moyenne 0.4482 Ecart-type 0.0075 Capacité calorifique spécifique molaire du zinc : Cp molaire = Cp / n n = m / MM = 126.55 / 65.39 = 1.94 mol ± 0.01 Cp molaire = 0.45 J/K / 1.94 mol = 0.23 J/K/mol ± 0.01 (équation 2) - 12 -

Lien avec R La relation de la capacité calorifique avec un gaz monoatomique à pression constante est : Cp, m = 5/2 R = 20.785 (équation 3) Discussion Logiquement, la température de l eau du calorimètre augmente rapidement après y avoir introduit le métal chauffé. La température se stabilise après environ une minute et l on peut voir un plateau à droite sur les figures Cu 1 et 2 et Zn 1 et 2. Pour le cuivre l augmentation de température s élève à environ 3 C, tandis que pour le zinc elle est de 6 C. Pourtant, nous trouvons des capacités calorifique massique du cuivre et du zinc assez similaires. Cela est dû au fait que la masse de zinc utilisé est deux fois supérieure à la celle du cuivre. Il y a donc plus de quantité de matière chaude qui est mise en jeu. A part la masse, une autre mesure de la quantité de matière est la mole. Nous avons donc calculé les capacités calorifiques molaires (équations 1 et 2) avec la masse molaire du tableau périodique. Içi, la différence entre le cuivre (équation 1) et le zinc (équation 2) est plus marquée. En ce qui concerne la relation avec la constante des gaz R, nous trouvons un résultat expérimental pour le zinc (équation 2) très proche de 5/2 R (équation 3). Pour le cuivre, le résultat expérimental est plus éloigné (Cp = 0.32 selon équation 1). 2.4 chaleur de fusion de la glace Méthodologie Dans cette expérience nous allons déterminé la valeur de H fusion de la glace. Peser un thermos à vide puis rajouter environ 300 ml d eau a 35-45 C et introduire la sonde Pt-1000 étalonnée. Attendre que sa se stabilise. Peser un bécher et le refroidir dans un bain de glace a 0 C.Puis avec se bécher refroidi peser 40-60g de glace et l introduire dans le thermos. Noter la résistance tout les 10 secondes et après tout les 30 secondes. Faire un graphique de la résistance transformé en température en fonction du temps. Refaire l expérience une deuxième fois. - 13 -

Résultat Table n 1 m eau = 294.82g et m glace = 82028g Temps s résistansce Ω température C 0 1161 41.3 10 1166 42.7 300 1166 42.7 introduction de la glace 305 1157 40.3 310 1150 38.4 315 1135 34.4 320 1130 33.0 330 1120 30.4 340 1111 27.9 350 1102 25.5 360 1091 22.6 390 1082 20.2 420 1076 18.6 450 1071 17.2 480 1069 16.7 510 1067 16.2 540 1065 15.6 570 1064 15.4 600 1064 15.4 630 1063 15.1 660 1063 15.1 690 1063 15.1 720 1063 15.1 750 1063 15.1 Graphique n 1 glace n 1 45.0 40.0 35.0 température C 30.0 25.0 20.0 15.0 10.0 5.0 0.0 0 100 200 300 400 500 600 700 800 temps s - 14 -

Table n 2 m eau = 294.82g et m glace = 82028g Temps s résistansce Ω température C 0 1167 42.9 10 1175 45.1 300 1175 45.1 introduction de la glace 310 1175 45.1 320 1155 39.7 330 1145 37.1 340 1133 33.8 350 1124 31.4 360 1116 29.3 390 1113 28.5 420 1104 26.1 450 1103 25.8 480 1102 25.5 510 1101 25.3 540 1101 25.3 570 1101 25.3 600 1101 25.3 630 1101 25.3 660 1101 25.3 690 1101 25.3 720 1101 25.3 750 1101 25.3 Graphique n 2 50.0 glace n 2 45.0 40.0 température C 35.0 30.0 25.0 20.0 15.0 10.0 5.0 0.0 0 100 200 300 400 500 600 700 800 temps s ( C p meau + C ) eau p, therm Grâce a la formule ΔH fuss = *( T1 T2 ) C p, eau ( T2 T0 ) m glace - 15 -

On peut calculer la chaleur de fusion qu on peut transformer en chaleur de fusion molaire et qu on peut comparer avec la valeur trouver l ors du TP 11 en cryoscopie. cryoscopie?? fuss J/g?? fuss kj/mol?? cong kj/mol glace n 1 382.71 6.888-5.178 glace n 2 366.84 6.603-5.178 moyenne 374.78 6.75 ecar type 11.22 0.20 Discussion Ces mesures nous permettent de calculer la chaleur de fusion molaire qui est a peu de chose près égale a l inverse de la mesure trouvé lors de l expérience 11 en cryoscopie. Ceci est normal car en cryoscopie on calculait la chaleur de congélation. C est à dire l inverse de ce que l on calcule ici. L écart pas trop grands entre nos mesure montre que l expérience a relativement bien marché. 2.5 La chaleur spécifique des métaux Introduction Le but de cette expérience est de mesurer la chaleur produite par une réaction de neutralisation d une base forte et d un acide fort, à savoir de l hydroxyde de sodium (NaOH) et de l acide chlorhydrique (HCl) en solution. La méthode utilisée est la même que pour les autres calculs de chaleur, c est-à-dire une mesure de la différence de température avant et après réaction dans le calorimètre. Il faut connaître la molarité et la température exacte des deux solutions. Une standardisation avec de l acide borique et une préparation un journée à l avance est nécessaire. Il faut aussi connaître le nombre de moles du réactif limitant, car différents mélanges à volume différent sont effectués. Calcul du nombre de moles selon la formule (1) : n = concentration du réactif limitant * (masse du même réactif/masse volumique de l eau) Calcul de l enthalpie de réaction selon la formule (2) : ΔH ( C = p eau m HCl n + C p, therm ) * ( T 1 C T ) + 2 p, eau m n NaOH T 0 T 2-16 -

Méthodologie Préparer 1L de HCl 1 M et 1L de NaOH 1M. Standardiser avec de l acide borique. Faire les mélanges selon le tableau suivant. Volume NaOH ml Volume HCl ml Mélange 1 120.000 180 Mélange 2 140.0000 160 Mélange 3 160.000 140 Mélange 4 180.000 120 Respecter environ les volumes indiqués, mais surtout peser précisément les masses de NaOH et de HCl utilisées. Peser directement le HCl dans le thermos. Pour le NaOH, peser dans un bécher, puis faire un pesage en retour : peser le bécher avec la solution, puis après transvasage, vu qu il reste un peu de solution qui n a pas été transvasée. Mesurer l évolution de la température en fonction du temps avant et après transvasage. Résultats Tableau 1 : Concentration de l acide borique Acide borique Erreur Masse molaire g/mol 61.781 H 3 BO 3 Masse g 3.4780 ± 0.001 Volume L 0.100 ± 0.001 Concentration mol/l 0.563 ± 0.001 Tableau 2 : Concentration de la solution de NaOH N concentration acide borique mol/l volume acide borique L volume NaOH L concentration NaOH mol/l 1 0.56 0.010 0.0048 1.17 2 0.56 0.010 0.0049 1.15 3 0.56 0.010 0.0048 1.17 moyenne 1.16 ecart type 0.0138 CV 0.01 Tableau 3 : Concentration de la solution de HCl N concentration (NaOH) (mol/l) volume (NaOH) (L) volume (HCl) (L) concentration (HCl) (mol/l) 1 1.16 0.01 0.0091 1.28 2 1.16 0.01 0.0090 1.29 3 1.16 0.01 0.0091 1.28 4 1.16 0.01 0.0090 1.29 moyenne 1.29 ecart type 0.0082 CV 0.01-17 -

Tableau m.1 : mélange 1 temps s résistance Ohm température C 0 1080 19.64 60 1080 19.64 180 1080 19.64 300 1080 19.64 315 1099 24.73 330 1100 25.00 345 1100 25.00 360 1101 25.27 390 1101 25.27 420 1101 25.27 600 1101 25.27 N.b Introduction du NaOH à t = 300 s pour tous les mélanges Mélange 1 Température C 27 26 25 24 23 22 21 20 19 18 0 120 240 360 480 600 Temps s Figure 1 Tableau m1 : Chaleur de réaction du mélange 1 Mélange 1 Masse g T initiale C T finale C n mol Chaleur réaction J/mol NaOH 122.53 19.5 25.27 0.143-51156 HCl 160.78 19.64 25.27 Tableau m.2 : mélange 2 temps s résistance Ohm température C 0 1080 19.64 60 1080 19.64 180 1080 19.64 300 1080 19.64 305 1084 20.71 310 1097 24.20 315 1100 25.00 320 1101 25.27 330 1102 25.54 340 1103 25.80 360 1103 25.80 390 1103 25.80 480 1103 25.80-18 -

Mélange 2 Température C 27 26 25 24 23 22 21 20 19 18 0 120 240 360 480 600 Temps s Figure 2 Tableau m2 : Chaleur de réaction du mélange 2 Mélange 2 Masse g T initiale C T finale C n mol Chaleur réaction J/mol NaOH 135.19 19.5 25.80 0.157-51172 HCl 150.79 19.64 25.80 Tableau m.3 : mélange 3 temps s résistance Ohm température C 0 1080 19.64 60 1080 19.64 180 1080 19.64 300 1080 19.64 305 1091 22.59 310 1098 24.46 315 1101 25.27 320 1102 25.54 330 1103 25.80 345 1103 25.80 480 1103 25.80 600 1103 25.80-19 -

Mélange 3 Température C 27 26 25 24 23 22 21 20 19 18 0 120 240 360 480 600 720 Temps s Figure 3 Tableau m3 : Chaleur de réaction du mélange 3 Mélange 3 Masse g T initiale C T finale C n mol Chaleur réaction J/mol NaOH 164.41 19.5 25.80-52238 HCl 119.16 19.64 25.80 0.153 Tableau m.4 : mélange 4 temps s résistance Ohm température C 0 1080 19.64 60 1080 19.64 180 1080 19.64 300 1080 19.64 305 1090 22.32 310 1098 24.46 320 1101 25.27 330 1102 25.54 345 1102 25.54 360 1102 25.54 480 1102 25.54 600 1102 25.54-20 -

Mélange 4 Température C 27 26 25 24 23 22 21 20 19 18 0 120 240 360 480 600 720 Temps s Figure 4 Tableau m4 : Chaleur de réaction du mélange 4 Mélange 4 Masse g T initiale C T finale C n mol Chaleur réaction J/mol NaOH 183.92 19.5 25.54-53017 HCl 120.36 19.64 25.54 0.155 Tableau 4 : Chaleur de réaction des mélanges Mélange Chaleur réaction J/mol 1-51156 2-51172 3-52238 4-53017 Moyenne -51896 Ecart-type 903 Chaleur de neutralisation avec Hess : Il faut calculer la chaleur de neutralisation de la réaction : H + + OH - H 2 O Selon les enthalpies standards, l enthalpie de la réaction est : -285.83 (-0 229.99) = -55.84 kj * mol -1 = 55840 J/mol Discussion Nous trouvons un résutat expérimental de la chaleur de réaction moyenne (tableau 4) assez proche de l enthalpie théorique selon les valeurs des tables. - 21 -

2.6 Enthalpie d hydratation Méthodologie Grace à cette expérience nous allons pouvoir calculer la chaleur d hydratation du sel Na 2 CO 3. Peser un thermos a vide puis rajouter 200 ml d eau et repeser pour avoir la masse exacte d eau. Introduire la sonde Pt-1000 étalonnée dans le thermos et attendre que la résistance se stabilise puis ajouter 10 g de Na 2 CO 3. Relever la résistance tout les 10 puis 30 seconde. Faire l expérience encore une fois pour le Na 2 CO 3 puis deux fois avec 15 g de Na 2 CO 3 _ 10H 2 O. Il est alors possible de transformer la résistance en température grâce à l étalonnage fait précédemment ainsi on peut tracer un graphique. M sel Grâce a la formule (1) : Δ diss H = ( C p meau + C p, therm ) ( T1 T2 ) eau m On peut calculer la chaleur de dissolution expérimentale En prenant les valeurs C p ; m eau eau ; C p, therm dans les point précédant. sel Résultat Tableau n 1 avec 10.07 g Na 2 CO 3 et 197.22 g d eau Temps s résistansce Ω température C 0 1076 18.6 10 1081 19.9 300 1081 19.9 introduction du sel 310 1086 21.2 320 1086 21.2 330 1087 21.5 345 1087 21.5 350 1087 21.5 360 1088 21.8 420 1088 21.8 450 1088 21.8 480 1089 22.1 510 1089 22.1 540 1090 22.3 570 1090 22.3 600 1090 22.3 630 1090 22.3 660 1090 22.3 690 1090 22.3-22 -

Graphique n 1 enthalpie d'hdratation tempétature C 1092 1090 1088 1086 1084 1082 1080 1078 1076 1074 0 200 400 600 800 temps s _ diss H expérimental selon la formule (1) = -23228 J Tableau n 2 avec 9.99 g Na 2 CO 3 et 191.8 g d eau Temps s résistansce Ω température C 0 1076 18.6 10 1077 18.8 300 1077 18.8 introduction du sel 310 1081 19.9 320 1084 20.7 330 1086 21.2 345 1088 21.8 360 1092 22.9 390 1083 20.4 420 1083 20.4 450 1083 20.4 480 1084 20.7 510 1084 20.7 540 1084 20.7 570 1084 20.7 600 1084 20.7 630 1084 20.7 660 1084 20.7-23 -

Graphique n 2 25.0 enthalpie d'hdratation 20.0 température C 15.0 10.0 5.0 0.0 0 100 200 300 400 500 600 700 temps s _ diss H expérimental selon la formule (1) = -17741 J Tableau n 3 avec 14.87 g Na 2 CO 3 _ 10H 2 O et 191.07 g d eau Temps s résistansce Ω température C 0 1072 17.5 10 1074 18.0 300 1074 18.0 introduction du sel 305 1070 17.0 310 1061 14.6 320 1058 13.7 330 1057 13.5 340 1056 13.2 350 1056 13.2 360 1056 13.2 390 1056 13.2 420 1056 13.2 450 1056 13.2 480 1056 13.2 510 1060 14.3 540 1060 14.3 570 1059 14.0 600 1059 14.0 630 1059 14.0 660 1059 14.0 690 1059 14.0-24 -

Graphique n 3 enthalpie d'hdratation température C 20.0 18.0 16.0 14.0 12.0 10.0 8.0 6.0 4.0 2.0 0.0 0 100 200 300 400 500 600 700 temps s _ diss H expérimental selon la formule (1) = -68748. J Tableau n 4 avec 15.35 g Na 2 CO 3 _ 10H 2 O et 198.81 g d eau Temps s résistansce Ω température C 0 1075 18.3 10 1076 18.6 300 1076 18.6 introduction du sel 310 1059 14.0 320 1056 13.2 330 1055 12.9 340 1059 14.0 350 1062 14.8 360 1063 15.1 390 1062 14.8 420 1061 14.6 450 1061 14.6 480 1061 14.6 510 1060 14.3 540 1061 14.6 570 1062 14.8 600 1062 14.8 630 1062 14.8 660 1062 14.8 690 1062 14.8-25 -

Graphique n 3 enthalpie d'hdratation température C 20.0 18.0 16.0 14.0 12.0 10.0 8.0 6.0 4.0 2.0 0.0 0 100 200 300 400 500 600 700 temps s _ diss H expérimental selon la formule (1) = -64480 J Calcule de la chaleur de dissolution théorique à partir des enthalpies standards (1) Na 2 CO 3 (s) H 2 O 2Na + (aq) +CO 2-3 (aq) _ diss H (-667.14 +2*(-240.12)) (-1130.93) = -16.45 kj*mol -1 (2) Na 2 CO 3 _ 10 H 2 O(s) H 2 O 2Na + (aq) +CO 2-3 (aq) +10 H 2 O (l) _ diss H (-677.14 +2*(-240.12) +10*(-285.83)) (-4081.91) = +66.23 kj*mol -1 Avec la loi de Hess on peut calculer la l enthalpie d hydratation du carbonate de sodium a partir des équation (1) et (2). (1) Na 2 CO 3 (s) _ 2Na + (aq) +CO 3 2- (aq) (2) Na 2 CO 3 _ 10 H 2 O(s) _ 2Na + (aq) +CO 3 2- (aq) +10 H 2 O (l) Pour arriver a l équation : Na 2 CO 3 +10 H 2 O (s) _ Na 2 CO 3 _ 10 H 2 O(s) Il suffit de «retourner» l équation (2) Et donc l enthalpie d hydratation du carbonate de sodium est égale a _ diss H (1) - _ diss H (2) = -82.68 kj*mol -1-26 -

Discussion Nous pouvons comparer les résultats trouvés expérimentalement et ceux trouvé a l aide des enthalpies standards de formation sels?? experimental kj?? experimental kj Na 2 CO 3-23.23-16.45 Na 2 CO 3-17.74-16.45 moyenne -20.485 Na 2 CO 3 *10H 2 O 68.75 66.23 Na 2 CO 3 *10H 2 O 64.48 66.23 moyenne 66.615 Dans les cas du Na 2 CO 3 on remarque que une fois l expérience a mal marché et que la deuxième fois nos résultats sont beaucoup mieux. Cela s explique que se sel se dissout très mal et donc il est difficile de faire une bonne mesure Dans le cas duna 2 CO 3 _ 10 H 2 O nous résultat concorde relativement bien avec la valeur théorique car le sel se dissout beaucoup mieux. On relève encore la grande différence de chaleur de dissolution entre un composé hydratée et le même non hydratée. Cette différence s explique avec l enthalpie d hydratation que l on peut calculer avec la loi de Hess. Cette enthalpie est la chaleur que doit fournir le sel non hydraté pour s hydrater. Cela explique que quant on veux dissoudre le sel Na 2 CO 3 il doit d abors s hydrater puis se dissoudre. Donc _ diss H Na 2 CO 3 = _ hydratation H + _ diss H Na 2 CO 3 _ 10 H 2 O = -82.68 + 66.23 = -16.45 3. Conclusion Dans la première expérience nous pouvons vérifier qu une solution exothermique est accompagnée d un élèvement de la température et donc d un H négatif. Inversement pour les réactions endothermiques. Pour l expérience de la capacité calorifique de l eau et du thermos, les valeurs trouvées n ont pas satisfait la précision voulue pour pouvoir les utiliser par la suite. Cela vient peut-être de mauvaises manipulationsm bien que l expérience ait été produite deux fois. Nous avons pris les valeurs d un autre groupe. Nous avons ensuite calculé la capacité calorifique de deux métaux (cuivre et zinc). Leur capacité calorifique est à peu près égale, leur Cp molaire diffère un peu. La loi de relation avec les gaz joue à peu près. Lors de l expérience qui concerne la glace nous pouvons calculer la chaleur de fusion cette dernière que nous pouvons comparer a la valeur de congélation trouver en cryoscopie. L expérience sur la chaleur de neutralisation nous à montré comment fonctionne précisément une réaction exothermique et sa chaleur associée. - 27 -

Pour finir grâce à la chaleur de dissolutions d un sel hydrater et d un autre non hydraté nous pouvons calculer la chaleur nécessaire a l hydratation du sel et donc explique pourquoi l un a une chaleur de dissolution négative et l autre positive. - 28 -