TP 12 : Calorimétrie - asso-etud.unige.ch · Groupe 9 TP 12 : Calorimétrie 23.9.2009 - 3 - Nous pouvons maintenant extraire la capacité calorifique de l’eau qui est égale à

Groupe 9 TP 12 : Calorimétrie 23.9.2009Luca MAILLARD Quentin VEROLET076/2057418 076/[email protected] [email protected]

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TP 12 : Calorimétrie

1. Résumé

Ce TP nous montre comment mesurer la chaleurde et la capacité calorifique associée dedifférentes réactions : de transfert de chaleur, de changement d’état, de neutralisation, dedissolution.La méthode de base consiste à mesurer les variations de température en fonction du tempssuite 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 réactionest exothermique ou endothermique

Mettre 30 mL d’eau a température ambiante dans un ballon poire de 50 mL, et ajouter environ 10g de sel. Agiter pendant 30 secondes et sentir e la main ou a l’aide d’un thermomètre si la réactionest exothermiques ou endothermiques.On peut ensuite écrire les réactions de dissolution et calculer la chaleur de dissolutionrecommencer l’expérience avec tous les sels :

nitrate d’ammonium, NH4NO3 oxyde de calcium ou chaux vive, CaO acétate de sodium anhydre, NaOOCCH3 acétate de sodium hydraté, NaOOCCH3 · 3 H2O

Dans un deuxième temps Mettre a l’étuve le matériel pour un filtrage sur Buchner. Peser 45 gd’acétate de sodium anhydre et mélanger avec 25 mL d’eauFiltre la rection a chaud et laisser refroidir la solution filtrer. Une foi la température ambianteatteinte faire partir la cristallisation et noter les observations.

Résultat

On peur classer les réactions de dissolution de la plus exothermique a la plus endothermique etcalculer la chaleur de dissolution. Avec la formule :

CaO (s) + H2O (l) _ Ca(OH)2 (s) exothermique (_T expérimentale ≅ 25°C)

_dissH° = (-986.09) - (-635.09 -285.83) = -65.17 kJ*mol-1

NaOOCCH3 (s) → OH2 Na+ (aq) + CH3COO- (aq) exothermique (_T expérimentale ≅ 5°C)

_dissH° = (-486.01 -240.12) - (-711.01) = -15.12 kJ*mol-1

Groupe 9 TP 12 : Calorimétrie 23.9.2009

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NaOOCCH3 _ 3H2O (s) → OH2 Na+ (aq) + CH3COO- (aq) + 3H2O (l) endothermique (_T expérimentale ≅ -6°C)

_dissH° = (-486.01 -240.12 + 3*(-285.83)) - (-1602.47) = +18.85 kJ*mol-1

NH4NO3 (s) → OH2 (aq) + NH4+ (aq) + NO3- endothermique (_T expérimentale ≅ -13°C)

_dissH° = (-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’uncomposer hydrater ou non hydrater est très différente. Cela est du a la grande différence del’enthalpies standards de formation du composer hydraté par rapport a son homologue nonhydraté. . 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 dedeux données primaires : la capacité calorifique de l’eau et celle du calorimètre utilisé, àsavoir un thermos du commerce.

Méthodologie

Nous allons donc calculer ces 2 capacités calorifiques Cp. La méthode consiste à chauffer unecertaine masse d’eau (masse initiale 300 g) avec une résistance dont on connaît l’exactepuissance (tension*courant). Puis de mesurer l’augmentation de la température en fonction dutemps. Les mesures de température se feront avec un multimètre, la résistance étant convertieen degrés Celsius avec l’étalonnage de l’appareil calculé dans le TP 11. Le temps estnécessaire pour savoir la chaleur q fournie par la résistance. La chaleur est égale au produit dela puissance par le temps.

Nous pouvons donc faire le graphe de la température en fonction de la chaleur. L’inverse de lapente 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 aumoins 4 graphes avec des masses totales d’eau croissantes et donc des capacités calorifiquestotales différentes.

Faire un dernier graphe avec ces capacités calorifiques totales en fonction de la masse d’eau.


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


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Résultats

Tableau 1 : Etalonnage du multimètreEtalonnagepente 0.2679ord. à l'orig. -269.69Selon la régression linéaire du TP 11Tableau 2 : Puissance de la résistanceTension (V) 30Courant (A) 1.5Puissance 45

Selon la formule (1) : Puissance = Tension * Courant

Tableau 3 : masses d’eaum total g m eau g

vide 553.45 01 866.35 312.92 1002.14 448.693 1154.02 600.574 1291.12 737.67

Masse pesée avec une balance technique, précision ± 0.01 g

Tableau 4 : 1ère mesureTemps s Résistance Ohm Température °C Chaleur J

0 1083 20.45 0120 1092 22.86 5400240 1109 27.41 10800360 1124 31.43 16200480 1142 36.25 21600600 1154 39.47 27000720 1172 44.29 32400840 1184 47.50 37800960 1199 51.52 432001080 1215 55.81 48600

Selon la formule (2) : Chaleur = Puissance * temps

Cp 1 y = 0.0007x + 19.666R2 = 0.9983

0.00

10.00

20.00

30.00

40.00

50.00

60.00

0 10000 20000 30000 40000 50000 60000

Chaleur q (J)

Tem

péra

ture

(°C

)

Figure 1 : Chaleur en fonction du temps, mesures 1


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Tableau 5 : 2ème mesureTemps s Résistance Ohm Température °C Chaleur J

0 1177 45.63 0120 1186 48.04 5400240 1193 49.91 10800360 1204 52.86 16200480 1215 55.81 21600600 1226 58.76 27000720 1236 61.43 32400840 1245 63.85 37800960 1255 66.52 432001080 1264 68.94 48600

Cp 2 y = 0.0005x + 45.243R2 = 0.9985

0.0010.0020.0030.0040.0050.0060.0070.0080.00

0 10000 20000 30000 40000 50000 60000

Chaleur q (J)

Tem

péra

ture

(°C

)



0 1221 57.42 0120 1232 60.36 5400240 1237 61.70 10800360 1241 62.77 16200480 1247 64.38 21600600 1255 66.52 27000720 1262 68.40 32400840 1269 70.28 37800960 1276 72.15 432001080 1283 74.03 48600


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Cp 3 y = 0.0003x + 57.786R2 = 0.9947

0.0010.0020.0030.0040.0050.0060.0070.0080.00

0 10000 20000 30000 40000 50000 60000

Chaleur q (J)

Tem

péra

ture

(°C

)



0 1246 64.11 0120 1250 65.19 5400240 1255 66.52 10800360 1260 67.86 16200480 1265 69.20 21600600 1270 70.54 27000720 1276 72.15 32400840 1281 73.49 37800960 1287 75.10 432001080 1293 76.70 48600

Cp 4

y = 0.0003x + 63.768R2 = 0.9979

0.00

20.00

40.00

60.00

80.00

100.00

0 10000 20000 30000 40000 50000 60000

Chaleur q (J)

Tem

péra

ture

(°C

)


Tableau 8 : Capacités calorifiques totales

Selon la formule (3) : Cp total (1,2,3,4) = 1/pente de la régression linéaire (figures 1,2,3,4)

Mesures Pente de la régression linéaire

Cp total J/K masse d'eau g

1 0.0007 1429 312.902 0.0005 2000 448.693 0.0003 3333 600.574 0.0003 3333 737.67


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Cp tot y = 4.5046x + 2.8022R2 = 0.9995

0

500

1000

1500

2000

2500

3000

3500

0 200 400 600 800m eau (g)

Cp Série1

Linéaire (Série1)

Figure 5 : régression linéaire Cp totales en fct de la masse d’eau

Tableau 9 : Cp massique de l’eau et Cp du thermosRégression linéaire Cp massique J/K/g Cp J/K

Eau pente 4.50Thermos 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 5Cp, thermos = ordonnée à l’origine de la régression linéaire de la figure 5

Tableau 10 : Cp molaire de l’eauMM eau g/mol Cp massique J/K/g Cp molaire

J/K/molEau 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 unpeu élevée. Théoriquement elle est de 4.18J/K/mol. Mais c’est surtout la capacité calorifiquedu thermos qui est très divergente. Nous avons une valeur expérimental proche de 0, alors quenous attendions une valeur située entre 150 et 200 J/K.Cela malgré le fait que nous ayons supprimé une valeur de Cp total (la 3ème 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 pastrop les expériences ultérieures, nous avons utilisé les capacités calorifiques mesurées par legroupe 10.


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Résultats groupe 10

Cp totalesmeau (en g) Cp (en J/K)

308.14 1335.78463.32 2105.00628.73 2840.29754.72 3231.57

Cp massique et molaire de l’eau et Cp thermosRégression linéaire Cp massique J/K/g Cp J/K Cp molaire

J/K/molEau pente 4.29 77.20

Thermos ordonnée à l'origine 69.43Erreur ± 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 allonstravailler 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 del’eau d’un calorimètre suite à l’introduction du métal chauffé à une température connue. Lesmasses précises de l’eau et du métal sont nécessaires. Les capacités calorifiques de l’eau et ducalorimètre sont celles déterminées au point 2.2.

Méthodologie

Nettoyer et sécher 5 plaquettes de cuivre. Les peser puis les attacher avec un fil. Lesimmerger 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 larésistance. Arrêter les mesures après stabilisation. Recommencer l’expérience. Tranformer lesrésistance en température degré celsius grace au valeurs issue de l’étalonnage. Calculer lacapacité calorifique massique moyenne. Faire les mêmes manipulations avec les plaquettes dezinc.

y = 4.2855x + 69.431R2 = 0.9922

0.00

500.00

1000.00

1500.00

2000.00

2500.00

3000.00

3500.00

0 200 400 600 800


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Résultats

Cuivre :

Tableau Cu.1 Variation de température, mesures 1temps s résistance

Ohmtempérature

°C

0 1077 18.8460 1077 18.84

120 1077 18.84180 1077 18.84240 1077 18.84300 1077 18.84330 1084 20.71360 1087 21.52390 1089 22.05420 1090 22.32450 1090 22.32480 1090 22.32510 1090 22.32

Introduction du métal à t = 300 s

Figure Cu.1 Températures en fonction du temps, mesures 1

18

19

20

21

22

23

0 50 100 150 200 250 300 350 400 450 500Temps (s)

Tem

péra

ture

(°C

)


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Tableau Cu.2 Variation de température, mesures 2temps s résistance

Ohmtempérature

°C

0 1075 18.3060 1075 18.30

120 1075 18.30180 1075 18.30240 1075 18.30300 1075 18.30310 1082 20.18320 1084 20.71330 1088 21.79345 1088 21.79360 1088 21.79390 1088 21.79420 1088 21.79


18

19

20

21

22

0 50 100 150 200 250 300 350 400 450 500

Temps (s)

Tem

péra

ture

(°C

)

Figure Cu.2 Températures en fonction du temps, mesures 2

Tableau Cu.3 Capacité calorifique du cuivreMesures Masse cuivre

gMasse 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 0.43372 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 ± 0.01Moyenne 0.4343Ecart-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) :

20

2, 1*)(

TTTT

mCmC

Cmétal

thermpeaueaup

métalp −

−+∗=


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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 1temps s résistance

Ohmtempérature

°C0 1069 16.70

60 1069 16.70120 1069 16.70180 1069 16.70240 1069 16.70300 1069 16.70310 1080 19.64320 1086 21.25330 1089 22.05345 1090 22.32360 1091 22.59390 1091 22.59420 1091 22.59480 1091 22.5889


16

17

18

19

20

21

22

23

0 200 400 600Temps (s)

Tem

péra

ture

(°C

)

Figure Zn.1 Températures en fonction du temps, mesures 1


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Tableau Zn.2 Variation de température, mesures 2temps s résistance

Ohmtempérature

°C0 1072 17.50

60 1072 17.50120 1072 17.50180 1072 17.50240 1072 17.50300 1072 17.50305 1079 19.37310 1084 20.71320 1084 20.71330 1087 21.52345 1091 22.59360 1093 23.12390 1093 23.12420 1094 23.39480 1094 23.39550 1094 23.39


16

17

18

19

20

21

22

23

24

0 100 200 300 400 500 600Temps (s)

Tem

péra

ture

(°C

)

Figure Zn.2 Températures en fonction du temps, mesures 2

Tableau Zn.3 Capacité calorifique du zincMesures 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 0.45352 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 ± 0.01Moyenne 0.4482Ecart-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)


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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 avoirintroduit le métal chauffé. La température se stabilise après environ une minute et l’on peutvoir 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 zincelle est de 6°C. Pourtant, nous trouvons des capacités calorifique massique du cuivre et duzinc assez similaires. Cela est dû au fait que la masse de zinc utilisé est deux fois supérieure àla 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 donccalculé les capacités calorifiques molaires (équations 1 et 2) avec la masse molaire du tableaupériodique. Içi, la différence entre le cuivre (équation 1) et le zinc (équation 2) est plusmarquée.En ce qui concerne la relation avec la constante des gaz R, nous trouvons un résultatexpérimental pour le zinc (équation 2) très proche de 5/2 R (équation 3). Pour le cuivre, lerésultat 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 sondePt-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 peser40-60g de glace et l’introduire dans le thermos. Noter la résistance tout les 10 secondes etaprès tout les 30 secondes. Faire un graphique de la résistance transformé en température enfonction du temps. Refaire l’expérience une deuxième fois.


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Résultat

Table n°1 m eau = 294.82g et m glace = 82028gTemps s résistansce Ω température °C

0 1161 41.310 1166 42.7

300 1166 42.7introduction de la glace 305 1157 40.3

310 1150 38.4315 1135 34.4320 1130 33.0330 1120 30.4340 1111 27.9350 1102 25.5360 1091 22.6390 1082 20.2420 1076 18.6450 1071 17.2480 1069 16.7510 1067 16.2540 1065 15.6570 1064 15.4600 1064 15.4630 1063 15.1660 1063 15.1690 1063 15.1720 1063 15.1750 1063 15.1

Graphique n°1

glace n°1

0.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

30.0

35.0

40.0

45.0

0 100 200 300 400 500 600 700 800

temps s

tem

péra

ture

°C


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Table n°2 m eau = 294.82g et m glace = 82028gTemps s résistansce Ω température °C

0 1167 42.910 1175 45.1

300 1175 45.1introduction de la glace 310 1175 45.1

320 1155 39.7330 1145 37.1340 1133 33.8350 1124 31.4360 1116 29.3390 1113 28.5420 1104 26.1450 1103 25.8480 1102 25.5510 1101 25.3540 1101 25.3570 1101 25.3600 1101 25.3630 1101 25.3660 1101 25.3690 1101 25.3720 1101 25.3750 1101 25.3

Graphique n°2

glace n°2

0.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

30.0

35.0

40.0

45.0

50.0

0 100 200 300 400 500 600 700 800

temps s

tem

péra

ture

°C

Grâce a la formule )()(*)(

02,21, TTCTT

mCmC

H eaupglace

thermpeaueaupfuss −−−

+∗=Δ


- 16 -

On peut calculer la chaleur de fusion qu’on peut transformer en chaleur de fusion molaire etqu’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 -5.178glace n°2 366.84 6.603 -5.178moyenne 374.78 6.75ecar type 11.22 0.20

Discussion

Ces mesures nous permettent de calculer la chaleur de fusion molaire qui est a peu de choseprès égale a l’inverse de la mesure trouvé lors de l’expérience 11 en cryoscopie. Ceci estnormal car en cryoscopie on calculait la chaleur de congélation. C’est à dire l’inverse de ceque l’on calcule ici. L’écart pas trop grands entre nos mesure montre que l’expérience arelativement bien marché.

2.5 La chaleur spécifique des métaux

Introduction

Le but de cette expérience est de mesurer la chaleur produite par une réaction deneutralisation 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 unemesure 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 standardisationavec 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 àvolume 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) :

20,

21, )(*

)(TT

nmCTT

nCmC

H NaOHeaupthermpHCleaup−+−

+∗=Δ


- 17 -

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 180Mélange 2 140.0000 160Mélange 3 160.000 140Mélange 4 180.000 120

Respecter environ les volumes indiqués, mais surtout peser précisément les masses de NaOHet de HCl utilisées. Peser directement le HCl dans le thermos. Pour le NaOH, peser dans unbécher, puis faire un pesage en retour : peser le bécher avec la solution, puis aprèstransvasage, 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 boriqueAcide borique

H3BO3

Erreur

Masse molaire g/mol 61.781Masse g 3.4780 ± 0.001Volume L 0.100 ± 0.001Concentration 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/L1 0.56 0.010 0.0048 1.172 0.56 0.010 0.0049 1.153 0.56 0.010 0.0048 1.17

moyenne 1.16ecart 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 1.282 1.16 0.01 0.0090 1.293 1.16 0.01 0.0091 1.284 1.16 0.01 0.0090 1.29

moyenne 1.29ecart type 0.0082

CV 0.01


- 18 -

Tableau m.1 : mélange 1temps s résistance Ohm température °C

0 1080 19.6460 1080 19.64

180 1080 19.64300 1080 19.64315 1099 24.73330 1100 25.00345 1100 25.00360 1101 25.27390 1101 25.27420 1101 25.27600 1101 25.27

N.b Introduction du NaOH à t = 300 s pour tous les mélanges

Figure 1

Tableau m1’ : Chaleur de réaction du mélange 1Mélange 1 Masse g T initiale °C T finale °C n mol Chaleur

réaction J/mol

NaOH 122.53 19.5 25.27 0.143 -51156HCl 160.78 19.64 25.27


0 1080 19.6460 1080 19.64

180 1080 19.64300 1080 19.64305 1084 20.71310 1097 24.20315 1100 25.00320 1101 25.27330 1102 25.54340 1103 25.80360 1103 25.80390 1103 25.80480 1103 25.80

Mélange 1

18192021222324252627

0 120 240 360 480 600

Temps s

Tem

péra

ture

°C


- 19 -

Mélange 2

18192021222324252627

0 120 240 360 480 600

Temps s

Tem

péra

ture

°C

Figure 2Tableau m2’ : Chaleur de réaction du mélange 2

Mélange 2 Masse g T initiale °C T finale °C n mol Chaleur réaction

J/molNaOH 135.19 19.5 25.80 0.157 -51172HCl 150.79 19.64 25.80


0 1080 19.6460 1080 19.64

180 1080 19.64300 1080 19.64305 1091 22.59310 1098 24.46315 1101 25.27320 1102 25.54330 1103 25.80345 1103 25.80480 1103 25.80600 1103 25.80


- 20 -

Mélange 3

18192021222324252627

0 120 240 360 480 600 720

Temps s

Tem

péra

ture

°C

Figure 3


réaction J/mol

NaOH 164.41 19.5 25.80 -52238HCl 119.16 19.64 25.80 0.153


0 1080 19.6460 1080 19.64

180 1080 19.64300 1080 19.64305 1090 22.32310 1098 24.46320 1101 25.27330 1102 25.54345 1102 25.54360 1102 25.54480 1102 25.54600 1102 25.54


- 21 -

Mélange 4

18192021222324252627

0 120 240 360 480 600 720

Temps s

Tem

péra

ture

°C

Figure 4


réaction J/mol

NaOH 183.92 19.5 25.54 -53017HCl 120.36 19.64 25.54 0.155

Tableau 4 : Chaleur de réaction des mélangesMélange Chaleur réaction

J/mol

1 -511562 -511723 -522384 -53017

Moyenne -51896Ecart-type 903

Chaleur de neutralisation avec Hess :

Il faut calculer la chaleur de neutralisation de la réaction :

H+ + OH- → H2O

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) assezproche de l’enthalpie théorique selon les valeurs des tables.


- 22 -

2.6 Enthalpie d’hydratation

Méthodologie

Grace à cette expérience nous allons pouvoir calculer la chaleur d’hydratation du sel Na2CO3.

Peser un thermos a vide puis rajouter 200 ml d’eau et repeser pour avoir la masse exacted’eau. Introduire la sonde Pt-1000 étalonnée dans le thermos et attendre que la résistance sestabilise puis ajouter 10 g de Na2CO3. Relever la résistance tout les 10 puis 30 seconde. Fairel’expérience encore une fois pour le Na2CO3 puis deux fois avec 15 g de Na2CO3_ 10H2O. Il estalors possible de transformer la résistance en température grâce à l’étalonnage fait précédemmentainsi on peut tracer un graphique.

Grâce a la formule (1) : )()( 21, TTCmCmM

H thermpeaueaupsel

seldiss −∗+∗∗=°Δ

On peut calculer la chaleur de dissolution expérimentaleEn prenant les valeurs

eaupC ; eaum ; thermpC , dans les point précédant.

Résultat

Tableau n°1 avec 10.07 g Na2CO3 et 197.22 g d’eau

Temps s résistansce Ω température °C0 1076 18.6

10 1081 19.9300 1081 19.9

introduction du sel 310 1086 21.2320 1086 21.2330 1087 21.5345 1087 21.5350 1087 21.5360 1088 21.8420 1088 21.8450 1088 21.8480 1089 22.1510 1089 22.1540 1090 22.3570 1090 22.3600 1090 22.3630 1090 22.3660 1090 22.3690 1090 22.3


- 23 -

Graphique n°1

enthalpie d'hdratation

1074

1076

1078

1080

1082

1084

1086

1088

1090

1092

0 200 400 600 800

temps s

tem

péta

ture

°C

_dissH° expérimental selon la formule (1) = -23228 J

Tableau n°2 avec 9.99 g Na2CO3 et 191.8 g d’eau


10 1077 18.8300 1077 18.8

introduction du sel 310 1081 19.9320 1084 20.7330 1086 21.2345 1088 21.8360 1092 22.9390 1083 20.4420 1083 20.4450 1083 20.4480 1084 20.7510 1084 20.7540 1084 20.7570 1084 20.7600 1084 20.7630 1084 20.7660 1084 20.7


- 24 -

Graphique n°2


0.0

5.0

10.0

15.0

20.0

25.0

0 100 200 300 400 500 600 700

temps s

tem

péra

ture

°C


Tableau n°3 avec 14.87 g Na2CO3 _ 10H2O et 191.07 g d’eauTemps s résistansce Ω température °C

0 1072 17.510 1074 18.0

300 1074 18.0introduction du sel 305 1070 17.0

310 1061 14.6320 1058 13.7330 1057 13.5340 1056 13.2350 1056 13.2360 1056 13.2390 1056 13.2420 1056 13.2450 1056 13.2480 1056 13.2510 1060 14.3540 1060 14.3570 1059 14.0600 1059 14.0630 1059 14.0660 1059 14.0690 1059 14.0


- 25 -

Graphique n°3


0.02.04.06.08.0

10.012.014.016.018.020.0

0 100 200 300 400 500 600 700

temps s

tem

péra

ture

°C

_dissH° expérimental selon la formule (1) = -68748. J

Tableau n°4 avec 15.35 g Na2CO3 _ 10H2O et 198.81 g d’eau


10 1076 18.6300 1076 18.6

introduction du sel 310 1059 14.0320 1056 13.2330 1055 12.9340 1059 14.0350 1062 14.8360 1063 15.1390 1062 14.8420 1061 14.6450 1061 14.6480 1061 14.6510 1060 14.3540 1061 14.6570 1062 14.8600 1062 14.8630 1062 14.8660 1062 14.8690 1062 14.8


- 26 -

Graphique n°3


0.02.04.06.08.0

10.012.014.016.018.020.0

0 100 200 300 400 500 600 700

temps s

tem

péra

ture

°C


Calcule de la chaleur de dissolution théorique à partir des enthalpies standards

(1) Na2CO3 (s) → OH2 2Na+(aq) +CO32-(aq)

_dissH° (-667.14 +2*(-240.12)) – (-1130.93) = -16.45 kJ*mol-1

(2) Na2CO3 _ 10 H2O(s) → OH2 2Na+(aq) +CO32-(aq) +10 H2O (l)

_dissH° (-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 apartir des équation (1) et (2).

(1) Na2CO3 (s) _ 2Na+(aq) +CO32-(aq)

(2) Na2CO3 _ 10 H2O(s) _ 2Na+(aq) +CO32-(aq) +10 H2O (l)

Pour arriver a l’équation :

Na2CO3 +10 H2O (s) _ Na2CO3 _ 10 H2O(s)

Il suffit de « retourner » l’équation (2)

Et donc l’enthalpie d’hydratation du carbonate de sodium est égale a

_dissH°(1) - _dissH°(2) = -82.68 kJ*mol-1


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Discussion

Nous pouvons comparer les résultats trouvés expérimentalement et ceux trouvé a l’aide desenthalpies standards de formation

sels??

experimental kJ

?? experimental

kJNa2CO3 -23.23 -16.45Na2CO3 -17.74 -16.45

moyenne -20.485Na2CO3 *10H2O 68.75 66.23Na2CO3 *10H2O 64.48 66.23

moyenne 66.615

Dans les cas du Na2CO3 on remarque que une fois l’expérience a mal marché et que ladeuxième fois nos résultats sont beaucoup mieux. Cela s’explique que se sel se dissout trèsmal et donc il est difficile de faire une bonne mesure

Dans le cas duNa2CO3 _ 10 H2O nous résultat concorde relativement bien avec la valeurthéorique car le sel se dissout beaucoup mieux.

On relève encore la grande différence de chaleur de dissolution entre un composé hydratée etle même non hydratée. Cette différence s’explique avec l’enthalpie d’hydratation que l’onpeut calculer avec la loi de Hess. Cette enthalpie est la chaleur que doit fournir le sel nonhydraté pour s’hydrater. Cela explique que quant on veux dissoudre le sel Na2CO3 il doitd’abors s’hydrater puis se dissoudre.

Donc _dissH° Na2CO3 = _ hydratation H° + _dissH° Na2CO3 _ 10 H2O = -82.68 + 66.23 = -16.45

3. Conclusion

Dans la première expérience nous pouvons vérifier qu’une solution exothermique estaccompagnée d’un élèvement de la température et donc d’un ∆H négatif. Inversement pourles réactions endothermiques.

Pour l’expérience de la capacité calorifique de l’eau et du thermos, les valeurs trouvées n’ontpas satisfait la précision voulue pour pouvoir les utiliser par la suite. Cela vient peut-être demauvaises manipulationsm bien que l’expérience ait été produite deux fois. Nous avons prisles valeurs d’un autre groupe.

Nous avons ensuite calculé la capacité calorifique de deux métaux (cuivre et zinc). Leurcapacité calorifique est à peu près égale, leur Cp molaire diffère un peu. La loi de relationavec les gaz joue à peu près.

Lors de l’expérience qui concerne la glace nous pouvons calculer la chaleur de fusion cettedernière que nous pouvons comparer a la valeur de congélation trouver en cryoscopie.

L’expérience sur la chaleur de neutralisation nous à montré comment fonctionne précisémentune réaction exothermique et sa chaleur associée.


- 28 -

Pour finir grâce à la chaleur de dissolutions d’un sel hydrater et d’un autre non hydraté nouspouvons calculer la chaleur nécessaire a l’hydratation du sel et donc explique pourquoi l’un aune chaleur de dissolution négative et l’autre positive.

Documents

TP 12 : Calorimétrie - asso-etud.unige.ch · Groupe 9 TP 12 : Calorimétrie 23.9.2009 - 3 - Nous pouvons maintenant extraire la capacité calorifique de l’eau qui est égale à