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Université Lyon 1 La Réaction Chimique TP 1 Détermination de la capacité thermi

Université Lyon 1 La Réaction Chimique TP 1 Détermination de la capacité thermique d’un calorimètre et mesure de l’enthalpie de fusion de la glace Objectifs du TP : - Déterminer la capacité thermique d’un calorimètre - Déterminer l’enthalpie de fusion de la glace : ∆fusH° (H2O, sol) I. Rappels théoriques L’objet de la calorimétrie est la mesure des transferts d’énergie thermique sous pression constante (mesure des ∆H). 1. Système expérimental La mesure des effets thermiques accompagnant un phénomène physico-chimique (réaction, dissolution, changement d'état,…) s’effectue dans un calorimètre. Il s’agit d’une enceinte isolée (appelée vase Dewar) fermée par un couvercle à travers lequel peuvent être introduits différents accessoires (thermomètre, agitateur,…). Le système est maintenu à pression constante, généralement la pression atmosphérique par contact avec l’air ambiant. Chaque calorimètre est caractérisé par une valeur propre de capacité thermique C. Celle-ci devra donc être déterminée préalablement, pour le calorimètre utilisé, à partir d’une manipulation d’étalonnage. Attention, cette étape expérimentale est importante. 2. Mesure des transferts d’énergie thermique (ou quantités de chaleur) On pourra distinguer plusieurs types de quantité de chaleur absorbée ou cédée au sein du calorimètre : • Transfert thermique pour les parois internes du calorimètre (et pour ses accessoires) : Qcalo = C.ΔT avec C : capacité thermique du calorimètre (J.K-1) • Transfert thermique pour un liquide ou un solide introduit dans le calorimètre : Q = m.Cp. ΔT avec m : masse de la substance (g) Cp : capacité thermique massique à pression constante de la substance (J. K-1.g-1) • Transfert thermique au cours d’un changement d’état. Exemple de la fusion de la glace à 0°C : Qfusion = m. ΔfusH° avec m : masse de glace fondue (g) ∆fusH° : enthalpie standard massique de fusion de la glace (J.g-1). 3. Adiabaticité Le vase Dewar est supposé parfaitement isolé, donc adiabatique, c'est-à-dire isolé thermiquement. Pour le système à l’intérieur du vase, on pourra donc écrire : ∑ Qi = 0 II. Partie expérimentale A. Détermination de la capacité thermique du calorimètre Deux méthodes différentes sont proposées. En pratique, chaque binôme utilisera l’une ou l’autre de ces méthodes (selon les indications des enseignants). Université Lyon 1 La Réaction Chimique a) Méthode des mélanges La méthode dite "des mélanges" consiste à mélanger deux solutions à des températures différentes et à mesurer la température finale à l’équilibre thermique, afin de déduire la valeur de la capacité thermique C du calorimètre. Protocole expérimental : - Nettoyer et sécher le vase Dewar (calorimètre). - Peser une masse m1 ≈ 300 g d’eau froide (relever la masse pesée) et l’introduire dans le calorimètre. Mettre en place le couvercle, l’agitation, la sonde thermique et l’entonnoir. m1 = - Vérifier que la sonde thermique trempe bien dans la solution. - Relever la température toutes les 30 s jusqu’à stabilisation (valeur constante pendant au moins 3 min). On notera T1 la température de l’eau froide en équilibre thermique avec le calorimètre: T1 = - Pendant ce temps, faire chauffer à environ 50°C une masse m2 ≈ 200 g d’eau. m2 = - Relever sa température précise (T2) juste avant d’effectuer le mélange, puis verser rapidement cette eau dans le calorimètre à travers l’entonnoir. T2 = - Continuer à agiter et relever toutes les 30 s la température de l’eau contenue dans le calorimètre jusqu’à stabilisation (température finale, à l’équilibre thermique, notée Teq). Teq = Exploitation des résultats : Donnée : Cp (eau, liq) = 4,184 J.K-1.g-1 1. Déterminer ΔT1 = Teq –T1 et ΔT2 = Teq – T2. 2. Exprimer les transferts thermiques pour chacun des constituants du système. 3. En déduire la valeur de la capacité thermique C du calorimètre. Université Lyon 1 La Réaction Chimique b) Méthode utilisant une réaction chimique La dissolution d'une substance solide dans un solvant s’accompagne d’une variation d’enthalpie, reliée à l’enthalpie de dissolution par la relation : dans laquelle : - ΔH est la variation d’enthalpie mesurée - n est la quantité (en mol) de soluté dissous - ΔdissH° est l’enthalpie standard molaire de dissolution du solide à la température considérée. Dans cette séance, nous nous intéresserons à la variation d'enthalpie du système lors de la dissolution de 0,09 mol de KNO3 (s) dans 300 mL d’eau. À 298 K, on donne : ∆dissH° (KNO3) = 34,9 kJ.mol-1. - La dissolution sera-elle endothermique ou exothermique ? - Observera-t-on une augmentation ou une diminution de la température mesurée au cours de la dissolution ? Protocole expérimental : - Nettoyer et sécher le calorimètre. - Peser une masse m1 ≈ 300 g d’eau (relever la masse exacte pesée) et l’introduire dans le calorimètre. Mettre en place le couvercle, l’agitation, la sonde thermique et l’entonnoir. m1 = - Relever la température toutes les 30 s jusqu’à stabilisation (valeur constante pendant au moins 3 min). Noter la température du système à l’équilibre : T1 = - Peser la masse m2 correspondant à 0,09 mole de KNO3 (s) (masse molaire : M = 101,1 g.mol-1), en évitant la présence de grumeaux. m2 = - Introduire progressivement le solide dans le calorimètre à l’aide de l’entonnoir (bien sec). - Noter la température toutes les minutes en agitant jusqu'à ce que l'équilibre thermique soit atteint (température Téq relevée au bout de ~2 min). Teq = Exploitation des résultats : 1. Calculer la variation de température ∆T accompagnant la dissolution du solide. 2. Exprimer les transferts thermiques de chacun des constituants du système. 3. En déduire la valeur de la capacité thermique C du calorimètre. Donnée : on assimilera le Cp de la solution de KNO3 (obtenue après dissolution du sel) au Cp de l’eau. Université Lyon 1 La Réaction Chimique B. Détermination de l’enthalpie de fusion de la glace Protocole expérimental : - Introduire une masse m1 ≈ 300 g d’eau froide dans le calorimètre. Mettre en route l’agitation. m1 = - Relever la température toutes les 30 s jusqu’à stabilisation (T1). T1 = - Une fois l’équilibre atteint, prélever 4 à 6 glaçons (20 à 30 g) dans la solution de glace fondante (T2 = 0°C) préparée par les enseignants. Sécher soigneusement chaque glaçon, avant de peser l’ensemble. Noter la masse m2 de glace : m2 = - Introduire rapidement les glaçons dans le calorimètre. - Suivre l'évolution de la température T toutes les 30 s jusqu’à stabilisation (Teq): Teq = Exploitation des résultats : 1. Exprimer les transferts thermiques pour chacun des constituants du système. 2. En déduire l'enthalpie de fusion massique de la glace, puis son enthalpie de fusion molaire. 3. Comparer l’enthalpie de fusion massique obtenue à la valeur théorique (∆fusH° = 335 J.g-1), en calculant l’écart relatif correspondant. Université Lyon 1 La Réaction Chimique C. Mise en forme des résultats expérimentaux obtenus Regrouper les données et résultats expérimentaux dans le tableau suivant : Partie Masse (g) Temp. Initiale (°C) Temp. Finale (°C) A. a) Eau froide X Eau chaude X Mélange X X A. b) Eau X Mélange X X B. Eau X Glaçons X Mélange (après fusion des glaçons) X X III. Approfondissement facultatif (exploitation en TD) : la congélation de l’eau surfondue L'eau liquide peut exister à une température inférieure à 0°C en état de surfusion. Cet état est métastable et peut disparaître à la moindre perturbation (vibrations, secousses, apport d’un germe,…), par congélation spontanée et irréversible. On cherche à calculer le transfert thermique Q lors de la congélation de 18 g d’eau surfondue à -10°C. Données : - Enthalpie de fusion de la glace à 0°C : 335 J.g-1 - Capacités thermiques : Cp (eau, sol) = 2,092 J.K-1.g-1 et Cp (eau, liq) = 4,184 J.K-1.g-1 - M (H2O) = 18 g.mol-1 1) Quelles sont les étapes successives à considérer pour réaliser ce calcul, entre l’état initial (eau surfondue à -10°C) et l’état final (glace à -10°C) ? 2) En déduire le transfert thermique associé à la transformation globale. Université Lyon 1 La Réaction Chimique Compétences travaillées et/ou acquises Afin de préparer le remplissage de votre portefeuille d’expériences et de compétences (https://www.pec- univ.fr/accueil-1.kjsp), choisissez les 2 compétences scientifiques et les 2 compétences transversales que vous pensez maîtriser convenablement au regard de la séance : Commentaires éventuels : Compétence scientifique ✔ Compétence transversale ✔ Assurer la rédaction et le développement d’une expérience (écrire un protocole) Gérer son temps, planifier, anticiper Savoir exploiter les incertitudes de mesures Identifier, définir, hiérarchiser les activités à accomplir Assurer la réalisation technique d’une expérience (Savoir appliquer un protocole fourni) Savoir travailler en équipe Savoir faire des calculs liés aux expériences Identifier les sources d'erreurs Être le garant de l'interprétation des résultats et de la cohérence des valeurs obtenues Coopérer pour arriver à des objectifs Savoir prendre du recul par rapport à un résultat Présenter ses résultats Communiquer ses résultats dans un langage scientifique clair uploads/Litterature/enonce-tp-n01 1 .pdf