Enthalpie de dissolution, mesure de labo

[invite0c06267c]

Bonjour tout le monde,

Pendant notre cours de chimie, nous avons eu un laboratoire sur comment mesurer l'enthalpie de dissolution de différents sels ou hydroxydes par la méthode de calorimétrie.
Nous avons utilisé des thermomètres de précision 0,5°C (nous avons pas mieux que çà) et des gobelets en poly...je sais plus quoi utilisé normalement pour le café, la soupe, etc...

J'ai bien compris le principe et Q = -dH

C'est un transfert de chaleur du sel qui se dissout vers l'eau (et le gobelet) ou dans le sens contraire.

En faisant mon rapport de laboratoire, j'ai été voir sur internet pour savoir comment on pouvait prendre en compte dans le calcul que le gobelet va aussi prendre de la chaleur. J'ai compris que il faut normalement savoir sa capacité calorifique... mais comment on peut savoir combien çà fait ? Dans notre protocole du labo, rien n'est écrit sur la capacité calorifique du calorimètre. Dans notre livre, on ne parle nulle part de comment faire çà non plus et le prof n'a rien dit du tout sur le sujet. Je suppose donc qu'on ne doit pas le faire mais j'aimerais bien savoir quand même comment çà marche. Je vais refaire l'expérience chez moi avec du sel de cuisine (je sais pas si çà marcherait) et j'aimerais améliorer mes mesures.

Ensuite, là où je ne comprends pas du tout c'est que j'ai trouvé du façon différentes de calculer le Q. Dans ces deux façons on applique bien la formule Q= C.m.dT mais la différence est que :

1) dans la première façon, le C utilisé est celui de l'eau et le m utilisé est celui de la masse de l'eau

2) dans la deuxième façon, le C utilisé est celui de l'eau et le m utilisé est celui de la masse de l'eau + la masse du sel dissous

C'est là que je ne comprends pas. Est-ce que il faut compter la masse du sel ET la masse de l'eau ou pas ? Dans mon idée, j'ai compri que la chaleur de dissolution c'est du au réactif qui de dissous et que c'est l'eau qui va perdre ou recevoir la chaleur. Donc çà me semble logique qu'on prend le C de l'eau et le masse de l'eau. La quantité de sel dissolu, on va la compter dans le dH molaire. Mais si on prend la masse du sel avec la masse de l'eau, je ne vois pas pourquoi on doit utiliser aussi le C de l'eau car à ce moment on n'a plus de l'eau pure mais un mélange... est-ce que le C est le même ?

Voilà, si quelq'un peut m'expliquer quelle est la méthode bonne entre les deux parce que je n'ai pas trouvé un réponse.

Merci à l'avance pour vos expications.
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[moco]

Bonsoir,
En tout rigueur, il est clair que la quantité de chaleur Q dégagée par la dissolution sert à chauffer ou à refroidir la masse de l'eau et celle du seul dissous. Mais la plupart du temps, on ignore la masse de sel. D'abord, cette masse est très faible par rapport à la masse de l'eau. Et ensuite, la capacité calorifique C du sel est beaucoup plus petite que celle de l'eau. Donc le produit C(sel)·m(sel) est vraiment beaucoup plus petit que le produit C(eau)·m(eau). De toute façon, la variation de température est extrêmement imprécise, puisque la température est connue avec une précision de ± 0.5°C. Le Delta T est de l'ordre de quelques degrés, et a donc une incertitude que j'estime de l'ordre de 10%. Il est inutile de tenir compte de la capacité et de la masse du sel dissous avec une telle incertitude.
C'est pareil pour le gobelet en polystyrène expansé. Sa masse est négligeable par rapport à l'eau, et sa capacité calorifique est, comme pour le sel, très inférieure à celle de l'eau. Avec un thermomètre précis à ± 0.5°C, il est inutile de faire des corrections dues au calorimètre.

[invite0c06267c]

D'accord, je comprends, merci beaucoup pour cette explication. Je ne vais pas refaire l'expérience puisque mon thermomètre n'est pas assez précis de toute manière.

J'ai trouvé un exercice avec résolution. On dissout 5 g de NH4NO3 dans 100 mL d'eau et on a les températures Ti = 18,5°C et Tf = 14,8°C et le calcul est de déterminer le dH molaire de dissolution de ce sel.

Ici, on utilise masse d'eau + masse de sel = 0,105 kg et on calcule Q avec la formule en prenant que C(solution)=4,18 kJ/kg.°C

Ici je peux penser que le thermomètre est précis avec 1/10 °C vu les températures qui sont données (donc c'est mieux que celui de mon école). Est-ce que ici c'est encore pas assez précis que pour tenir compte de la masse du sel ?

Si on est avec du super matériel (admettons) et que je peux faire le calcul en toute rigueur, dans quel livre je peux trouver le C pour le sel, c'est quand il est dissous alors ? j'ai revu mon cours de physique de l'année dernier et il est dit que le C dépend de si c'est solide, liquide ou gazeux mais on ne dit pas quelque chose sur l'état 'dissous"...

[jeanne08]

Je ne sais pas si on peut trouver la capacité calorifique d'une solution de sel ( encore faut il préciser le sel en question et bien tenir compte de la concentration car la capacité calorifique dépend de la nature du sel et de sa concentration). Dans ton exercice on prend la capacité calorifique de l'eau pure.
Quel est le composé dissous dans ton TP ? quelle a été la variation de température observée ?
Vu les indications que tu donnes ( thermomètre à 0,5° près, négliger la capacité calorifique du calorimètre ) je pense , comme moto, qu'il est inutile de faire la moindre correction et que tu vas trouver une enthalpie de dissolution très approximative. Quel est ton résultat de TP comparé à l'enthalpie molaire de dissolution donnée dans les tables ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite0c06267c]

Je n'ai pas les tables... je ne sais pas ce que c'est. Je suppose qu'on va apprendre çà au cours suivant.

[moco]

Bonjour,
Les chaleurs spécifiques des sels sont toutes tellement plus petites que celle de l'eau qu'on peut admettre que les solutions aqueuses ont même capacité calorifique que l'eau.

[invite0c06267c]

Bonjour,
Les chaleurs spécifiques des sels sont toutes tellement plus petites que celle de l'eau qu'on peut admettre que les solutions aqueuses ont même capacité calorifique que l'eau.

OK, merci beaucoup Moco, alors je comprends bien pourquoi on prend C de l'eau.