Mélanges et transformations

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Mélanges et transformations

Partie 2. Application du 1 ^er principe à un système siège d’une réaction 2.3. Accès à l’enthalpie standard de réaction par l’expérience

Objectifs du chapitre

→ Capacité expérimentale :



Déterminer une enthalpie standard de réaction à température ambiante.

Au chapitre précédent, ont été abordés les effets thermiques dus à une réaction chimique. Tout particulièrement, il a été montré que le transfert thermique causé par une transformation chimique à T et P constantes pouvait se mettre sous la forme :

A T, P constantes, ΔH

chimique

= Q ≈ ξ.Δ

r

H°

Une telle formule permet, par exemple, de déterminer la température d’un système chimique à l’issue d’une évolution adiabatique à P constante.

Mais, ce type de calcul nécessite de connaître la valeur de l’enthalpie standard de la réaction étudiée.

Problématique :

Comment déterminer expérimentalement la valeur de l’enthalpie standard de réaction ΔrH° ?

1. Mesure de l’enthalpie standard de réaction par calorimétrie

1.1. Rappels sur la calorimétrie Voir TP Géné 5.

En résumé, c’est une technique permettant de réaliser une transformation physico-chimique :



à pression constante,



et de manière adiabatique.

Quel est le système intéressant à étudier en calorimétrie ?

Comment s’exprime la variation d’enthalpie lors d’une expérience de calorimétrie ?

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1.2. Exploitation de l’une des expériences réalisées en TP

On exploite ici les résultats issus de l’expérience de dissolution du sulfate de sodium anhydre dans l’eau, au sein d’un calorimètre.

Rappel de l’expérience :

50 mL d’eau (= 50 g, soit 2,8 mol) sont introduits dans un calorimètre dont la capacité thermique C

cal

a été préalablement mesurée. Quand la température se stabilise à la valeur T

i

, on dissous progressivement m = 4,0 g de sulfate de sodium anhydre (Na

2

SO

4

, solide, M = 142 g.mol

^-1

).

La dissolution est associée à l’équation de réaction : Na

2

SO

4

(s) = 2 Na

⁺

(aq) + SO

42-

(aq).

Après dissolution complète, la température atteint la valeur T

2

.

Mesures réalisées : C

cal

= 104 J.K

^-1

.mol

^-1

T

1

= 21 °C

T

2

= 23 °C

Pourquoi faut-il décomposer la transformation réelle ? Pourquoi peut-on le faire ?

Proposer une transformation fictive équivalente : Etat initial

Calorimètre à T

1

2,8 mol d’eau à T

1

2,8.10

^-2

mol de Na

2

SO

4

(s) à T

1

Etat final

Calorimètre à T

2

2,8 mol d’eau à T

2

contenant

2,8.10

^-2

mol de SO

42-

(aq)

5,6.10

^-2

mol de Na

⁺

(aq).

-3- En déduire la valeur de l’enthalpie standard de la réaction à 21 °C.

Commenter physiquement la valeur trouvée.

2. Autre exemple de mesure expérimentale

Au TP Géné 4, une pile a été utilisée pour accéder à l’enthalpie standard de réaction à partir de mesures, à des températures différentes, de la force électromotrice standard (notée e°).

Le modèle obtenu établissait la relation suivante entre la fem mesurée et la température :

𝑒° =_𝑛𝐹¹ (𝛥𝑟𝐻° − 𝑇. 𝛥𝑟𝑆°)

Si

Δ_rH°et Δ_rS° sont constantes sur l’intervalle de température utilisé, alors le tracé de e° = f(T) devrait être une droite dont

l’ordonnée à l’origine est Δ

r

H°/nF. C’était bien le cas ce qui permettait de déterminer l’enthalpie standard de réaction.