Étude de la Conservation de l’Énergie : Combustion de l’Éthanol
Contexte : La thermochimieBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie, sous forme de chaleur, lors des réactions chimiques..
Cet exercice explore le premier principe de la thermodynamique, celui de la conservation de l'énergie, à travers une expérience de calorimétrieTechnique expérimentale permettant de mesurer les quantités de chaleur échangées au cours d'un processus physique ou chimique.. Nous allons étudier la combustion de l'éthanol (\(C_2H_5OH\)), un alcool utilisé comme biocarburant, pour déterminer la quantité d'énergie qu'elle libère. Cette expérience nous permettra de lier une mesure macroscopique (l'augmentation de température de l'eau) à un concept microscopique (l'enthalpie de réactionVariation de l'énergie interne d'un système à pression constante. Pour une réaction, elle représente la chaleur absorbée ou dégagée.).
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à appliquer le principe fondamental de la conservation de l'énergie pour quantifier la chaleur d'une réaction et à comparer un résultat expérimental à une valeur théorique calculée via la loi de HessPrincipe selon lequel la variation d'enthalpie pour une réaction globale est la même, que la réaction se fasse en une ou plusieurs étapes..
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre et appliquer le principe de conservation de l'énergie dans un calorimètre.
- Calculer la chaleur absorbée par un système à l'aide de la formule \(q = m \cdot C \cdot \Delta T\).
- Déterminer l'enthalpie molaire d'une réaction à partir de données expérimentales.
- Utiliser la loi de Hess pour calculer une enthalpie de réaction théorique.
- Analyser les sources d'erreur en comparant les résultats expérimentaux et théoriques.
Données de l'étude
Conditions Expérimentales
Schéma d'une Bombe Calorimétrique
| Caractéristique | Valeur |
|---|---|
| Masse d'éthanol (\(C_2H_5OH\)) brûlée | 1,50 g |
| Masse d'eau dans le calorimètre | 500,0 g |
| Température initiale de l'eau (\(T_i\)) | 22,0 °C |
| Température finale de l'eau (\(T_f\)) | 36,5 °C |
Données Thermochimiques
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Capacité thermique massique de l'eau | \(C_{\text{eau}}\) | 4,184 | \(J \cdot \text{g}^{-1} \cdot \text{°C}^{-1}\) |
| Masse molaire de l'éthanol | \(M_{C_2H_5OH}\) | 46,07 | \(\text{g} \cdot \text{mol}^{-1}\) |
Enthalpies Standard de Formation (\(\Delta H°_f\) à 298 K)
| Composé | Formule | \(\Delta H°_f\) (kJ/mol) |
|---|---|---|
| Éthanol (liquide) | \(C_2H_5OH_{(\text{l})}\) | -277,7 |
| Dioxyde de carbone (gaz) | \(CO_{2(\text{g})}\) | -393,5 |
| Eau (liquide) | \(H_2O_{(\text{l})}\) | -285,8 |
Questions à traiter
- Écrire l'équation chimique équilibrée de la combustion complète de l'éthanol liquide (\(C_2H_5OH_{(\text{l})}\)).
- Calculer la quantité de chaleur (en kJ) absorbée par l'eau dans le calorimètre.
- En supposant que le calorimètre est un système parfaitement isolé, déterminer la chaleur (en kJ) dégagée par la combustion des 1,50 g d'éthanol.
- Calculer la chaleur molaire de combustion expérimentale de l'éthanol (en kJ/mol).
- Calculer l'enthalpie standard de combustion théorique (\(\Delta H°_{\text{comb}}\)) de l'éthanol en utilisant la loi de Hess. Comparer cette valeur à la valeur expérimentale et justifier les écarts éventuels.
Les bases de la Thermochimie
La thermochimie étudie les transferts d'énergie thermique associés aux réactions chimiques. Le principe fondamental est la conservation de l'énergie, énoncé par le premier principe de la thermodynamique : l'énergie ne peut être ni créée ni détruite, seulement transférée ou transformée.
1. Calorimétrie et Chaleur de Réaction
Un calorimètre est un dispositif isolé conçu pour mesurer la chaleur échangée (\(q\)). Si le système est isolé, la chaleur dégagée par la réaction (\(q_{\text{réaction}}\)) est entièrement absorbée par le contenu du calorimètre (généralement l'eau, \(q_{\text{eau}}\)).
\[ q_{\text{réaction}} + q_{\text{eau}} = 0 \Rightarrow q_{\text{réaction}} = -q_{\text{eau}} \]
La chaleur absorbée par l'eau est calculée par :
\[ q_{\text{eau}} = m_{\text{eau}} \cdot C_{\text{eau}} \cdot \Delta T \]
Où \(\Delta T = T_{\text{finale}} - T_{\text{initiale}}\).
2. Enthalpie et Loi de Hess
L'enthalpie (\(H\)) est une fonction d'état qui représente l'énergie d'un système à pression constante. La variation d'enthalpie d'une réaction (\(\Delta H\)) correspond à la chaleur échangée à pression constante. La loi de Hess stipule que le \(\Delta H\) d'une réaction ne dépend que des états initial et final, pas du chemin parcouru. Cela permet de calculer l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta H°_{\text{réaction}}\)) à partir des enthalpies standard de formation (\(\Delta H°_f\)) des produits et des réactifs.
\[ \Delta H°_{\text{réaction}} = \sum n_p \Delta H°_{f(\text{produits})} - \sum n_r \Delta H°_{f(\text{réactifs})} \]
Où \(n_p\) et \(n_r\) sont les coefficients stœchiométriques des produits et des réactifs.
Correction : Étude de la Conservation de l’Énergie : Combustion de l’Éthanol
Question 1 : Écrire l'équation chimique équilibrée de la combustion complète de l'éthanol liquide (\(C_2H_5OH_{(\text{l})}\)).
Principe
Une réaction de combustion complète d'un composé organique (contenant C, H, O) en présence de dioxygène (\(O_2\)) produit toujours du dioxyde de carbone (\(CO_2\)) et de l'eau (\(H_2O\)). L'objectif est d'équilibrer les atomes de chaque élément de part et d'autre de l'équation pour respecter la conservation de la matière.
Mini-Cours
L'équilibrage d'une équation chimique suit la loi de conservation de la masse d'Antoine Lavoisier : "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme". Cela signifie que le nombre d'atomes de chaque élément doit être rigoureusement identique dans les réactifs (à gauche de la flèche) et dans les produits (à droite). On ajuste pour cela les coefficients stœchiométriques, qui sont les nombres placés devant chaque formule chimique.
Remarque Pédagogique
Pour équilibrer une équation de combustion, il est plus simple de procéder avec méthode. Commencez par équilibrer les atomes qui apparaissent dans le moins de molécules (ici, le carbone et l'hydrogène). Terminez toujours par l'élément qui apparaît dans le plus de molécules, souvent le dioxygène (\(O_2\)), car il est plus facile à ajuster seul à la fin.
Normes
En chimie, la "norme" fondamentale est la loi de conservation de la masse. L'écriture des formules chimiques (\(H_2O\), \(CO_2\)) et de leurs états (l, g, s, aq) suit les conventions internationales établies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA).
Formule(s)
Principe d'égalité de la conservation de la masse
Hypothèses
Nous faisons l'hypothèse que la combustion est "complète", ce qui signifie que tout le carbone de l'éthanol est transformé en dioxyde de carbone (\(CO_2\)) et tout l'hydrogène en eau (\(H_2O\)). Une combustion incomplète produirait aussi du monoxyde de carbone (\(CO\)) ou du carbone suie (\(C\)).
Donnée(s)
| Type | Composé | Formule Chimique |
|---|---|---|
| Réactifs | Éthanol Dioxygène | \(C_2H_5OH\) \(O_2\) |
| Produits | Dioxyde de Carbone Eau | \(CO_2\) \(H_2O\) |
Astuces
Si vous obtenez un coefficient fractionnaire pour \(O_2\) (par exemple 7/2), c'est acceptable dans un premier temps. Ensuite, pour obtenir des coefficients entiers, multipliez simplement tous les coefficients de l'équation par le dénominateur de la fraction (ici, 2).
Schéma (Avant les calculs)
Molécules de Réactifs
Calcul(s)
Étape 1 : Équilibrer les atomes de Carbone (C)
On commence par le carbone. Il y a 2 atomes de C à gauche (\(C_2H_5OH\)) et 1 seul à droite (\(CO_2\)). On place donc un coefficient 2 devant \(CO_2\).
Étape 2 : Équilibrer les atomes d'Hydrogène (H)
On continue avec l'hydrogène. Il y a 6 atomes de H à gauche (\(C_2H_5OH\)) et 2 à droite (\(H_2O\)). Pour obtenir 6 atomes de H à droite, on place un coefficient 3 devant \(H_2O\) (car \(3 \times 2 = 6\)).
Étape 3 : Équilibrer les atomes d'Oxygène (O)
On termine par l'oxygène. On compte d'abord les atomes d'oxygène du côté des produits (à droite) : dans \(2 \, CO_2\) il y en a \(2 \times 2 = 4\), et dans \(3 \, H_2O\) il y en a \(3 \times 1 = 3\). Le total à droite est de \(4 + 3 = 7\) atomes d'oxygène. À gauche, on a déjà 1 atome d'oxygène dans \(C_2H_5OH\), il nous en manque donc 6. Pour obtenir 6 atomes d'oxygène avec \(O_2\), on place le coefficient 3 devant (car \(3 \times 2 = 6\)).
Schéma (Après les calculs)
Molécules de Produits
Réflexions
L'équation équilibrée nous informe des proportions stœchiométriques : 1 mole d'éthanol réagit avec 3 moles de dioxygène pour produire 2 moles de dioxyde de carbone et 3 moles d'eau. Cette information sera capitale pour les calculs d'enthalpie.
Points de vigilance
L'erreur la plus commune est d'oublier de compter l'atome d'oxygène déjà présent dans la molécule d'éthanol (\(C_2H_5OH\)) lors de l'équilibrage final des oxygènes.
Points à retenir
La méthode C $\rightarrow$ H $\rightarrow$ O est une approche fiable pour équilibrer la combustion de la plupart des composés organiques.
Le saviez-vous ?
La loi de conservation de la masse a été énoncée par Antoine Lavoisier en 1789. En menant des expériences très précises de pesée avant et après les réactions (notamment de combustion), il a révolutionné la chimie, qui est passée de l'alchimie qualitative à une science quantitative.
FAQ
Il est normal d'avoir des questions.
Résultat Final
A vous de jouer
Pour vérifier votre compréhension, écrivez l'équation équilibrée de la combustion complète du méthane (\(CH_4\)).
Question 2 : Calculer la quantité de chaleur (en kJ) absorbée par l'eau dans le calorimètre.
Principe
L'énergie thermique (chaleur) absorbée par une substance est proportionnelle à sa masse, à sa capacité thermique massique (une propriété intrinsèque du matériau) et à la variation de sa température. On utilise la formule fondamentale de la calorimétrie pour quantifier cette énergie.
Mini-Cours
La capacité thermique massique (\(C\)) est la quantité d'énergie nécessaire pour élever de 1°C (ou 1 Kelvin) la température de 1 gramme d'une substance. L'eau a une capacité thermique élevée (\(4,184 J \cdot \text{g}^{-1} \cdot \text{°C}^{-1}\)), ce qui signifie qu'elle peut absorber beaucoup de chaleur sans que sa température n'augmente drastiquement. C'est pour cela qu'elle est utilisée dans les calorimètres et comme fluide caloporteur.
Remarque Pédagogique
Avant tout calcul, identifiez bien chaque variable de la formule (\(m\), \(C\), \(\Delta T\)) et vérifiez la cohérence de leurs unités. Si la masse est en kg, ou si la capacité thermique est par mole, des conversions seront nécessaires. Ici, les unités (g, J/g.°C, °C) sont déjà cohérentes.
Normes
L'unité d'énergie du Système International (SI) est le Joule (J). Le degré Celsius (°C) est accepté pour les variations de température (\(\Delta T\) en °C = \(\Delta T\) en K), car une différence de 1°C équivaut à une différence de 1 Kelvin.
Formule(s)
Formule de la chaleur absorbée
Hypothèses
Nous supposons que la capacité thermique de l'eau (\(C_{\text{eau}}\)) est constante sur l'intervalle de température de l'expérience (22,0°C à 36,5°C), ce qui est une approximation très juste pour l'eau liquide.
Donnée(s)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Masse d'eau | \(m_{\text{eau}}\) | 500,0 | g |
| Capacité thermique de l'eau | \(C_{\text{eau}}\) | 4,184 | \(J \cdot \text{g}^{-1} \cdot \text{°C}^{-1}\) |
| Variation de température | \(\Delta T\) | \(36,5 - 22,0 = 14,5\) | °C |
Astuces
Pour un calcul rapide, vous pouvez arrondir \(C_{\text{eau}}\) à 4,2 J/g.°C. Pour notre calcul : \(500 \times 4,2 \times 14,5 = 2100 \times 14,5 \approx 30450\) J. Cela donne un excellent ordre de grandeur pour vérifier le résultat final.
Schéma (Avant les calculs)
Mesure de la Variation de Température
Calcul(s)
Calcul de la chaleur en Joules (J)
Conversion en kiloJoules (kJ)
Schéma (Après les calculs)
Énergie Absorbée par l'Eau
Réflexions
Cette valeur de 30,3 kJ représente l'énergie thermique qui a été effectivement transférée à l'eau et qui a provoqué son échauffement. C'est la mesure clé de notre expérience de calorimétrie.
Points de vigilance
La principale source d'erreur dans le calcul est la mesure de \(\Delta T\). Une petite erreur sur la température peut avoir un impact notable. De plus, assurez-vous de convertir le résultat final en kJ si c'est demandé, une erreur commune est de laisser la réponse en J.
Points à retenir
La formule \(q = m \cdot C \cdot \Delta T\) est l'une des plus fondamentales en thermochimie. Maîtrisez-la parfaitement, elle est utilisée dans de très nombreux contextes.
Le saviez-vous ?
La "calorie" (cal) est une ancienne unité d'énergie, définie comme la quantité de chaleur nécessaire pour élever 1g d'eau de 1°C. La calorie alimentaire (Cal, avec un C majuscule) que l'on voit sur les emballages vaut en réalité 1 kilocalorie (kcal), soit environ 4184 Joules.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si la même combustion avait chauffé 800 g d'eau, quelle aurait été l'élévation de température \(\Delta T\) ?
Question 3 : En supposant que le calorimètre est un système parfaitement isolé, déterminer la chaleur (en kJ) dégagée par la combustion des 1,50 g d'éthanol.
Principe
Le principe de conservation de l'énergie dans un système isolé stipule que l'énergie totale du système reste constante. Par conséquent, toute l'énergie perdue par une partie du système (la réaction) doit être gagnée par une autre partie (l'eau). La somme des chaleurs échangées est donc nulle.
Mini-Cours
En thermodynamique, un système isolé n'échange ni matière, ni énergie (chaleur, travail) avec l'extérieur. Un calorimètre parfait est une modélisation d'un tel système. La chaleur est une forme de transfert d'énergie. Par convention, l'énergie qui sort d'un sous-système est comptée négativement (exothermique), et celle qui y entre est comptée positivement (endothermique).
Remarque Pédagogique
Le point crucial ici est la convention de signe. Pensez-y de cette façon : le "compte en banque énergétique" de la réaction diminue (signe -), tandis que celui de l'eau augmente (signe +). La transaction est un simple virement de l'un à l'autre.
Normes
Cette question est une application directe du Premier Principe de la Thermodynamique pour un système isolé, qui est une des lois les plus fondamentales de la physique et de la chimie.
Formule(s)
Premier principe de la thermodynamique pour un système isolé
Hypothèses
L'hypothèse fondamentale est que le système {bombe + eau} est parfaitement isolé. Cela signifie qu'il n'y a aucune perte de chaleur vers l'air ambiant, le support du calorimètre, ou l'agitateur. En réalité, cette hypothèse n'est jamais parfaitement vraie.
Donnée(s)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Chaleur absorbée par l'eau | \(q_{\text{eau}}\) | 30,334 | kJ |
Astuces
Pas besoin de calcul complexe. Si la température de l'eau augmente, vous savez immédiatement que la réaction est exothermique et que \(q_{\text{réaction}}\) doit être négatif. C'est une vérification de bon sens rapide.
Schéma (Avant les calculs)
Transfert d'Énergie dans un Système Isolé
Calcul(s)
Calcul de la chaleur de réaction
Schéma (Après les calculs)
Transfert Quantifié
Réflexions
Le signe négatif de \(q_{\text{réaction}}\) est crucial : il indique que la réaction de combustion est exothermique, c'est-à-dire qu'elle libère de l'énergie dans son environnement (ici, l'eau). Cette énergie provient de la différence d'énergie chimique entre les liaisons des réactifs et celles, plus stables, des produits.
Points de vigilance
L'erreur la plus fréquente est d'oublier le signe négatif. La chaleur dégagée par la réaction a la même valeur absolue que la chaleur absorbée par l'eau, mais son signe est opposé.
Points à retenir
Dans un système calorimétrique isolé, l'énergie est simplement transférée d'un composant à un autre. La relation \(q_{\text{réaction}} = -q_{\text{eau}}\) est la clé de toutes les expériences de calorimétrie simple.
Le saviez-vous ?
Le concept de "chaleur" a longtemps été débattu. Au 18ème siècle, on pensait qu'il s'agissait d'un fluide invisible appelé "calorique". Les travaux de Joule au 19ème siècle ont démontré que la chaleur n'est pas une substance mais une forme de transfert d'énergie, équivalente au travail mécanique.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Une autre réaction dans le même calorimètre fait baisser la température de l'eau de 5°C. Quelle est la valeur de \(q_{\text{réaction}}\) ?
Question 4 : Calculer la chaleur molaire de combustion expérimentale de l'éthanol (en kJ/mol).
Principe
La chaleur molaire de combustion est une propriété intensive qui exprime la quantité d'énergie libérée par mole de combustible. Pour la déterminer, on normalise la chaleur totale dégagée (\(q_{\text{réaction}}\)) en la divisant par la quantité de matière (nombre de moles) qui a réagi.
Mini-Cours
Les propriétés physiques peuvent être extensives (proportionnelles à la quantité de matière, comme la masse ou le volume) ou intensives (indépendantes de la quantité de matière, comme la température ou la masse molaire). La chaleur (\(q\)) est extensive, mais la chaleur molaire (\(\Delta H\)) est intensive. C'est ce qui la rend si utile pour comparer différents composés.
Remarque Pédagogique
La logique est simple : si 1,50 g a libéré 30,3 kJ, combien 1 mole (46,07 g) aurait-elle libéré ? C'est un simple produit en croix, que l'on formalise par le calcul en deux étapes : d'abord trouver le nombre de moles, puis diviser la chaleur par ce nombre.
Normes
L'unité de quantité de matière du Système International est la mole (mol), définie par le nombre d'Avogadro (\(N_A \approx 6,022 \times 10^{23}\) entités).
Formule(s)
Formule du nombre de moles
Formule de la chaleur molaire expérimentale
Hypothèses
Nous supposons que la masse d'éthanol pesée a brûlé intégralement et que la combustion était complète, conformément à l'équation de la question 1.
Donnée(s)
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Chaleur de réaction | \(q_{\text{réaction}}\) | -30,334 | kJ |
| Masse d'éthanol | \(m_{\text{éthanol}}\) | 1,50 | g |
| Masse molaire de l'éthanol | \(M_{\text{éthanol}}\) | 46,07 | g/mol |
Astuces
Pour éviter les erreurs d'arrondi, conservez plusieurs chiffres significatifs dans les calculs intermédiaires (comme pour le nombre de moles) et n'arrondissez qu'à la toute fin, en respectant la précision des données initiales.
Schéma (Avant les calculs)
Normalisation par la Quantité de Matière
Calcul(s)
Calcul du nombre de moles d'éthanol
Calcul de la chaleur molaire
Schéma (Après les calculs)
Résultat de la Normalisation
Réflexions
La valeur de -932 kJ/mol est la chaleur de combustion mesurée dans les conditions de notre expérience. C'est une valeur spécifique à notre montage. Pour la rendre universelle, nous la comparerons à la valeur théorique "standard".
Points de vigilance
Assurez-vous que la chaleur (\(q_{\text{réaction}}\)) est bien en kJ si vous voulez une réponse en kJ/mol. Si \(q_{\text{réaction}}\) est en J, la réponse sera en J/mol, et il faudra la diviser par 1000.
Points à retenir
Pour passer d'une quantité extensive (chaleur totale) à une quantité intensive (chaleur molaire), il faut diviser par la quantité de matière (le nombre de moles).
Le saviez-vous ?
Le concept de "mole" a été introduit par Wilhelm Ostwald en 1894. Il vient du mot latin "moles" qui signifie "une masse". C'est un "paquet" d'atomes ou de molécules, qui permet aux chimistes de compter des entités microscopiques en les pesant à l'échelle macroscopique.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Si l'on brûle 3,00 g d'éthanol, quelle sera la chaleur molaire de combustion mesurée (en supposant les mêmes pertes de chaleur proportionnelles) ?
Question 5 : Calculer l'enthalpie standard de combustion théorique (\(\Delta H°_{\text{comb}}\)) de l'éthanol et comparer.
Principe
La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction est indépendante du chemin suivi. On peut donc calculer cette variation en utilisant un chemin fictif passant par les éléments constitutifs dans leur état standard. Cela permet de calculer une valeur théorique idéale, en se basant sur des données tabulées (les enthalpies standard de formation).
Mini-Cours
L'enthalpie standard de formation (\(\Delta H°_f\)) d'un composé est la variation d'enthalpie de la réaction de formation d'une mole de ce composé à partir de ses éléments corps simples les plus stables dans leur état standard (ex: \(C_{(\text{graphite})}\), \(H_{2(\text{g})}\), \(O_{2(\text{g})}\)). Par convention, le \(\Delta H°_f\) de ces corps simples est nul.
Remarque Pédagogique
Organisez votre calcul en deux parties claires : d'abord la somme pondérée des enthalpies des produits, puis celle des réactifs. Soyez très méticuleux avec les signes, à la fois celui de la soustraction dans la formule et ceux des valeurs de \(\Delta H°_f\) elles-mêmes.
Normes
Les valeurs d'enthalpies standard de formation sont des données de référence internationales, compilées dans des bases de données thermodynamiques (comme celles du NIST aux États-Unis) et valables sous conditions standards (1 bar, 298.15 K).
Formule(s)
Loi de Hess
Hypothèses
On suppose que la réaction étudiée se déroule dans les conditions standards pour pouvoir utiliser les valeurs tabulées. Même si l'expérience n'est pas à 298 K, cette valeur théorique sert de référence universelle.
Donnée(s)
On utilise l'équation équilibrée de la Q1 et les valeurs de \(\Delta H°_f\) du tableau.
| Composé | \(n\) (coeff.) | \(\Delta H°_f\) (kJ/mol) |
|---|---|---|
| \(C_2H_5OH_{(\text{l})}\) | 1 | -277,7 |
| \(O_{2(\text{g})}\) | 3 | 0 |
| \(CO_{2(\text{g})}\) | 2 | -393,5 |
| \(H_2O_{(\text{l})}\) | 3 | -285,8 |
Astuces
Avant de calculer, estimez le signe du résultat. Une combustion est toujours très exothermique, donc le \(\Delta H°_{\text{comb}}\) doit être un grand nombre négatif. Si vous trouvez un résultat positif ou un petit nombre, vous avez probablement fait une erreur de signe.
Schéma (Avant les calculs)
Cycle de Hess pour la Combustion de l'Éthanol
Calcul(s)
Somme des enthalpies de formation des produits
Somme des enthalpies de formation des réactifs
Calcul de l'enthalpie de combustion
Schéma (Après les calculs)
Diagramme Enthalpique
Réflexions
La valeur théorique est \(\Delta H°_{\text{comb}} = -1366,7 \, \text{kJ/mol}\), tandis que notre valeur expérimentale était de \(-932 \, \text{kJ/mol}\). L'écart (\(\frac{|-1367 - (-932)|}{|-1367|} \approx 32\%\)) est très significatif. Il s'explique principalement par les pertes de chaleur du calorimètre, qui n'est pas un système parfaitement isolé. Une partie de l'énergie a chauffé l'air, le récipient, etc., et n'a pas été mesurée par l'eau. Une combustion incomplète pourrait aussi être une cause.
Points de vigilance
La plus grande source d'erreur est de mal appliquer la formule : c'est toujours (SOMME PRODUITS) - (SOMME REACTIFS). Inverser cet ordre changera le signe du résultat final ! Attention aussi aux coefficients stœchiométriques.
Points à retenir
La loi de Hess est un outil extrêmement puissant qui permet de prédire la chaleur d'une réaction sans jamais avoir à la réaliser, simplement en connaissant les enthalpies de formation des composés impliqués.
Le saviez-vous ?
Le chimiste suisse Germain Hess a formulé sa loi en 1840. C'est un cas particulier du principe de conservation de l'énergie, qui n'a été formulé que plus tard (premier principe de la thermodynamique). La loi de Hess est donc une pierre angulaire historique de la thermochimie.
FAQ
Résultat Final
A vous de jouer
Calculez l'enthalpie standard de combustion du méthane (\(CH_4\)) sachant que \(\Delta H°_f(CH_4) = -74,8\) kJ/mol. L'équation est \(CH_{4(\text{g})} + 2O_{2(\text{g})} \rightarrow CO_{2(\text{g})} + 2H_2O_{(\text{l})}\)
Outil Interactif : Simulateur de Calorimétrie
Utilisez les curseurs pour modifier la masse d'éthanol brûlée et la masse d'eau dans le calorimètre. Observez comment ces changements affectent l'élévation de température et la chaleur calculée.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés (basés sur \(q_{\text{exp}}\) de -932 kJ/mol)
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Une réaction chimique qui dégage de la chaleur est dite...
2. Selon la loi de Hess, la variation d'enthalpie d'une réaction...
3. Dans un calorimètre parfaitement isolé, quelle relation est correcte ?
4. Par convention, l'enthalpie standard de formation de \(N_{2(\text{g})}\) est...
5. Si la valeur expérimentale de la chaleur de combustion est plus faible que la valeur théorique, une cause probable est...
- Calorimétrie
- Ensemble des techniques de mesure des transferts d'énergie thermique (chaleur) associés à une réaction chimique ou un changement d'état.
- Enthalpie de Réaction (\(\Delta H\))
- Quantité de chaleur libérée ou absorbée par une réaction chimique effectuée à pression constante. Une valeur négative indique une réaction exothermique.
- Enthalpie Standard de Formation (\(\Delta H°_f\))
- Variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples dans leur état standard (généralement à 298 K et 1 bar).
- Loi de Hess
- Principe fondamental de la thermochimie qui stipule que la variation d'enthalpie totale d'une réaction est la somme des variations d'enthalpie des étapes intermédiaires.
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