Enthalpie de neutralisation d'un acide fort par une base forte
Contexte : La Chaleur des Réactions Acido-Basiques
La réaction entre un acide et une base, appelée neutralisation, est presque toujours exothermique : elle dégage de la chaleur. L'enthalpie de neutralisationVariation d'enthalpie (ΔH) lorsque une mole d'acide réagit complètement avec une mole de base dans des conditions standard. est la quantité de chaleur libérée lorsqu'une mole d'ions H⁺ réagit avec une mole d'ions OH⁻ pour former une mole d'eau. Pour la réaction entre un acide fort et une base forte, les ions spectateurs (comme Na⁺ et Cl⁻) ne participent pas, et la réaction nette est toujours la même : \( \text{H}^+_{\text{(aq)}} + \text{OH}^-_{\text{(aq)}} \rightarrow \text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}} \). Par conséquent, l'enthalpie de cette réaction est une constante fondamentale. Cet exercice vise à la déterminer expérimentalement par calorimétrieEnsemble des techniques de mesure des transferts de chaleur associés à des transformations physiques ou chimiques..
Remarque Pédagogique : Cet exercice est une application directe du premier principe de la thermodynamique à la chimie. Il permet de comprendre comment mesurer une grandeur thermodynamique (la variation d'enthalpie \(\Delta H\)) en observant ses effets sur l'environnement (l'élévation de température de la solution).
Objectifs Pédagogiques
- Écrire l'équation ionique nette d'une réaction de neutralisation acide fort-base forte.
- Calculer la quantité de chaleur échangée dans un calorimètre.
- Identifier le réactif limitant et calculer l'avancement de la réaction.
- Calculer l'enthalpie molaire de réaction (\(\Delta_r H\)) à partir de données calorimétriques.
- Comprendre pourquoi l'enthalpie de neutralisation est quasi constante pour tous les couples acide fort/base forte.
Données de l'étude
Dans un calorimètre de capacité thermique négligeable, on mélange un volume \(V_A = 100 \, \text{mL}\) d'une solution d'acide chlorhydrique (HCl) de concentration \(C_A = 1.0 \, \text{mol/L}\) avec un volume \(V_B = 100 \, \text{mL}\) d'une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH) de concentration \(C_B = 1.0 \, \text{mol/L}\). Les deux solutions sont initialement à la même température \(T_i = 25.0 \, \text{°C}\).
Schéma de l'Expérience Calorimétrique
Propriétés de la Solution
- Masse volumique, \(\rho\) \(1.0 \, \text{g/mL}\)
- Capacité thermique massique, \(c\) \(4.18 \, \text{J/(g·°C)}\)
Conditions Initiales
- Température initiale, \(T_i\) \(25.0 \, \text{°C}\)
- Température finale, \(T_f\) \(31.8 \, \text{°C}\)
Questions à traiter
- Écrire l'équation ionique nette de la réaction de neutralisation.
- Calculer la quantité de chaleur (\(q_{\text{sol}}\)) absorbée par la solution.
- Déterminer le nombre de moles d'eau formées et en déduire l'enthalpie molaire de neutralisation (\(\Delta_r H\)).
Correction : Enthalpie de neutralisation d'un acide fort par une base forte
Question 1 : Équation ionique nette
Principe :
Un acide fort (comme HCl) et une base forte (comme NaOH) sont totalement dissociés en solution aqueuse. L'équation complète est : \( \text{H}^+ + \text{Cl}^- + \text{Na}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{Na}^+ + \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O} \). Les ions Na⁺ et Cl⁻ sont des ions spectateursIons qui sont présents dans la solution réactionnelle mais ne participent pas directement à la réaction chimique. Ils apparaissent inchangés des deux côtés de l'équation., car ils ne changent pas d'état. En les simplifiant, on obtient l'équation ionique nette, qui représente la véritable transformation chimique.
Remarque Pédagogique :
Point Clé : Le fait que l'équation nette soit la même pour tous les couples acide fort/base forte explique pourquoi leur enthalpie de neutralisation est une constante (environ -57 kJ/mol). La chaleur dégagée provient uniquement de la formation de la liaison O-H dans la molécule d'eau.
Formule(s) utilisée(s) :
Il s'agit d'écrire l'équation bilan simplifiée.
Donnée(s) :
Aucune donnée numérique n'est nécessaire pour cette étape, seulement la connaissance de la formule chimique du chlorure d'argent (AgCl).
Calcul(s) :
Il n'y a pas de calcul à effectuer pour cette question.
Points de vigilance :
État des espèces : Ne pas oublier d'indiquer l'état physique de chaque espèce : (s) pour le solide et (aq) pour les ions en solution aqueuse. C'est fondamental pour définir correctement la constante d'équilibre.
Le saviez-vous ?
Question 2 : Chaleur absorbée par la solution (\(q_{\text{sol}}\))
Principe :
La réaction de neutralisation libère de la chaleur (\(q_{\text{réaction}} < 0\)). Dans un calorimètre parfaitement isolé, cette chaleur ne peut pas s'échapper et est entièrement absorbée par la solution, provoquant son échauffement. La chaleur absorbée par la solution (\(q_{\text{sol}}\)) est donc l'opposé de la chaleur de la réaction (\(q_{\text{sol}} = -q_{\text{réaction}}\)) et peut être calculée à partir de la masse totale de la solution, de sa capacité thermique massique et de la variation de température observée.
Remarque Pédagogique :
Point Clé : Le calorimètre est le "comptable" de l'énergie thermique. Le premier principe de la thermodynamique appliqué au système isolé {calorimètre + contenu} nous dit que la somme de toutes les chaleurs échangées est nulle : \(q_{\text{réaction}} + q_{\text{sol}} + q_{\text{calorimètre}} = 0\). Ici, on néglige \(q_{\text{calorimètre}}\), donc \(q_{\text{réaction}} = -q_{\text{sol}}\).
Formule(s) utilisée(s) :
Donnée(s) :
- \(V_A = 100 \, \text{mL}\), \(V_B = 100 \, \text{mL}\) \(\Rightarrow V_{\text{total}} = 200 \, \text{mL}\)
- \(\rho = 1.0 \, \text{g/mL}\)
- \(c = 4.18 \, \text{J/(g·°C)}\)
- \(T_i = 25.0 \, \text{°C}\), \(T_f = 31.8 \, \text{°C}\)
Calcul(s) :
D'abord, calculons la masse totale de la solution finale.
Ensuite, calculons l'élévation de température.
Enfin, nous pouvons calculer la chaleur absorbée par la solution.
Points de vigilance :
Le signe de q : Il est crucial de bien définir ce que représente \(q\). Ici, on calcule la chaleur absorbée PAR la solution, donc \(q_{\text{sol}}\) est positif car la température augmente. La chaleur de la réaction, elle, sera négative.
Le saviez-vous ?
Question 3 : Enthalpie molaire de neutralisation (\(\Delta_r H\))
Principe :
L'enthalpie molaire de réaction (\(\Delta_r H\)) est la chaleur de la réaction rapportée à une mole d'avancement. Il faut d'abord calculer le nombre de moles d'acide et de base qui ont réagi pour trouver le réactif limitant et le nombre de moles d'eau formées (\(n\)). Ensuite, on calcule la chaleur dégagée par la réaction (\(q_{\text{réaction}} = -q_{\text{sol}}\)) et on la divise par ce nombre de moles.
Remarque Pédagogique :
Point Clé : L'enthalpie est une grandeur extensive (elle dépend de la quantité de matière), mais l'enthalpie molaire est une grandeur intensive (elle est caractéristique de la réaction elle-même). Passer de \(q\) à \(\Delta_r H\) permet de comparer les résultats de différentes expériences et de les rapporter à une base commune (1 mole).
Formule(s) utilisée(s) :
Donnée(s) :
- \(C_A = 1.0 \, \text{mol/L}\), \(V_A = 100 \, \text{mL} = 0.1 \, \text{L}\)
- \(C_B = 1.0 \, \text{mol/L}\), \(V_B = 100 \, \text{mL} = 0.1 \, \text{L}\)
- \(q_{\text{sol}} = 5684.8 \, \text{J}\)
Calcul(s) :
Commençons par calculer les quantités de matière (en moles) de chaque réactif.
Comme \(n_{\text{H}^+} = n_{\text{OH}^-}\) et que la stœchiométrie est de 1:1, les réactifs sont introduits en proportions stœchiométriques. Il n'y a pas de réactif limitant. Le nombre de moles d'eau formées est donc égal au nombre de moles de chaque réactif.
La chaleur dégagée par la réaction est l'opposé de la chaleur absorbée par la solution.
Enfin, on rapporte cette chaleur à la quantité de matière pour obtenir l'enthalpie molaire.
Points de vigilance :
Réactif Limitant : Dans cet exercice, les quantités sont stœchiométriques. Si ce n'était pas le cas, il faudrait identifier le réactif limitant et baser le calcul du nombre de moles d'eau formées sur ce dernier.
Le saviez-vous ?
Simulation Interactive de la Calorimétrie
Explorez comment les concentrations et les volumes initiaux influencent l'élévation de température finale.
Conditions de l'Expérience
Élévation de Température en fonction de la Concentration
Pour Aller Plus Loin : Acides et Bases Faibles
L'énergie de la dissociation : Si on neutralise un acide faible (ex: acide acétique, CH₃COOH) avec une base forte, la chaleur dégagée est inférieure à -57 kJ/mol. Pourquoi ? Parce que l'acide faible n'est que partiellement dissocié en solution. Avant de pouvoir réagir avec les ions OH⁻, les molécules de CH₃COOH doivent d'abord se dissocier en CH₃COO⁻ et H⁺. Cette étape de dissociation est endothermique (elle consomme de l'énergie). La chaleur totale mesurée est donc la somme de l'enthalpie de dissociation (positive) et de l'enthalpie de neutralisation de H⁺ par OH⁻ (négative). Le résultat net est moins exothermique.
Le Saviez-Vous ?
Les "cold packs" instantanés utilisés pour soigner les blessures sportives fonctionnent sur le principe inverse : une réaction de dissolution endothermique. Ils contiennent une poche d'eau et une autre de nitrate d'ammonium. Quand on brise la poche intérieure, le sel se dissout dans l'eau, absorbant une grande quantité de chaleur de l'environnement et produisant une sensation de froid intense.
Foire Aux Questions (FAQ)
Pourquoi néglige-t-on la capacité thermique du calorimètre ?
Dans un exercice simplifié, on la néglige pour se concentrer sur la chaleur absorbée par la solution. Dans une expérience réelle de haute précision, il faudrait d'abord étalonner le calorimètre (par exemple, en y mélangeant des quantités connues d'eau chaude et froide) pour déterminer sa "valeur en eau", c'est-à-dire la masse d'eau qui absorberait la même quantité de chaleur que les parois du calorimètre pour la même élévation de température.
La capacité thermique de la solution est-elle vraiment celle de l'eau ?
C'est une excellente approximation pour des solutions diluées. La présence des ions sel (NaCl) modifie légèrement la capacité thermique de la solution, mais pour des concentrations de l'ordre de 1 mol/L, l'erreur commise en utilisant la valeur de l'eau pure est très faible.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. La réaction de neutralisation entre un acide faible et une base forte dégage :
2. Si on double les volumes et les concentrations des réactifs, la chaleur totale dégagée (\(q\)) :
Glossaire
- Enthalpie de Neutralisation (\(\Delta_r H\))
- La variation d'enthalpie associée à la réaction complète d'une mole d'acide avec une mole de base. Pour un acide fort et une base forte, elle correspond à la formation d'une mole d'eau.
- Calorimétrie
- La science de la mesure des transferts de chaleur. Un calorimètre est un dispositif isolé conçu pour mesurer la chaleur échangée lors d'un processus physique ou chimique.
- Réaction Exothermique
- Une réaction qui libère de l'énergie sous forme de chaleur dans son environnement. Elle est caractérisée par une variation d'enthalpie négative (\(\Delta H < 0\)).
- Capacité Thermique Massique (c)
- La quantité d'énergie thermique requise pour élever la température d'un gramme d'une substance de un degré Celsius (ou un Kelvin).
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