Enthalpie de neutralisation d'un acide

Contexte : La Thermodynamique ChimiqueBranche de la chimie qui étudie les échanges d'énergie (chaleur, travail) lors des réactions chimiques..

Cet exercice porte sur la détermination expérimentale de l'enthalpie de neutralisation, une grandeur fondamentale en thermochimie. Nous allons simuler une expérience de calorimétrie où une solution d'acide chlorhydrique (HCl), un acide fort, est neutralisée par une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH), une base forte. L'objectif est de mesurer l'élévation de température résultant de cette réaction exothermiqueSe dit d'une réaction qui libère de la chaleur dans son environnement. Le signe de la variation d'enthalpie (ΔH) est négatif. pour en déduire la chaleur dégagée, et finalement, l'enthalpie molaire de la réaction.

Remarque Pédagogique : Comprendre comment mesurer la chaleur d'une réaction est crucial. Cet exercice vous apprendra à appliquer les principes de la calorimétrie pour quantifier l'énergie d'une des réactions les plus fondamentales en chimie : la neutralisation acide-base.

Objectifs Pédagogiques

Comprendre la définition de l'enthalpie molaire de neutralisation.
Appliquer le principe de conservation de l'énergie dans un calorimètre.
Calculer la chaleur absorbée par la solution et le calorimètre.
Déterminer l'enthalpie de neutralisation à partir de données expérimentales.

Données de l'étude

L'expérience consiste à mélanger rapidement deux solutions, l'une d'acide et l'autre de base, dans un calorimètre. On mesure la température initiale des réactifs et la température maximale atteinte après la réaction.

Conditions Expérimentales

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Volume de la solution de HCl	$V_{\text{HCl}}$	50.0	mL
Concentration de la solution de HCl	$C_{\text{HCl}}$	1.00	mol/L
Volume de la solution de NaOH	$V_{\text{NaOH}}$	50.0	mL
Concentration de la solution de NaOH	$C_{\text{NaOH}}$	1.00	mol/L
Température initiale des solutions	$T_{\text{initiale}}$	22.50	°C
Température finale du mélange	$T_{\text{finale}}$	29.25	°C
Capacité thermique du calorimètre	$C_{\text{cal}}$	42.0	J/°C
Capacité thermique massique de la solution	$c_{\text{sol}}$	4.184	J/(g·°C)
Masse volumique de la solution	$\rho_{\text{sol}}$	1.02	g/mL

Schéma du Calorimètre

Questions à traiter

Déterminer la nature du réactif limitant et calculer le nombre de moles d'eau ($n_{\text{H}_2\text{O}}$) formées lors de la réaction.
Calculer la masse totale de la solution finale ($m_{\text{totale}}$).
Calculer la quantité de chaleur absorbée par la solution ($q_{\text{solution}}$).
Calculer la quantité de chaleur absorbée par le calorimètre ($q_{\text{calorimètre}}$).
Déduire la chaleur de la réaction ($q_{\text{réaction}}$) puis calculer l'enthalpie molaire de neutralisation ($\Delta H_{\text{neut}}$) en kJ/mol.

Les bases sur la Calorimétrie et l'Enthalpie

Pour résoudre cet exercice, nous nous basons sur le premier principe de la thermodynamique, la conservation de l'énergie. Dans un système isolé comme un calorimètre, la chaleur dégagée par la réaction est entièrement absorbée par l'environnement immédiat : la solution et les parois du calorimètre.

1. Principe de la Calorimétrie
L'énergie ne peut être ni créée ni détruite. Ainsi, la somme des chaleurs échangées dans un système isolé est nulle. La chaleur libérée par la réaction ($q_{\text{réaction}}$) est absorbée par la solution ($q_{\text{solution}}$) et le calorimètre ($q_{\text{calorimètre}}$). \[ q_{\text{réaction}} + q_{\text{solution}} + q_{\text{calorimètre}} = 0 \] Ce qui implique : \[ q_{\text{réaction}} = - (q_{\text{solution}} + q_{\text{calorimètre}}) \]

2. Enthalpie Molaire de Neutralisation ($\Delta H_{\text{neut}}$)
C'est la variation d'enthalpie associée à la formation d'une mole d'eau par la réaction entre un acide et une base. On la calcule en rapportant la chaleur de la réaction ($q_{\text{réaction}}$) au nombre de moles d'eau formées ($n_{\text{H}_2\text{O}}$). \[ \Delta H_{\text{neut}} = \frac{q_{\text{réaction}}}{n_{\text{H}_2\text{O}}} \]

Correction : Enthalpie de neutralisation d’un acide

Question 1 : Calcul des moles d'eau formées ($n_{\text{H}_2\text{O}}$)

Principe

La réaction de neutralisation entre HCl et NaOH produit du sel (NaCl) et de l'eau ($\text{H}_2\text{O}$). Pour trouver la quantité d'eau formée, il faut d'abord écrire l'équation de la réaction et ensuite déterminer quel réactif est consommé en premier (le réactif limitant), car c'est lui qui dicte la quantité de produit formé.

Mini-Cours

La stœchiométrie de la réaction entre un monoacide fort (HCl) et une monobase forte (NaOH) est de 1:1. Cela signifie qu'une mole de HCl réagit avec une mole de NaOH pour former une mole de $\text{H}_2\text{O}$ et une mole de NaCl. Cette relation simple est la clé pour identifier le réactif limitant.

Remarque Pédagogique

Pensez à un bilan de matière. En listant les quantités de réactifs disponibles avant la réaction et en les comparant au rapport stœchiométrique, on peut facilement voir lequel s'épuisera en premier. C'est la première étape cruciale de tout calcul de rendement ou de produit.

Normes

Il n'y a pas de "norme" réglementaire pour ce calcul, mais on suit les conventions universelles de la chimie établies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA), notamment pour l'écriture des équations chimiques et la définition de la mole.

Formule(s)

Équation de la réaction

\text{HCl}_{\text{(aq)}} + \text{NaOH}_{\text{(aq)}} \rightarrow \text{NaCl}_{\text{(aq)}} + \text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}}

Formule du nombre de moles

n = C \times V

Hypothèses

Pour ce calcul, nous posons les hypothèses suivantes :

La réaction de neutralisation est totale et instantanée.
Les volumes des solutions sont additifs.

Donnée(s)

Nous extrayons les données pertinentes de l'énoncé pour cette question.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Volume HCl	$V_{\text{HCl}}$	50.0	mL
Concentration HCl	$C_{\text{HCl}}$	1.00	mol/L
Volume NaOH	$V_{\text{NaOH}}$	50.0	mL
Concentration NaOH	$C_{\text{NaOH}}$	1.00	mol/L

Astuces

Pour éviter les erreurs, convertissez toujours vos volumes en Litres (L) avant de les multiplier par la concentration en mol/L. Un millilitre (mL) équivaut à $10^{-3}$ Litres.

Schéma (Avant les calculs)

Bilan de matière avant réaction

Calcul(s)

Nous calculons d'abord le nombre de moles de chaque réactif.

Calcul des moles de HCl

\begin{aligned} n_{\text{HCl}} &= C_{\text{HCl}} \times V_{\text{HCl}} \\ &= 1.00 \text{ mol/L} \times 0.0500 \text{ L} \\ &= 0.0500 \text{ mol} \end{aligned}

Calcul des moles de NaOH

\begin{aligned} n_{\text{NaOH}} &= C_{\text{NaOH}} \times V_{\text{NaOH}} \\ &= 1.00 \text{ mol/L} \times 0.0500 \text{ L} \\ &= 0.0500 \text{ mol} \end{aligned}

Détermination du réactif limitant et des moles d'eau

Comme le rapport stœchiométrique est de 1:1 et que $n_{\text{HCl}} = n_{\text{NaOH}}$, les réactifs sont en proportions stœchiométriques. Il n'y a pas de réactif limitant. Le nombre de moles d'eau formées sera donc égal au nombre de moles de chaque réactif.

Schéma (Après les calculs)

Bilan de matière après réaction

Réflexions

Le fait que les réactifs soient en proportions parfaites simplifie le calcul. Si l'un avait été en excès, c'est la quantité du réactif limitant qui aurait dicté la quantité de $\text{H}_2\text{O}$ formée. Ce résultat est la base de tous les calculs énergétiques qui vont suivre.

Points de vigilance

L'erreur la plus commune ici est d'oublier de convertir les volumes de millilitres en litres avant le calcul des moles. Une telle erreur fausserait tous les résultats subséquents par un facteur 1000.

Points à retenir

Pour toute réaction, la première étape est de poser l'équation équilibrée. La deuxième est de calculer les moles de chaque réactif. La troisième est d'identifier le réactif limitant. Maîtrisez ces trois étapes et vous maîtriserez la stœchiométrie.

Le saviez-vous ?

Le concept de stœchiométrie a été introduit pour la première fois par le chimiste allemand Jeremias Benjamin Richter en 1792. Il a été l'un des premiers à énoncer que les substances chimiques réagissent selon des rapports de masse fixes.

FAQ

Il est normal d'avoir des questions.

Résultat Final

Le nombre de moles d'eau formées est de $n_{\text{H}_2\text{O}} = 0.0500 \text{ mol}$.

A vous de jouer

Si l'on mélangeait 75 mL de HCl 1.00 mol/L avec 50 mL de NaOH 1.20 mol/L, combien de moles d'eau seraient formées ?

Question 2 : Calcul de la masse totale de la solution ($m_{\text{totale}}$)

Principe

La masse totale de la solution finale est simplement la somme des masses des deux solutions que l'on a mélangées. Pour la trouver, on calcule d'abord le volume total, puis on utilise la masse volumique de la solution pour convertir ce volume en masse.

Mini-Cours

La masse volumique ($\rho$) est une propriété intrinsèque de la matière qui lie la masse (m) d'une substance à son volume (V). Pour les solutions aqueuses diluées, comme dans notre cas, la masse volumique est souvent proche de celle de l'eau pure (1.00 g/mL), mais il est plus précis d'utiliser la valeur donnée pour la solution.

Remarque Pédagogique

Considérez cette étape comme une "pesée" indirecte de votre solution finale. Puisqu'il est plus facile de mesurer des volumes de liquide, on utilise la masse volumique comme un "facteur de conversion" pour obtenir la masse, qui est la grandeur dont nous avons besoin pour les calculs de chaleur.

Normes

Ce calcul est basé sur les définitions physiques fondamentales de masse, volume et densité, standardisées par le Système International d'unités (SI).

Formule(s)

Formule du volume total

V_{\text{totale}} = V_{\text{HCl}} + V_{\text{NaOH}}

Formule de la masse totale

m_{\text{totale}} = V_{\text{totale}} \times \rho_{\text{sol}}

Hypothèses

Nous supposons que la masse volumique de la solution finale est uniforme et égale à la valeur fournie ($\rho_{\text{sol}}$), même après la réaction.

Donnée(s)

Les données d'entrée pour cette question.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Volume HCl	$V_{\text{HCl}}$	50.0	mL
Volume NaOH	$V_{\text{NaOH}}$	50.0	mL
Masse Volumique	$\rho_{\text{sol}}$	1.02	g/mL

Astuces

Une vérification rapide de la plausibilité : pour une solution aqueuse, la masse en grammes doit être numériquement très proche du volume en millilitres. Ici, 100 mL donne 102 g, ce qui est tout à fait cohérent.

Schéma (Avant les calculs)

Mélange des volumes

Calcul(s)

Calcul du volume total

\begin{aligned} V_{\text{totale}} &= 50.0 \text{ mL} + 50.0 \text{ mL} \\ &= 100.0 \text{ mL} \end{aligned}

Calcul de la masse totale

\begin{aligned} m_{\text{totale}} &= 100.0 \text{ mL} \times 1.02 \text{ g/mL} \\ &= 102 \text{ g} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Pesée virtuelle de la solution finale

Réflexions

Cette masse de 102 g représente la totalité de la matière qui va être chauffée par la réaction. C'est une valeur essentielle car plus il y a de matière à chauffer, plus la chaleur libérée se traduira par une faible élévation de température.

Points de vigilance

Assurez-vous que les unités de volume sont cohérentes. Ici, le volume est en mL et la masse volumique en g/mL, ce qui est correct. Si la masse volumique était donnée en kg/L, une conversion serait nécessaire.

Points à retenir

La relation fondamentale à retenir est $m = \rho \times V$. Elle permet de passer facilement du volume, facile à mesurer pour un liquide, à la masse, nécessaire pour les calculs thermiques.

Le saviez-vous ?

Le principe de la détermination de la masse volumique remonte à Archimède et à sa fameuse expérience dans son bain, qui lui permit de découvrir le principe de la poussée et de démasquer la fraude d'un orfèvre. "Eurêka !"

FAQ

Questions fréquentes sur ce calcul.

Résultat Final

La masse totale de la solution finale est $m_{\text{totale}} = 102 \text{ g}$.

A vous de jouer

Quelle serait la masse totale si on mélangeait 40 mL de solution A ($\rho=1.05$ g/mL) et 60 mL de solution B ($\rho=1.01$ g/mL), en supposant que la masse volumique finale est la moyenne pondérée ?

Question 3 : Calcul de la chaleur absorbée par la solution ($q_{\text{solution}}$)

Principe

Lorsque la réaction exothermique a lieu, elle libère de la chaleur qui est absorbée par la solution environnante, provoquant une augmentation de sa température. La quantité de chaleur absorbée est proportionnelle à la masse de la solution, à son aptitude à stocker la chaleur (capacité thermique massique), et à l'augmentation de température.

Mini-Cours

La capacité thermique massique (ou chaleur spécifique), notée 'c', est une propriété physique qui quantifie la quantité d'énergie thermique nécessaire pour élever la température d'un gramme d'une substance de un degré Celsius. Une substance avec un 'c' élevé, comme l'eau, peut stocker beaucoup de chaleur sans que sa température n'augmente drastiquement.

Remarque Pédagogique

Cette étape est le cœur de la calorimétrie. On mesure un effet (la variation de température) pour en déduire une cause (la quantité de chaleur échangée). C'est le lien direct entre une mesure expérimentale facile (la température) et une grandeur thermodynamique plus abstraite (la chaleur).

Normes

La valeur de la capacité thermique massique de l'eau, $c = 4.184 \text{ J/(g·°C)}$, est une valeur de référence standard en chimie et physique. Elle servait historiquement à définir l'ancienne unité d'énergie, la calorie (1 calorie = 4.184 Joules).

Formule(s)

Formule de la chaleur absorbée

q = m \times c \times \Delta T

Formule de la variation de température

\Delta T = T_{\text{finale}} - T_{\text{initiale}}

Hypothèses

Nous supposons que la capacité thermique massique de notre solution saline diluée est égale à celle de l'eau pure. C'est une approximation très courante et généralement acceptable pour des concentrations de 1 mol/L.

Donnée(s)

Les données requises pour ce calcul :

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Masse totale	$m_{\text{totale}}$	102	g
Capacité thermique massique	$c_{\text{sol}}$	4.184	J/(g·°C)
Température initiale	$T_{\text{initiale}}$	22.50	°C
Température finale	$T_{\text{finale}}$	29.25	°C

Astuces

Pour vérifier votre calcul, gardez à l'esprit l'ordre de grandeur. Chauffer 100g d'eau (environ un petit verre) de quelques degrés demande quelques milliers de Joules. Si vous obtenez des millions ou des fractions de Joules, il y a probablement une erreur.

Schéma (Avant les calculs)

Variation de température mesurée

Calcul(s)

Calcul de la variation de température

\begin{aligned} \Delta T &= T_{\text{finale}} - T_{\text{initiale}} \\ &= 29.25 \text{ °C} - 22.50 \text{ °C} \\ &= 6.75 \text{ °C} \end{aligned}

Calcul de la chaleur absorbée

\begin{aligned} q_{\text{solution}} &= m_{\text{totale}} \times c_{\text{sol}} \times \Delta T \\ &= 102 \text{ g} \times 4.184 \text{ J/(g·°C)} \times 6.75 \text{ °C} \\ &= 2880.5 \text{ J} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Transfert de Chaleur vers la Solution

Réflexions

La solution a donc absorbé 2881 Joules. Cette énergie provient directement de la réaction chimique. C'est la principale composante de la chaleur que nous cherchons à mesurer. Le signe positif de $q_{\text{solution}}$ confirme bien que la solution a reçu de l'énergie (sa température a augmenté).

Points de vigilance

Notez que pour une variation de température ($\Delta T$), la différence est la même en degrés Celsius (°C) et en Kelvin (K). Il n'est donc pas nécessaire de convertir les températures en Kelvin pour ce calcul spécifique, ce qui est une source d'erreur fréquente.

Points à retenir

La formule $q = m \cdot c \cdot \Delta T$ est l'un des piliers de la calorimétrie. Elle s'applique à chaque fois que vous chauffez ou refroidissez une substance sans changement d'état. Retenez que 'q' est la chaleur, 'm' la masse, 'c' la capacité thermique massique, et $\Delta T$ la variation de température.

Le saviez-vous ?

James Prescott Joule, dont le nom a été donné à l'unité d'énergie, a démontré dans les années 1840 l'équivalence entre le travail mécanique et la chaleur. Son expérience la plus célèbre utilisait la chute d'un poids pour faire tourner des palettes dans l'eau, mesurant ainsi la légère augmentation de température de l'eau.

FAQ

Questions fréquentes sur ce calcul.

Résultat Final

La quantité de chaleur absorbée par la solution est $q_{\text{solution}} \approx 2881 \text{ J}$.

A vous de jouer

Quelle serait la chaleur absorbée par 250 g d'éthanol ($c=2.44$ J/g°C) si sa température passe de 20°C à 35°C ?

Question 4 : Calcul de la chaleur absorbée par le calorimètre ($q_{\text{calorimètre}}$)

Principe

Dans une expérience réelle, le calorimètre lui-même n'est pas un isolant parfait. Ses parois, le thermomètre et l'agitateur absorbent également une partie de la chaleur dégagée par la réaction. Cette quantité de chaleur doit être prise en compte pour un bilan énergétique précis.

Mini-Cours

Chaque calorimètre a une "capacité thermique" ($C_{\text{cal}}$), parfois appelée "valeur en eau du calorimètre". C'est une constante, déterminée expérimentalement, qui représente la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température de l'ensemble du dispositif de 1°C. Elle est exprimée en J/°C et ne dépend pas de la masse de la solution qu'il contient.

Remarque Pédagogique

Prendre en compte la chaleur absorbée par le calorimètre est ce qui différencie une estimation rapide d'une mesure scientifique rigoureuse. C'est la reconnaissance que notre système expérimental n'est pas parfait et qu'il faut corriger ses imperfections.

Normes

La capacité thermique d'un calorimètre ($C_{\text{cal}}$) n'est pas une valeur standardisée. Elle est une caractéristique propre à chaque appareil et doit être déterminée expérimentalement (par "étalonnage") avant de pouvoir être utilisée dans des calculs.

Formule(s)

Formule de la chaleur absorbée par le calorimètre

q_{\text{calorimètre}} = C_{\text{cal}} \times \Delta T

Hypothèses

Nous supposons que le calorimètre est en équilibre thermique avec la solution à tout instant, c'est-à-dire qu'il subit exactement la même variation de température $\Delta T$.

Donnée(s)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Capacité thermique du calorimètre	$C_{\text{cal}}$	42.0	J/°C
Variation de température	$\Delta T$	6.75	°C

Schéma (Avant les calculs)

Schéma du Calorimètre et de sa Capacité Thermique

Calcul(s)

Calcul de la chaleur absorbée par le calorimètre

\begin{aligned} q_{\text{calorimètre}} &= C_{\text{cal}} \times \Delta T \\ &= 42.0 \text{ J/°C} \times 6.75 \text{ °C} \\ &= 283.5 \text{ J} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Transfert de Chaleur vers le Calorimètre

Réflexions

On remarque que la chaleur absorbée par le calorimètre (283.5 J) est bien plus faible que celle absorbée par la solution (2881 J). C'est normal : un bon calorimètre est conçu pour minimiser cette absorption. Cependant, l'ignorer introduirait une erreur de près de 10% dans le bilan final.

Points de vigilance

Ne confondez pas la capacité thermique d'un objet ($C$, en J/°C) avec la capacité thermique massique d'une substance ($c$, en J/g°C). La première est une propriété extensive (dépend de la taille de l'objet), la seconde est intensive (ne dépend que de la nature de la substance).

Points à retenir

La chaleur absorbée par un objet entier est le produit de sa capacité thermique (C) par la variation de température ($\Delta T$). Cette formule est utilisée pour les calorimètres, les thermomètres, ou tout autre objet dont on ne connaît pas la masse et la composition exacte mais dont on a pu mesurer la capacité thermique globale.

Le saviez-vous ?

Le premier "calorimètre à glace" a été inventé vers 1780 par Antoine Lavoisier et Pierre-Simon de Laplace. Ils mesuraient la chaleur dégagée par une réaction en quantifiant la masse de glace qui fondait à son contact, une méthode ingénieuse avant l'invention du thermomètre de précision.

FAQ

Questions fréquentes sur ce calcul.

Résultat Final

La quantité de chaleur absorbée par le calorimètre est $q_{\text{calorimètre}} = 283.5 \text{ J}$.

A vous de jouer

Un calorimètre a une capacité thermique de 85 J/°C. Quelle quantité de chaleur absorbe-t-il si la température de son contenu passe de 21.0°C à 25.5°C ?

Question 5 : Calcul de l'enthalpie molaire de neutralisation ($\Delta H_{\text{neut}}$)

Principe

Le premier principe de la thermodynamique (conservation de l'énergie) nous dit que dans notre système isolé, la chaleur libérée par la réaction est exactement égale à la chaleur totale absorbée par la solution et le calorimètre. Une fois cette chaleur de réaction trouvée, on la divise par le nombre de moles d'eau formées pour obtenir la grandeur molaire, l'enthalpie de neutralisation.

Mini-Cours

La variation d'enthalpie ($\Delta H$) est, par définition, la chaleur échangée à pression constante. Comme notre expérience se déroule à la pression atmosphérique (qui est constante), la chaleur de réaction que nous mesurons ($q_{\text{réaction}}$) est directement égale à la variation d'enthalpie de la réaction, $\Delta H_{\text{réaction}}$. En la divisant par le nombre de moles, on obtient l'enthalpie molaire $\Delta H_{\text{neut}}$.

Remarque Pédagogique

C'est l'aboutissement de l'exercice. Toutes les étapes précédentes n'étaient que des calculs intermédiaires pour arriver à ce résultat final. Cette dernière étape consiste à assembler toutes les pièces du puzzle pour révéler la quantité d'énergie associée à la formation d'une mole de produit.

Normes

Les valeurs d'enthalpie sont généralement rapportées aux conditions standards (298.15 K ou 25°C, et 1 bar de pression). Bien que notre expérience ne soit pas exactement à 25°C, le résultat est une bonne approximation de l'enthalpie standard de neutralisation, notée $\Delta H^{\circ}_{\text{neut}}$.

Formule(s)

Formule de la chaleur de réaction

q_{\text{réaction}} = - (q_{\text{solution}} + q_{\text{calorimètre}})

Formule de l'enthalpie molaire de neutralisation

\Delta H_{\text{neut}} = \frac{q_{\text{réaction}}}{n_{\text{H}_2\text{O}}}

Hypothèses

Nous faisons l'hypothèse que le calorimètre est un système parfaitement isolé, c'est-à-dire qu'il n'y a aucune perte de chaleur vers l'extérieur (le laboratoire). C'est la principale source d'erreur dans une expérience réelle.

Donnée(s)

Nous utilisons les résultats des questions précédentes.

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Chaleur solution	$q_{\text{solution}}$	2880.5	J
Chaleur calorimètre	$q_{\text{calorimètre}}$	283.5	J
Moles d'eau	$n_{\text{H}_2\text{O}}$	0.0500	mol

Astuces

Pour la conversion finale, rappelez-vous que "kilo" signifie 1000. Pour passer de J/mol à kJ/mol, il faut donc diviser par 1000. C'est une conversion très fréquente en thermodynamique.

Schéma (Avant les calculs)

Bilan Énergétique du Calorimètre

Calcul(s)

Calcul de la chaleur de la réaction

\begin{aligned} q_{\text{réaction}} &= - (q_{\text{solution}} + q_{\text{calorimètre}}) \\ &= - (2880.5 \text{ J} + 283.5 \text{ J}) \\ &= -3164 \text{ J} \end{aligned}

Calcul de l'enthalpie molaire

\begin{aligned} \Delta H_{\text{neut}} &= \frac{q_{\text{réaction}}}{n_{\text{H}_2\text{O}}} \\ &= \frac{-3164 \text{ J}}{0.0500 \text{ mol}} \\ &= -63280 \text{ J/mol} \end{aligned}

Conversion en kJ/mol

\begin{aligned} \Delta H_{\text{neut}} &= -63280 \text{ J/mol} \\ &= -63.28 \text{ kJ/mol} \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Diagramme d'Enthalpie

Réflexions

Le signe négatif de $\Delta H_{\text{neut}}$ confirme que la réaction de neutralisation est exothermique, ce qui est cohérent avec l'augmentation observée de la température. La valeur obtenue (-63.3 kJ/mol) est proche de la valeur théorique pour la neutralisation d'un acide fort par une base forte, qui est d'environ -57.7 kJ/mol. Les écarts peuvent provenir de pertes de chaleur non comptabilisées ou d'imprécisions dans les mesures expérimentales (températures, capacité du calorimètre).

Points de vigilance

L'erreur la plus critique est d'oublier le signe négatif dans la formule $q_{\text{réaction}} = - (q_{\text{absorbée}})$. Une chaleur absorbée par la solution (positive) correspond à une chaleur libérée par la réaction (négative). L'enthalpie d'une réaction exothermique est toujours négative.

Points à retenir

La chaleur de réaction est l'opposé de la chaleur absorbée par l'environnement ($q_{\text{réaction}} = -q_{\text{absorbée}}$).
L'enthalpie molaire s'obtient en divisant la chaleur de réaction par le nombre de moles du produit (ou réactif limitant).
Le signe de $\Delta H$ indique le sens du transfert de chaleur : négatif pour exothermique, positif pour endothermique.

Le saviez-vous ?

L'enthalpie de neutralisation est remarquablement constante pour toutes les paires acide fort/base forte (environ -57.7 kJ/mol) car la réaction nette est toujours la même : $H^+_{\text{(aq)}} + OH^-_{\text{(aq)}} \rightarrow \text{H}_2\text{O}_{\text{(l)}}$. Les ions spectateurs (comme $Na^+$ et $Cl^-$) ne participent pas réellement à la réaction énergétique.

FAQ

Questions fréquentes sur ce calcul.

Résultat Final

L'enthalpie molaire de neutralisation calculée est $\Delta H_{\text{neut}} \approx -63.3 \text{ kJ/mol}$.

A vous de jouer

La meilleure façon d'apprendre, c'est de pratiquer ! Recalculez l'enthalpie molaire de neutralisation si la température finale n'était que de 28.00 °C, avec toutes les autres données inchangées.

Outil Interactif : Simulateur d'Enthalpie

Utilisez les curseurs pour voir comment la température initiale et finale influencent la valeur calculée de l'enthalpie de neutralisation.

Paramètres de Température

Température Initiale (°C) 22.5 °C

Température Finale (°C) 29.25 °C

Résultats Clés

Chaleur de réaction, $q_{\text{réaction}}$ (J) -

Enthalpie, $\Delta H_{\text{neut}}$ (kJ/mol) -

Calorimètre: Appareil isolé thermiquement utilisé pour mesurer les quantités de chaleur échangées lors d'une réaction chimique ou d'un changement d'état.
Enthalpie (H): Grandeur thermodynamique qui représente l'énergie totale d'un système. La variation d'enthalpie ($\Delta H$) correspond à la chaleur échangée à pression constante.
Réaction Exothermique: Réaction qui libère de l'énergie sous forme de chaleur vers le milieu extérieur. Sa variation d'enthalpie $\Delta H$ est négative.
Réactif Limitant: Réactif qui est entièrement consommé lors d'une réaction chimique. C'est lui qui détermine la quantité maximale de produits qui peuvent être formés.

Enthalpie de neutralisation d’un acide

Objectifs Pédagogiques

Données de l'étude

Conditions Expérimentales

Schéma du Calorimètre

Questions à traiter

Les bases sur la Calorimétrie et l'Enthalpie

Correction : Enthalpie de neutralisation d’un acide

Question 1 : Calcul des moles d'eau formées (\(n_{\text{H}_2\text{O}}\))

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)

Bilan de matière avant réaction

Calcul(s)

Schéma (Après les calculs)

Bilan de matière après réaction

Réflexions

Points de vigilance

Points à retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Résultat Final

A vous de jouer

Question 2 : Calcul de la masse totale de la solution (\(m_{\text{totale}}\))

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)

Mélange des volumes

Calcul(s)

Schéma (Après les calculs)

Pesée virtuelle de la solution finale

Réflexions

Points de vigilance

Points à retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Résultat Final

A vous de jouer

Question 3 : Calcul de la chaleur absorbée par la solution (\(q_{\text{solution}}\))

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma (Avant les calculs)

Variation de température mesurée

Calcul(s)

Schéma (Après les calculs)

Transfert de Chaleur vers la Solution

Réflexions

Points de vigilance

Points à retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Résultat Final

A vous de jouer

Question 4 : Calcul de la chaleur absorbée par le calorimètre (\(q_{\text{calorimètre}}\))

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Schéma (Avant les calculs)