La chaleur molaire d’une réaction - Collège Dina...

Les systèmes de réfrigération et de climatisation

sont des applications technologiques qui exploitent la chaleur molaire

de réaction. De quels moyens techniques les scientifiques

disposent-ils pour déterminer cette chaleur de réaction ?

Où peuvent-ils trouver de l’information à ce sujet

pour des transformations chimiques courantes ?

�

La chaleurmolaire

d’une réaction

203

5CHAPITRE

5.1 Ce tunnel piétonnier,situé à Dubaï, dans lesÉmirats arabes unis, estdoté d’un système declimatisation complexe.

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eproduction interdite

204 PARTIE II � L’ASPECT ÉNERGÉT IQUE DES TRANSFORMATIONS � THÉORIE

Comme nous l’avons vu dans le chapitre précédent, l’énergie absorbée ou déga-gée par une transformation constitue ce qu’on appelle la «chaleur de réaction».Dans ce chapitre, nous verrons d’autres méthodes pour déterminer cette chaleurde réaction. D’abord, nous étudierons les principes de la calorimétrie, une méthodeexpérimentale. Puis, nous verrons comment l’addition de réactions connues peutpermettre de calculer la chaleur d’une autre réaction.

La loi de la conservation de l’énergie, qui stipule que l’énergie ne peut être ni crééeni détruite, fournit les bases d’une méthode expérimentale visant à déterminer lachaleur d’une réaction. Selon cette loi :

� l’énergie que requiert une réaction endothermique provient nécessairement dumilieu environnant;

� l’énergie dégagée par une réaction exothermique est nécessairement absorbéepar le milieu environnant.

Pour mesurer l’énergie absorbée ou dégagée par unetransformation, il est nécessaire d’utiliser un systèmeisolé . En effet, dans un tel système, l’énergie totaledemeure constante. La FIGURE 5.2 permet de saisir ladifférence entre un système isolé et un système ouvertou fermé. On peut y observer qu’un système isolé ne peut, théoriquement, échan-ger ni matière ni énergie avec le milieu environnant. Ainsi, dans un système isolé :

� l’énergie absorbée par une transformation est équivalente à l’énergie fourniepar ce système;

� l’énergie dégagée par une transformation est équivalente à l’énergie absorbéepar ce système.

5.1 La calorimétrieCONCEPTS DÉJÀ VUS

o Loi de la conser -vation de l’énergie

o Transformationsphysiques etchimiques

o Réactionsendothermique etexothermique

o Système (intrants et extrants)

o Distinction entre la chaleur et latempérature

o Capacité thermiquemassique

o Notion de mole

LABOS11 À 14. LA DÉTERMINATION DE LA CHALEUR MOLAIRED’UNE RÉACTION

ÉTYMOLOGIE

« Isolé» vient du mot ita -lien isolato, qui signifie«construit en îlot, séparé».

Dans un systèmeouvert, il peut y avoiréchange de matière et d’énergie avec le milieu environnant.

5.2

Selon son interaction avec le milieu environnant, un système peut être ouvert, fermé ou isolé.

SYSTÈME OUVERT SYSTÈME FERMÉ SYSTÈME ISOLÉ

Dans un systèmefermé, il peut y avoiréchange d’énergieavec le milieuenvironnant, mais pasd’échange de matière.

Dans un système isolé,il ne peut théorique-ment y avoir aucunéchange avec le milieuenvironnant.


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CHIMIE �

CHAPITRE

5

CHAPITRE 5 � LA CHALEUR MOLAIRE D ’UNE RÉACT ION � THÉORIE 205

Comme la chaleur est la forme d’énergie la plus souvent associée aux transforma-tions de la matière, l’absorption ou le dégagement d’énergie par une transfor mationse traduit habituellement par une variation de température du milieu environnant.Mesurer cette variation permet d’effectuer différentscalculs pour déterminer les quantités d’éner gie misesen jeu au cours d’une transformation. Cette méthodede mesure, appelée la « calorimétrie », est basée sur lefait que, à pression constante, la cha leur d’une réac-tion est égale à la chaleur absorbée ou dégagée parl’ensemble d’un système isolé.

ÉTYMOLOGIE

«Calorimétrie» vient dumot latin calor, qui signi-fie «chaleur», et du motgrec metron, qui signifie«mesure».

DÉFINITION

La calorimétrie est une méthode expérimentale qui permet de déterminer lachaleur d’une réaction en calculant la quantité d’énergie absorbée ou dégagéepar un système isolé.

Pour effectuer les différentes mesures nécessaires aux calculs calorimétriques, onse sert d’un calorimètre. Cet appareil se compose d’un contenant isolé renfermantun volume d’eau déterminé. L’eau constitue un milieu de choix à utiliser dans uncalorimètre, puisqu’elle est facilement accessible et peu dispendieuse. De plus, ellepossède une grande capacité thermique massique. Cette caractéristique permetd’obtenir plus de précision lorsque de grandes quantités d’énergie sont en jeu.

DÉFINITION

Un calorimètre est un appareil isolé qui permet de prendre les mesures néces-saires pour effectuer les calculs de calorimétrie.

Les premiers calorimètres étaient constituésd’un vase de Dewar, inventé en 1906 par un chi -miste britannique, Sir James Dewar (1842-1923). Ce vase, une bouteille isotherme (voir laFIGURE 5.3), fut mis au point à l’origine pourconser ver des gaz liquéfiés. Sa double paroi de verre, recouverte d’une mincecouche d’argent et séparée par un espace vide, permettait de diminuer leséchanges thermiques entre l’intérieur et l’extérieur du vase. Ce contenant isoléralentissait la vaporisation des gaz liquéfiés. Avec le temps, à cause de sa fragilité,le verre entrant dans sa fabrication a été remplacé par des matériaux plus résis-tants, comme le métal ou le plastique. Une bouteille isotherme de qualité peutaujourd’hui conserver sa chaleur jusqu’à trois jours.

ÉTYMOLOGIE

« Isotherme» vient des motsgrecs isos, qui signifie «égal», etthermos, qui signifie «chaleur».

5.3 La bouteille isotherme,mieux connue sous lenom de « thermos», estune application pratiquedu vase de Dewar.Bouchon

Parois de verre, de métal ou de plastique

Vide

COUPE LONGITUDINALE

COUPE TRANSVERSALE


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Tous les matériaux d’un calorimètre, qui est un système isolé, prennent part auxtransferts d’énergie. Ainsi :

� la chaleur absorbée par une réaction endothermique est équivalente à lachaleur fournie par le calorimètre;

� la chaleur dégagée par une réaction exothermique est équivalente à la chaleurabsorbée par le calorimètre.

Il est à noter toutefois que la chaleur de réaction (∆Hréaction) et la chaleur absorbéeou dégagée par un calorimètre (Qcalorimètre) sont toujours de signes contraires,comme le montre la relation ci-dessous :

∆Hréaction = –Qcalorimètre

Pour calculer la chaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre, on doit tenircompte de la masse et de la capacité thermique massique de chacun des maté-riaux qui le constituent. Ainsi :

Qcalorimètre= (meauceau∆T) + (mmatériau1cmatériau1∆T) + (mmatériau2cmatériau2∆T) + …

Comme la variation de température est la même pour chacune des composantesdu calorimètre, il est possible de simplifier le calcul endéterminant la capacité calorifique du calorimètre(Ccalorimètre) pour une quantité d’eau donnée. (Atten -tion à ne pas confondre avec la capacité thermiquemassique, c.)

De nos jours, le calorimètre peut prendre différentes formes, selon le type detransformation dont on veut mesurer la chaleur de réaction. La transformations’effectue dans le réservoir du calorimètre, directement dans l’eau, lorsqu’il s’agitd’une transformation qui se déroule en milieu aqueux (voir la FIGURE 5.4). Dans les autres cas, comme pour les combustions, la transformation a lieu dans unconte nant rigide, ou «bombe calorimétrique», placé dans l’enceinte du calo ri -mètre (voir la FIGURE 5.5). Dans ces appareils, une résistance électrique permet defournir l’énergie nécessaire pour amorcer certaines réactions.

5.4

Un calorimètre (vue en coupe).

5.5

Un calorimètre doté d’une bombe calorimétrique (vue en coupe).

Thermomètre

Agitateur

Bouchon

Verre

Vide

Eau

Arrivée d’oxygène

Fil d’ignition

Agitateur

Thermomètre

Bombecalorimétrique

Eau

Échantillon

Fil de résistanceélectrique

ÉTYMOLOGIE

«Calorifique» vient dumot latin calorificus, signi -fiant «qui échauffe».

DÉFINITION

La capacité calorifique d’un calorimètre correspond à la quantité d’énergienécessaire à une variation de température de 1 °C de l’ensemble de ses com-posantes. Elle s’exprime en J/°C ou en kJ/°C.

Vide

Eau


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CHAPITRE

5


En conclusion, pour calculer la chaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre,on applique la relation suivante.

Chaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre

Qcalorimètre = Ccalorimètre∆T où Qcalorimètre représente la chaleur absorbée oudégagée par le calorimètre (en J ou en kJ)

Ccalorimètre représente la capacité calorifique du calorimètre (en J/°C ou en kJ/°C)

∆T représente la variation de température des composantes du calorimètre (en °C)

La capacité calorifique est une constante qui dépend de chaque calorimètre. Ellepeut être déterminée à l’aide de la chaleur d’une réaction connue. Certainscalorimètres sont normalisés. Leur capacité calorifique est alors indiquée par lefabricant.

Voyons un exemple de problème dans lequel on détermine la chaleur molaired’une combustion à l’aide d’un calorimètre normalisé.

La combustion de 1,00 g de méthane (CH4) entraîne une variation de température de 6,5 °C dans un calorimètre dont la capacité calorifique est de 7,676 kJ/°C. Quelle est la chaleur molaire de combustion du méthane ?

Calcul de l’énergie absorbée ou dégagée par le calorimètreQcalorimètre = Ccalorimètre∆T

= 7,676 kJ/°C × 6,5 °C= 49,89 kJ

Détermination de la chaleur de réaction∆Hréaction = —Qcalorimètre

= —49,89 kJ

D’où n = = = 0,0623 mol

Calcul de la chaleur molaire

=

mM

1,00 g16,05 g/mol

—49,89 kJ0,0623 mol

? kJ1 mol

= —800,8 kJ

La chaleur molaire de combustion du méthane est de —801 kJ/mol.

1 mol × —49,89 kJ0,0623 mol

Calcul du nombre de moles

M = mn

À l’aide du résultat de ce calcul, on peut écrire l’équation thermique de la trans-formation:

Combustion du méthane:

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g) + 801 kJ

ou

CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = –801 kJ

Cette réaction est donc exothermique.


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5.6 LA VARIATION DE TEMPÉRATURE D’UN CALORIMÈTRE EN FONCTION DU TYPE DE TRANSFORMATION

Variation de Signe du ∆T Transformation Signe du ∆Htempérature (∆T) et du Qcalorimètredu calorimètre

La température diminue Négatif Endothermique Positif

La température augmente Positif Exothermique Négatif

La chaleur de réaction en solution aqueuseUne façon simple de construire un calorimètreest d’employer deux verres de polystyrène super -posés, un couvercle et un thermomètre, commele montre la FIGURE 5.7. Étant donné que le poly-styrène est un matériau qui participe très peuaux échanges thermiques, la capacité thermiquedu calorimètre correspond approximativementà celle de l’eau. Par conséquent, la chaleur absorbée ou dégagée par ce calo ri -mètre se calcule à l’aide de la relation suivante.

CONCEPTS DÉJÀ VUS

o Propriétés dessolutions

o Masse volumiqueo Dissolutiono Réaction de neutrali -sation acidobasique

o Changement dephase

ÉTYMOLOGIE

«Polystyrène» vient du mot grecpolus, qui signifie «nombreux»,et du mot latin styrax, qui est lenom d’un arbrisseau d’où l’ontire une résine, le styrène.

Chaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre de polystyrène

Qcalorimètre = meauceau∆Teau où Qcalorimètre représente la chaleur absorbée oudégagée par l’eau du calorimètre (en J)meau représente la masse de l’eau (en g)ceau représente la capacité thermique massiquede l’eau (4,19 J/g°C)∆Teau représente la variation de températurede l’eau (en °C)

Mesurer la variation de température de l’eau d’un calorimètre révèle ainsi la na-ture endothermique ou exothermique d’une transformation. Comme le montre leTABLEAU 5.6 :� dans le cas d’une réaction endothermique, le calorimètre doit fournir l’énergienécessaire à la transformation. Il en résulte une diminution de la température del’eau;

� dans le cas d’une réaction exothermique, le calorimètre doit absorber l’énergiedéga gée par la transformation. Il s’ensuit une augmentation de la températurede l’eau.

5.7 Un calorimètre formé de verres de polystyrène (vue en coupe).

Thermomètre

Couvercle de plastique

Verres depolystyrène

Eau


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CHAPITRE

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Au lieu de mesurer la masse de l’eau, l’un des éléments de cette formule, il est sou-vent plus facile de mesurer le volume de l’eau. En effet, puisque la masse volu-mique de l’eau est de 1 g/ml, la valeur numérique de son volume est équivalenteà celle de sa masse.

Pour finir, mentionnons qu’un calorimètre de polystyrène est très utile pour déter-miner la chaleur des transformations qui s’effectuent en milieu aqueux. Les pagessuivantes expliquent comment calculer la chaleur molaire de deux de ces transfor-mations : la dissolution et la neutralisation acido basique. Le calo ri mètre de poly-styrène pourrait aussi être utilisé pour certains changements de phase.

LA CHALEUR MOLAIRE DE DISSOLUTION

Voyons comment déterminer la chaleur molaire de dissolution d’un soluté dansl’eau à l’aide d’un calorimètre de polystyrène.

DÉFINITION

La chaleur molaire de dissolution correspond à la quantité d’énergieabsorbée ou dégagée lors de la dissolution d’une mole de soluté dans unsolvant.

Dans un calorimètre contenant 150,0 ml d’eau, vous effectuez la dissolution de 4,80 g d’hydroxyde de lithium. Vous constatez que la température de l’eau passe de 25,0 °C à 37,0 °C. Quelle est la chaleur molaire de dissolution de l’hydroxyde de lithium ?

Calcul de l’énergie absorbée ou dégagée par le calorimètreQcalorimètre = meauceau∆Teau

= 150,0 g × 4,19 J/g°C × 12,0 °C= 7542 J


= —7542 J

D’où n = = = 0,200 mol


=

mM

4,80 g23,95 g/mol

—7542 J0,200 mol

? J1 mol

= —37 710 J = —37,710 kJ

La chaleur molaire de dissolution de l’hydroxyde de lithium est de —37,7 kJ/mol.

1 mol × —7542 J0,200 mol


M = mn

La détermination de la chaleur molaire de dissolution est utile pour écrire l’équa -tion thermique de la transformation. Dans notre exemple, l’équation s’écrit commesuit :

Dissolution de l’hydroxyde de lithium:

LiOH(s) � LiOH(aq) + 37,7 kJ

ou

LiOH(s) � LiOH(aq) ∆H = –37,7 kJ


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Entre 2000 et 2005, la consommation électriquedes centres de données informatiques a doublé àl’échelle de la planète. Les moteurs de recherchequi entassent dans ces centres des dizaines demilliers de serveurs, capables de mémoriser desmilliards de courriels, textes, films et musiques, sonten voie de devenir de véritables ogres énergétiques.

«Notre ordinateur fait partie des appareils les plusinefficaces jamais inventés, écrit le spécia listeTimothy Prickett Morgan. Le plus gros de l’élec -tricité qui le nourrit est relâché sous forme dechaleur, de bruit et de lumière.»

Les fabricants de processeurs ou de serveursveulent maintenant concilier hausse de la perfor -mance et lutte contre chaleur et consommation. Par exemple, la conceptionde puces dotées de milliards de micro-trous facilitera la circulation du courantet elle limitera pertes et échauffements. Les spécialistes de la climatisationaffirment qu’il faudra bientôt abandonner l’air soufflé pour passer aurefroidissement par des fluides.

Adapté de : Le Devoir, Alerte à la surchauffe informatique [en ligne]. (Consulté le 26 février 2009.)

Alerte à la surchauffe informatique

Certains centres de données renferment des dizaines de milliers de serveurs informatiques.

ARTICLE TIRÉ D’INTERNET

5.8 LA CHALEUR MOLAIRE DE DISSOLUTION DANS L’EAU DE QUELQUES SUBSTANCES

Dissolution endothermique Dissolution exothermique

Substance Chaleur absorbée Substance Chaleur dégagée (en kJ/mol) (en kJ/mol)

Nitrate d’argent (AgNO3) +22,6 Dioxyde de carbone (CO2) —20,1

Chlorate de potassium (KClO3) +41,4 Sulfate de cuivre (CuSO4) —67,7

Iodure de potassium (KI) +20,4 Acide fluorhydrique (HF) —61,6

Nitrate de potassium (KNO3) +34,9 Acide nitrique (HNO3) —33,3

Thiocyanate de potassium (KSCN) +24,3 Acide sulfurique (H2SO4) —74,1

Bromate de lithium (LiBrO3) +1,4 Hydroxyde de potassium (KOH) —57,3

Fluorure de lithium (LiF) +4,7 Bromure de lithium (LiBr) —48,9

Chlorure de sodium (NaCl) +3,9 Nitrate de lithium (LiNO3) —2,5

Nitrate de sodium (NaNO3) +20,5 Hydroxyde de sodium (NaOH) —44,6

Chlorure d’ammonium (NH4Cl) +14,8 Ammoniac (NH3) —30,6

À l’aide des données de ce tableau, on peut aussi prédire la température finale del’eau après la dissolution d’une substance. Voyons un exemple à la page suivante.

Le TABLEAU 5.8 présente la chaleur molaire de dissolution dans l’eau de quelquessubstances.


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CHAPITRE

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Vous dissolvez 5,00 g de nitrate de potassium dans 250,0 ml d’eau à 22,0 °C. Quelle est la température finalede la solution ? On considère qu’il n’y a aucune perte d’énergie dans l’environnement.

Calcul de la variation de température de l’eauQcalorimètre = meauceau∆Teau

D’où ∆Teau = = = —1,65 °C

Calcul de la température finale de l’eau∆T = Tf — TiD’où Tf = ∆T + Ti = —1,65 °C + 22,0 °C = 20,35 °C

La température finale de la solution est de 20,4 °C. Il est normal que la température finale soit plus petite que la température initiale, puisque la dissolution du nitrate de potassium est un phénomène endothermique. Cela signifieque la dissolution a absorbé de l’énergie provenant de l’eau.

—1730 J 250,0 g × 4,19 J/g°C

QcalorimètremeauceauD’où n = = = 0,0495 mol

Calcul de la chaleur de réaction

=

mM

5,00 g101,11 g/mol

? kJ0,0495 mol

+34,9 kJ1 mol

= +1,73 kJ

Détermination de la chaleur absorbée oudégagée par le calorimètreQcalorimètre = —∆Hréaction = —1,73 kJ ou —1730 J

+34,9 kJ × 0,0495 mol 1 mol


M = mn

LA CHALEUR MOLAIRE DE NEUTRALISATION ACIDOBASIQUE

Voyons comment déterminer la chaleur molaire d’une neutralisation acidobasiqueà l’aide d’un calorimètre de polystyrène.

DÉFINITION

La chaleur molaire de neutralisation acidobasique correspond à la quantitéd’énergie absorbée ou dégagée lors de la neutralisation d’une mole d’acide oud’une mole de base.

Dans un calorimètre, vous neutralisez complètement 75,0 ml d’une solution d’hydroxyde de potassium à 0,50 mol/L avec 75,0 ml d’une solution d’acide fluorhydrique à 0,50 mol/L. Vous constatez alors que la température augmente de 5,0 °C. Quelle est la chaleur molaire de neutralisation de la base ?


= 150,0 g × 4,19 J/g°C × 5,0 °C= 3142,5 J

Dans le cas de solutions aqueuses, on considère que la quantité d’eau dans le calorimètre correspond au volume total des solutions.La capacité thermique massique d’une solution diluée est à peu près équivalente à celle de l’eau pure.

Détermination de la chaleur de réaction∆Hréaction = —Qcalorimètre = —3142,5 J

= —83 800 J ou —83,800 kJ

La chaleur molaire de neutralisation de la base(l’hydroxyde de potassium) est de —83,8 kJ/mol.

1 mol × —3142,5 J0,0375 mol


C =

D’où n = CV = 0,50 mol/L × 0,0750 L = 0,0375 mol


= —3142,5 J0,0375 mol

? J1 mol

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HISTOIRE DE SCIENCE

La réfrigération

DDepuis la préhistoire, l’être hu -main utilise différentes techni quespour conserver des denrées ali-mentaires. L’une d’entre elles estd’entreposer les aliments dans desendroits frais comme une fosse, unabri, une cave ou directement dansla neige. En Mésopotamie, on adécouvert des constructions enterre, vieilles de plus de 4000 ans,qui auraient servi à conserver de laglace à cet effet.

À partir du milieu du 19e sièclejusqu’aux années 1930, les gla -cières domestiques sont de plus enplus répandues. Le compartimentinférieur de la glacière sert à conser-ver la nourriture rafraîchie par lebloc de glace du compartimentsupérieur. La glace, récoltée l’hiver,est ensuite stockée dans des entre-pôts isolés par de la sciure de bois.

La première réfrigération artifi-cielle est attribuée au médecinWilliam Cullen (1710-1790), del’université de Glasgow, en Écosse.En 1755, il obtient un peu de glaceen faisant évaporer de l’eau sousune cloche à vide.

En 1805, l’inventeur américainOliver Evans (1755-1819) dessinela première machine réfrigérante àcompression de vapeur. Ce systèmerécupère la chaleur grâce à l’éva -poration d’un fluide réfri gé rant(l’éther diéthylique), lequel est

condensé de nouveau parcompres sion. En 1873, l’ingénieurallemand Carl Von Linde (1842-1934) créera le premier réfrigéra-teur à compression fiable et effi-cace. Cet appareil utilise l’étherdiméthylique (CH3OCH3) commefluide réfrigérant.

Parallèlement, le principe duréfri gérateur est appliqué pourrefroidir l’air des habitations. Ainsi,en 1842, le médecin John Gorrie(1803-1855) conçoit un refroidis-seur d’air à compression basé surl’expansion rapide d’un gaz. En1906, l’ingénieur américain WillisH. Carrier (1876-1950) fait bre ve -ter son appareil, l’ancêtre du clima-tiseur actuel.

L’ingénieur français FerdinandCarré (1824-1900) invente, en1859, le réfrigérateur à absorptionde gaz. Cet appareil utilise unesource de chaleur, comme la com-bustion du propane, au lieu d’uncompresseur pour assurer les chan - gements de phase du fluide réfri gé -rant. Le pro cédé porte le nom decycle de Carré. Ce type de réfri gé -rateur est utile dans les maisonsnon reliées au réseau électrique.

En 1913, le Dolmere (de l’an glaisDomestic Electric Refrigerator) est lepremier réfrigérateur domestique àcompression fabriqué en série. Leréfrigérateur moderne à deux tem-

pératures (doté d’un compartimentqui réfrigère et d’un autre quicongèle) ne sera fabriqué qu’en 1939.

En 1930, des chercheurs met-tent au point de nouveaux fluidesréfrigérants non toxiques et noninflammables à base d’hydro car -bures fluorés : les chlorofluoro -carbures (CFC). Cependant, onobserve dès 1974 que ces produitsont un effet de dégradation sur lacouche d’ozone. Depuis, ces fluidesont graduellement été remplacéspar des hydrocarbures halogénés,comme le C2H2F4, moins dom-mageables pour l’environnement.

Les réfrigérateurs d'aujourd'hui seperfectionnent continuellement. Ils sontsouvent dotés d'accessoires, commed'un distributeur de glaçons ou d'unaffichage à cristaux liquides.

Avant notre èreEntreposage dansun endroit frais

Vers1850Glacièredomestique

1859Cycle deCarré

1873Réfrigérateurde Linde

L’ÉVOLUTION DE LA RÉFRIGÉRATION DANS LE TEMPS

1939Réfrigérateur à

deux températures


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RPI Reproduction interdite

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CHAPITRE 5 � LA CHALEUR MOLAIRE D ’UNE RÉACT ION � EXERCICES 213

1. Carolina brûle 1,80 g de phénol (C6H5OH) dans une bombe calorimétrique ayant une capacitécalorifique de 11,66 kJ/°C. Elle note que la température passe de 24,52 °C à 29,53 °C. Quelle est la chaleur molaire de combustion du phénol ?

5.1 La calorimétrie

Exercices

Calcul de l’énergie absorbée ou dégagée par le calorimètreQcalorimètre = Ccalorimètre∆T

= 11,66 kJ/°C × (29,53 °C — 24,52 °C) = 58,42 kJ


= —58,42 kJ


M = m n

D’où n = = = 0,0191 mol


? kJ = = —3058,6 kJ1 mol × —58,42 kJ

0,0191 mol

1,80 g94,12 g/mol

m M

La chaleur molaire de combustion du phénol est de —3060 kJ/mol.

2. Dans le but de calibrer une bombe calorimétrique, vous y brûlez un échantillon de 1,50 g de glucose(C6H12O6). Vous notez alors les données suivantes :Température initiale du calorimètre : 23,2 °CTempérature finale du calorimètre : 26,7 °CSi la chaleur molaire de combustion du glucose est de —2805,4 kJ/mol, quelle est la capacitécalorifique du calorimètre ?

Conversion de la chaleur molaire en chaleur de réaction

équivaut à = ? kJ

1,50 g—2805,4 kJ

180,18 g—2805,4 kJ

1 mol

= —23,35 kJ

Détermination de la chaleur absorbée ou dégagée par le calorimètre∆Hréaction = —QcalorimètreQcalorimètre = +23,35 kJ

—2805,4 kJ × 1,50 g180,18 g

Calcul de la capacité calorifiqueQcalorimètre = Ccalorimètre∆T

D’où Ccalorimètre = Qcalorimètre

∆T

=

= 6,67 kJ/°C

23,35 kJ(26,7 °C — 23,2 °C)

La capacité calorifique du calorimètre est de 6,67 kJ/°C.



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214 PARTIE II � L’ASPECT ÉNERGÉT IQUE DES TRANSFORMATIONS � EXERCICES

3. Au cours d’une réaction, la température s’élève de 18,0 °C dans un calorimètre de polystyrènecontenant 200,0 ml d’eau. Quelle est la chaleur de cette réaction si l’on considère que la capacitéthermique du calorimètre est négligeable et qu’il n’y a aucune perte d’énergie dans le milieuenvironnant ?

Calcul de l’énergie absorbée ou dégagée par le calorimètreQeau = meauceau∆Teau

= 200,0 g × 4,19 J/g°C × 18,0 °C= +15 084 J ou +15,1 kJ

Détermination de la chaleur de réaction∆Hréaction= —Qcalorimètre

= —15,1 kJ

La chaleur de cette réaction est de —15,1 kJ.

4. Dans un calorimètre contenant 150,0 ml d’eau, Valérie dissout 4,80 g d’hydroxyde de lithium (LiOH). Elle note que la température est passée de 25,0 °C à 37,0 °C après la dissolution complète de l’hydroxyde de lithium.

a) Calculez la quantité d’énergie absorbée par l’eau.

Qeau = meauceau∆Teau= 150,0 g × 4,19 J/g°C × (37,0 °C — 25,0 °C)= +7542 J ou +7,54 kJ

b) Calculez la chaleur molaire de dissolution du LiOH.

∆Hréaction= —Qcalorimètre= —7,54 kJ

équivaut à =

= —37,6 kJ23,95 g × —7,54 kJ

4,80 g

—7,54 kJ 4,80 g

? kJ 23,95 g

? kJ 1 mol

La chaleur molaire de dissolution du LiOH est de —37,6 kJ/mol.

La quantité d’énergie absorbée par l’eau est de 7,54 kJ.



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c) Calculez la chaleur massique de dissolution du LiOH.

=

= —1,57 kJ1 g × —7,54 kJ

4,80 g

—7,54 kJ 4,80 g

? kJ1 g

La chaleur massique de dissolution du LiOH est de —1,57 kJ/g.

d) Écrivez l’équation thermique de la dissolution.

LiOH(s) � LiOH(aq) ∆H = —37,6 kJ

ou

LiOH(s) � Li+(aq) + OH—(aq) ∆H = —37,6 kJ

H2O

H2O

5. En dissolvant 5,00 g d’hydroxyde de potassium (KOH) dans 100,0 ml d’eau à une température de 24,0 °C, on constate que la température de l’eau s’élève jusqu’à 36,2 °C.

a) Quelle est la chaleur molaire de dissolution de l’hydroxyde de potassium ?


= 100,0 g × 4,19 J/g°C × (36,2 °C — 24,0 °C)= +5111,8 J


= —5111,8 J


équivaut à = —5,1118 kJ

5,00 g? kJ

56,11 g? kJ

1 mol

= —57,4 kJ56,11 g × —5,1118 kJ

5,00 g

La chaleur molaire de dissolution de l’hydroxyde de potassium est de —57,4 kJ/mol.

b) Sachant que l’hydroxyde de potassium est un électrolyte fort, écrivez l’équation thermique qui représente cette transformation.KOH(s) � K+

(aq) + OH—(aq) ∆H = —57,4 kJ

H2O



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6. Ricardo dissout 9,60 g de nitrate de potassium dans 0,500 L d’eau à 24,50 °C. Il note alors que la température diminue de 1,50 °C.

a) Quelle est la chaleur molaire de dissolution du nitrate de potassium si l’on se fie aux résultatsobtenus par Ricardo ?


= 500 g × 4,19 J/g°C × —1,50 °C= —3142,5 J ou —3,14 kJ


= +3,14 kJ


équivaut à = + 3,14 kJ 9,60 g

? kJ 101,11 g

? kJ 1 mol

= +33,1 kJ101,11 g × +3,14 kJ

9,60 g

La chaleur molaire de dissolution du nitrate de potassium est de +33,1 kJ/mol.

b) Quel est le pourcentage d’écart avec la valeur théorique donnée par les tableaux de référence ?

% d’écart = | | × 100

= | | × 100 = 5,2 %34,9 kJ/mol — 33,1 kJ/mol

34,9 kJ/mol

Valeur théorique — Valeur expérimentaleValeur théorique

7. Raphaëlle dissout 4,10 g de sulfate de cuivre (CuSO4) dans 250 ml d’eau.

a) Quelle est la quantité d’énergie qui intervient dans cette dissolution ?


=

= —1,74 kJ4,10 g × —67,7 kJ

159,62 g

—67,7 kJ/mol159,62 g/mol

? kJ 4,10 g

Le pourcentage d’écart est de 5,2 %.

La quantité d’énergie est de —1,74 kJ.



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b) Quelle est la variation de température du solvant ? On considère qu’il n’y a aucune perte d’énergiedans le milieu environnant.

Qeau = —∆Hréaction= —(—1,74 kJ) = +1,74 kJ = 1740 J

Qeau = meauceau∆Teau

D’où ∆Teau = = = 1,66 °C1740 J

250 g × 4,19 J/g°CQeaumeauceau

La variation de température du solvant est de 1,66 °C.

8. Écrivez les équations de neutralisation acidobasique des substances suivantes :

a) Une solution d’hydroxyde de lithium (LiOH) réagit avec une solution d’acide chlorhydrique (HCl).HCl(aq) + LiOH(aq) � H2O(l) + LiCl(aq)

b) Une solution de dihydroxyde de magnésium (Mg(OH)2) réagit avec une solution d’acidesulfurique (H2SO4).H2SO4(aq) + Mg(OH)2(aq) � 2 H2O(l) + MgSO4(aq)

c) Une solution d’hydroxyde de potassium (KOH) réagit avec une solution d’acide phosphorique(H3PO4).H3PO4(aq) + 3 KOH(aq) � 3 H2O(l) + K3PO4(aq)

9. Karina mélange 200,0 ml d’hydroxyde de sodium à 1,0 mol/L avec 100,0 ml d’acide nitrique à 2,0 mol/L. Elle remarque alors que la température de la solution passe de 23,4 °C à 35,4 °C. Quelle est la chaleur molaire de neutralisation de l’acide nitrique, si ce dernier a été entièrementneutralisé ?


= 300,0 g × 4,19 J /g°C × (35,4 °C — 23,4 °C) = 15 084 J ou 15,08 kJ


= —15,08 kJ


C =

D’où n = CV = 2,0 mol/L × 0,10 L = 0,20 mol

n V

La chaleur molaire de neutralisation de l’acide nitrique est de —75,4 kJ/mol.


=

= —75,4 kJ1 mol × —15,08 kJ

0,20 mol

—15,08 kJ 0,20 mol

? J 1 mol



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10. Le principal constituant de l’essence est l’octane (C8H18). Afin de déterminer sa chaleur molaire de combustion, on fait brûler 1,50 g d’octane dans une bombe calorimétrique. La chaleur ainsi obtenuepermet de faire chauffer 550 g d’eau de 20,2 °C à 54,5 °C. On considère que l’énergie absorbéepar les autres matériaux est négligeable.

a) Quelle est la chaleur de combustion de l’octane ?

Qeau = meauceau∆Teau= 550,0 g × 4,19 J/g°C × 34,3 °C

= 79 044 J ou 79,0 kJ

∆Hréaction = Qcalorimètre= —79,0 kJ

b) Quelle est la chaleur massique de combustion de l’octane ?

=

= —52,7 kJ /g1 g × —79,0 kJ

1,50 g

—79,0 kJ 1,50 g

? kJ 1 g

11. Benjamin mélange 50,0 ml d’une solution acide avec 50,0 ml d’une solution basique. Chaque solution a une concentration de 2,00 mol/L et est à une température de 22,0 °C. Si la chaleur molaire deneutralisation de l’acide est de —250 kJ/mol, quelle sera la température finale de la solution aprèsréaction complète ? On considère qu’il n’y a pas de perte d’énergie dans le milieu environnant.


C =

D’où n = CV = 2,00 mol/L × 0,0500 L = 0,100 mol


= ? kJ

0,100 mol—250 kJ

1 mol

n V

Détermination de la chaleur absorbée oudégagée par le calorimètre

Qcalorimètre = —∆Hréaction= ——25,0 kJ ou +25 000 J

Qcalorimètre = meauceau∆Teau

D’où ∆Teau = Qcalorimètremeauceau

= —25,0 kJ—250 kJ × 0,100 mol

1 mol

La température finale sera de 81,7 °C.

La chaleur de combustion de l’octane est de —79,0 kJ.

La chaleur massique de combustion de l’octane est de —52,7 kJ /g.

Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 5.1.

= = 59,7 °C

Calcul de la température finale

∆T = Tf — TiD’où Tf = ∆T + Ti = 59,7 °C + 22,0 °C = 81,7 °C

+25 000 J100,0 g × 4,19 J/g°C


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CHAPITRE 5 � L A C H A L E U R M O L A I R E D ’ U N E R É AC T I O N � THÉORIE 219

Certaines réactions s’effectuent en plusieurs étapes.C’est ce qu’on appelle un « mécanisme de réaction».En additionnant les équations de chacune des étapes,on obtient l’équation globale de la réaction. Les ter-mes identiques placés du même côté de l’équations’additionnent, tandis que les termes identiques placés de part et d’autre de l’équa-tion se soustraient. Certains termes s’annulent ainsi complètement et ne se retrou-vent pas dans l’équation globale.

5.2 La loi de HessCONCEPT DÉJÀ VU

o Balancementd’équationschimiques

ÉTYMOLOGIE

« Mécanisme » vient dumot latin mechanicus, quisignifie «machine».

DÉFINITION

Un mécanisme de réaction est une suite chronologique d’étapes qui conduisentdes réactifs aux produits. Il se résume par une équation globale de la réaction.

Voyons un exemple de mécanisme de réaction avec la formation du chlorure desodium (NaCl) à partir du dichlore gazeux et du sodium solide (voir la FIGURE 5.9).Cette réaction s’effectue selon les étapes indiquées ci-dessous :

5.9 La formation duchlorure de sodium à partir de dichloreet de sodium nécessiteplusieurs étapesintermédiaires.

Na(s) � Na(g) ∆H1 = +107 kJ

Na(g) � Na+(aq) + 1 e– ∆H2 = +496 kJ

Cl2(g) � Cl(g) ∆H3 = +121 kJ12Cl(g) + 1 e

– � Cl–(g) ∆H4 = –349 kJ

Na+(g) + Cl–(g) � NaCl(s) ∆H5 = –786 kJ

Na(s) + Cl2(g) � NaCl(s) ∆Htotal = ?12

D’après ces données, quelle est la chaleur de la réac-tion globale ? C’est le chimiste russe Germain HenriHess (1802-1850) qui, en 1840, trouva la façon derépondre à cette question. Il observa que la chaleurd’une réaction est la même, qu’elle se fasse en une ouplusieurs étapes. Ainsi, la chaleur d’une réaction estégale à la somme algébrique des chaleurs de chacunedes étapes qui la constituent. C’est ce qu’on appelle la«loi de Hess».

LIEN MATHÉMATIQUE

Une somme algébrique estune suite d'additions et desoustractions. L'addition sefait en ajoutant chacun destermes de la somme et lasoustraction se fait enajoutant l'opposé destermes.


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220 PARTIE II � L’A S P E C T É N E R G É T I Q U E D E S T R A N S F O R M AT I O N S � THÉORIE

DÉFINITION

La loi de Hess stipule que, lorsqu’une réaction est la somme algébrique dedeux ou plusieurs réactions, la chaleur de cette réaction équivaut à la sommealgébrique des chaleurs des réactions qui ont servi à établir cette somme.

Dans l’exemple, la chaleur de formation du NaCl(s) se calcule comme suit :

∆Htotal = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + ∆H5= 107 kJ + 496 kJ + 121 kJ + –349 kJ + –786 kJ= –411 kJ

Une application pratique de la loi de HessLa loi de Hess a permis aux scientifiques de déterminer la chaleurde réactions complexes. En effet, grâce à cette loi, il est possiblede décortiquer une réaction en une série de réactions plus simplesà réaliser par calorimétrie. Il suffit ensuite d’additionner leschaleurs de ces étapes pour obtenir la chaleur de la réaction complexe.

Voyons un exemple d’application de la loi de Hess. Il consiste àcalculer la chaleur de combustion de l’éthane, C2H6(g), à l’aide deréactions connues.

1. Il faut d’abord écrire l’équation globale de la réaction. Il ne fautpas oublier de la balancer lorsque c’est nécessaire.

2 C2H6(g) + 7 O2(g) � 4 CO2(g) + 6 H2O(g) ∆H = ?

2. Il faut ensuite choisir des réactions dans lesquelles on trouve aumoins l’une des substances en jeu dans la réaction globale. Onpeut soit consulter les tableaux de référence, soit utiliser lesréactions fournies par le problème.

Voici les réactions utiles pour déterminer la chaleur de com-bustion de l’éthane, et dont la chaleur de réaction est connue:

2 C(s) + 3 H2(g) � C2H6(g) ∆H = –84,7 kJ

C(s) + O2(g) � CO2(g) ∆H = –393,5 kJ

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = –241,8 kJ

Dans cet exemple, il n’est pas nécessaire de choisir une quatrième réaction pourle dioxygène, puisqu’il est déjà présent dans deux des réactions choisies.

3. Il faut réorganiser les équations de sorte que chaque substance se trouve dubon côté de l’équation et en quantité suffisante. Si nécessaire, on peut inverserune équation. Toutefois, dans ce cas, il ne faut pas oublier d’inverser le signe du∆H. S’il y a lieu, on peut aussi multiplier ou diviser chaque coefficient ainsi quela chaleur de réaction par un dénominateur commun.

Dans l’exemple :

� il faut inverser et multiplier par deux la première équation, afin d’obtenirdeux molécules de C2H6(g) du côté des réactifs :

2 C2H6(g) � 4 C(s) + 6 H2(g) ∆H = –(–84,7 kJ × 2) = +169,4 kJ

12

5.10

L’éthane, un gaz présent dans le gaz naturelet le pétrole, est utilisé pour la production de l’éthylène, une substance entrant dans la composition de matières plastiques.


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� il faut multiplier par quatre la deuxième équation, afin d’obtenir quatremolé cules de CO2(g) du côté des produits :

4 C(s) + 4 O2(g) � 4 CO2(g) ∆H = (–393,5 kJ × 4) = –1574,0 kJ

� il faut multiplier par six la troisième équation, afin d’obtenir six molécules deH2O(g) du côté des produits :

6 H2(g) + 3 O2(g) � 6 H2O(g) ∆H = (–241,8 kJ × 6) = –1450,8 kJ

4. Il faut additionner toutes les équations réorganisées afin de s’assurer d’obtenirla réaction de départ ainsi que la chaleur qui lui est associée.

2 C2H6(g) � 4 C(s) + 6 H2(g) ∆H = +169,4 kJ

4 C(s) + 4 O2(g) � 4 CO2(g) ∆H = –1574,0 kJ

6 H2(g) + 3 O2(g) � 6 H2O(g) ∆H = –1450,8 kJ

2 C2H6(g) + 7 O2(g) � 4 CO2(g) + 6 H2O(g) ∆H = –2855,4 kJ

5. S’il y a lieu, on convertit le résultat obtenu en chaleur molaire (en kJ/mol) ouen chaleur massique (en kJ/g).

Dans l’exemple, la chaleur molaire de combustion de l’éthane est de :

= –1427,7 kJ/mol

La FIGURE 5.11 résume les étapes à suivre pour déterminer la chaleur d’une réactionpar la loi de Hess. Cependant, selon le cas, certaines de ces étapes ne seront pastoujours nécessaires.

–2855,4 kJ2 mol

1. Écrire l’équation globale balancée.

2. Choisir les équations pertinentes.

3. Réorganiser les équations en les inversant ou en les multipliant.

4. Additionner les équations ainsi que les chaleurs qui leur sont associées.

5. Convertir la valeur obtenue selon les exigences du problème à résoudre.

5.11 Les étapes à suivre pourdéterminer la chaleurde réaction par la loi de Hess.

Aujourd’hui, il existe plusieurs tableaux de référence – certains sont présentés enannexe – dans lesquels on trouve les chaleurs associées à différentes transforma-tions (chaleur de dissolution, chaleur de combustion, chaleur de fusion, chaleur deformation, etc.). Ces tableaux servent à l’application de la loi de Hess. Il est toute-fois important d’écrire correctement les équations qui en découlent. Le tableau leplus utile est sans contredit le tableau des chaleurs de formation (voir l’annexe 4).

Une formation est une réaction au cours de laquelle une substance est formée àpartir de ses éléments sous leur forme la plus stable. Par exemple, l’équation deformation de l’eau sous forme liquide s’écrit comme suit :

H2(g) + O2(g) � H2O(l) ∆H = –285,8 kJ

La forme la plus stable de l’hydrogène et de l’oxygène est leur forme diatomique.On écrit donc H2 et O2 dans l’équation. Comme la chaleur de formation est tou-jours indiquée en kJ/mol de produit, on doit utiliser des coefficients fractionnaireslorsque nécessaire pour que l’équation balancée corresponde à la formation d’unemole de produit.

12


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Voyons un exemple d’utilisation du tableau des chaleurs de formation.

Quelle est la chaleur molaire de combustion du monoxyde de carbone ?


CO(g) + O2(g) � CO2(g) ∆H = ?


C(s) + O2(g) � CO(g) ∆H = —110,5 kJ

C(s) + O2(g) � CO2(g) ∆H = —393,5 kJ

Les équations découlent des chaleurs de formation de l’annexe 4.

12

12

3. et 4. Réorganiser et additionner les équations.

CO(g) � C(s) + O2(g) ∆H = +110,5 kJ

C(s) + O2(g) � CO2(g) ∆H = —393,5 kJ

CO(g) + O2(g) � CO2(g) ∆H = —283,0 kJ

La chaleur molaire de combustion du monoxyde de carbone est de —283,0 kJ/mol.

12

12

La représentation graphique d’un mécanisme de réactionOn peut représenter un mécanisme de réaction par un diagramme énergétique. LaFIGURE 5.12 illustre un mécanisme possible pour la formation du butane (C4H10(g)),qui s’effectue selon les étapes suivantes :

Étape 1 : 4 C(s) + 4 O2(g) � 4 CO2(g) ∆H° = –1574,0 kJ

Étape 2 : 5 H2(g) + O2(g) � 5 H2O(g) ∆H° = –1209,0 kJ

L’interprétation de ce diagramme permet de déterminer la chaleur de réaction (∆H)et l’énergie d’activation (Ea) de chacune des étapes (voir le chapitre 4).

52

5.12 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA FORMATION DU BUTANE

H (kJ)

Progression de la réaction

—2783,0—3000

1000700600

—125,60

—400

—1000

—1574,0

—2000

∆H = Hp — Hr

∆H1 = −1574,0 kJ — 0 kJ= −1574,0 kJ

∆H2 = −2783,0 kJ — −1574,0 kJ= −1209,0 kJ

∆H3 = −125,6 kJ — −2783,0 kJ= +2657,4 kJ

Étape 3 : 4 CO2(g) + 5 H2O(g) � C4H10(g) + O2(g) ∆H° = +2657,4 kJ132

Étape 1 Étape 2 Étape 3

4 C(s) + 5 H2(g)

Réactifs

C4H10(g)

Produit

Ea1

Ea2∆H3

∆H1

∆H2 Ea3


Nom: Groupe : Date :

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CHAPITRE 5 � L A C H A L E U R M O L A I R E D ’ U N E R É AC T I O N � EXERCICES 223

1. Déterminez l’équation globale de chacun des mécanismes de réaction suivants.

5.2 La loi de Hess

Exercices

a) H2SO4(l) � H2(g) + S(s) + 2 O2(g) ∆H = +811,3 kJ

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = —241,8 kJ

S(s) + O2(g) � SO2(g) ∆H = —296,1 kJ

12

H2SO4(l) � O2(g) + H2O(g) + SO2(g) ∆H = +273,4 kJ1 2

b) N2O(g) � N2(g) + O2(g) + 81,6 kJ

N2(g) + 2 O2(g) + 67,8 kJ � 2 NO2(g)

12

N2O(g) + O2(g) � 2 NO2(g) ∆H = —13,8 kJ3 2

d) 2 C12H22O11 � 24 C(s) + 22 H2(g) + 11 O2(g) ∆H = +2221,7kJ/mol de sucre

24 C(s) + 24 O2(g) � 24 CO2(g) ∆H = —393,5 kJ/mol de CO2(g)

22 H2(g) + 11 O2(g) � 22 H2O(g) ∆H = —241,8 kJ/mol de H2O(g)

2 C12H22O11(s) � 24 C(s) + 22 H2(g) + 11 O2(g) ∆H = +4443,4 kJ

24 C(s) + 24 O2(g) � 24 CO2(g) ∆H = —9444 kJ

22 H2(g) + 11 O2(g) � 22 H2O(g) ∆H = —5319,6 kJ

2 C12H22O11(s) + 24 O2(g) � 24 CO2(g) + 22 H2O(g) ∆H = —10 320,2 kJ

H2SO4(l) � H2(g) + S(s) + 2 O2(g)

H2(g) + O2(g) � H2O(g)

S(s) + O2(g) � SO2(g)

1 2

N2O(g) � N2(g) + O2(g) ∆H = —81,6 kJ

N2(g) + 2 O2(g) � 2 NO2(g) ∆H = +67,8 kJ

1 2

c) H2S(g) � H2(g) + S(s) ∆H = +20,2 kJ

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = —241,8 kJ

S(s) + O2(g) � SO2(g) ∆H = —296,1 kJ

12

H2S(g) + O2(g) � H2O(g) + SO2(g) ∆H = —517,7 kJ3 2

H2S(g) � H2(g) + S(s)—

H2(g) + O2(g) � H2O(g)

S(s) + O2(g) � SO2(g)

1 2



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224 PARTIE II � L’A S P E C T É N E R G É T I Q U E D E S T R A N S F O R M AT I O N S � EXERCICES

2. À l’aide des équations suivantes :

N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g) ∆H = —92,6 kJ

N2(g) + 2 O2(g) � 2 NO2(g) ∆H = +67,8 kJ

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = —241,8 kJ

Déterminez la chaleur de la réaction d’oxydation de l’ammoniac, dont voici l’équation globale :4 NH3(g) + 7 O2(g) � 4 NO2(g) + 6 H2O(g)

12

4 NH3(g) � 2 N2(g) + 6 H2(g) ∆H = +92,6 kJ × 2 = +185,2 kJ

2 N2(g) + 4 O2(g) � 4 NO2(g) ∆H = +67,8 kJ × 2 = +135,6 kJ

6 H2(g) + 3 O2(g) � 6 H2O(g) ∆H = —241,8 kJ × 6 = —1450,8 kJ

4 NH3(g) + 7 O2(g) � 4 NO2(g) + 6 H2O(g) ∆H = —1130,0 kJ

3. À l’aide des équations ci-dessous :

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = —242 kJ

SO2(g) � S(s) + O2(g) ∆H = +297 kJ

H2(g) + S(s) + 2 O2(g) � H2SO4(aq) ∆H = —909 kJ

H2(g) + S(s) + 2 O2(g) � H2SO4(l) ∆H = —814 kJ

Calculez la chaleur de la réaction suivante :H2SO4(l) � SO2(g) + H2O(g) + O2(g)

12

12

H2SO4(l) � H2(g) + S(s) + 2 O2(g) ∆H = +814 kJ

S(s) + O2(g) � SO2(g) ∆H = —297 kJ

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = —242 kJ1 2

H2SO4(g) � SO2(g) + H2O(g) + O2(g) ∆H = +275 kJ1 2



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4. Calculez la chaleur molaire de réaction du monoxyde d’azote selon l’équation suivante :

2 NO(g) + O2(g) � N2O5(g)

Pour ce faire, utilisez les réactions ci-dessous :N2(g) + O2(g) � N2O5(g) ∆H = +11,3 kJ5

2

32

2 NO(g) � N2(g) + O2(g) ∆H = (—90,3 kJ × 2) = —180,6 kJ

N2(g) + O2(g) � N2O5(g) ∆H = +11,3 kJ5 2

2 NO(g) + O2(g) � N2O5(g) ∆H = —169,3 kJ3 2

= ? kJ

1 mol—169,3 kJ

2 mol

= —84,65 kJ—169,3 kJ × 1 mol

2 mol

N2(g) + O2(g) � NO(g) ∆H = +90,3 kJ12

12

La chaleur molaire de la réaction du monoxyde d’azote est de —84,7 kJ/mol.

5. Déterminez la chaleur molaire de formation du disulfure de carbone gazeux (CS2), étant donné les réactions suivantes :

C(s) + O2(g) � CO2(g) + 393,5 kJ

S(s) + O2(g) � SO2(g) + 296,8 kJ

CS2(g) + 3 O2(g) � CO2(g) + 2 SO2(g) + 1072 kJ

L’équation globaleC(s) + 2 S(s) � CS2(g)

C(s) + O2(g) � CO2(g) ∆H = —393,5 kJ

2 S(s) + 2 O2(g) � 2 SO2(g) ∆H = 2 × —296,8 kJ = —593,6 kJ

CO2(g) + 2 SO2(g) � CS2(g) + 3 O2(g) ∆H = +1072 kJ

C(s) + 2 S(s) � CS2(g) ∆H = +85 kJ



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b) 2 CO(g) + O2(g) � 2 CO2(g)

2 CO(g) � 2 C(s) + O2(g) ∆H = +110,5 kJ × 2 = +221 kJ

2 C(s) + 2 O2(g) � 2 CO2(g) ∆H = —393,5 kJ × 2 = —787 kJ

2 CO(g) + O2(g) � 2 CO2(g) ∆H = —566 kJ

7. À l’aide du tableau des chaleurs de formation (voir l’annexe 4 ), calculez la chaleur des réactionssuivantes :

6. Écrivez les équations thermiques des réactions de formation des substances suivantes (voir l’annexe 4 ).

a) NF3(g)

N2(g) + F2(g) � NF3(g) ∆H = —124,7 kJ

b) HCN(g)

H2(g) + C(s) + N2(g) � HCN(g) ∆H = +135 kJ

c) Trioxyde de dialuminium

2 Al(s) + O2(g) � Al2O3(s) ∆H = —1676 kJ

d) Sulfate de magnésium

Mg(s) + S(s) + 2 O2(g) � MgSO4(s) ∆H = —1285 kJ

3 2

1 2

1 2

32

1 2

a) NO(g) + O2(g) � NO2(g)12

N2(g) + O2(g) � NO2(g) ∆H = +33,2 kJ1 2

NO(g) � N2(g) + O2(g) ∆H = —90,3 kJ1 2

1 2

NO(g) + O2(g) � NO2(g) ∆H = —57,1 kJ1 2



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8. Les lampes à acétylène, utilisées notamment par les spéléologues, produisent une lumière très vive.Cette lumière est caractéristique de la combustion de l’acétylène. La grande chaleur de combustion del’acétylène permet aussi de produire une flamme adaptée à la soudure et d’effectuer l’assemblage dedifférents métaux. Calculez la chaleur molaire de combustion de l’acétylène (C2H2(g)) à l’aide deséquations suivantes :

C2H2(g) � 2 C(s) + H2(g) + 226,7 kJ

H2(g) + O2(g) � H2O(g) + 241,8 kJ

C(s) + O2(g) � CO2(g) + 393,5 kJ

12

2 C2H2(g) � 4 C(s) + 2 H2(g) ∆H = —226,7 kJ × 2 = —453,4 kJ

4 C(s) + 4 O2(g) � 4 CO2(g) ∆H = —393,5 kJ × 4 = —1574 kJ

2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(g) ∆H = —241,8 kJ × 2 = —483,6 kJ

2 C2H2(g) + 5 O2(g) � 4 CO2(g) + 2 H2O(g) ∆H = —2511 kJ


= —1255,5 kJ/mol

La chaleur molaire de combustion de l’acétylène est de —1256 kJ/mol.

—2511 kJ 2 mol

L’équation globale 2 C2H2(g) + 5 O2(g) � 4 CO2(g) + 2 H2O(g)

c) La vaporisation de l’eau.

L’équation globaleH2O(l) � H2O(g)

H2O(l) � H2(g) + O2(g) ∆H = +285,8 kJ1 2

H2(g) + O2(g) � H2O(g) ∆H = —241,8 kJ

H2O(l) � H2O(g) ∆H = +44,0 kJ

1 2



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9. Quelle est la chaleur de combustion du C3H8(g)? Répondez à cette question à l’aide des tableaux enannexe.

C3H8(g) � 3 C(s) + 4 H2(g) ∆H = +103,8 kJ

3 C(s) + 3 O2(g) � 3 CO2(g) ∆H = —393,5 kJ × 3 = —1180,5 kJ

4 H2(g) + 2 O2(g) � 4 H2O(l) ∆H = —285,8 kJ × 4 = —1143,2 kJ

C3H8(g) + 5 O2(g) � 3 CO2(g) + 4 H2O(g) ∆H = —2 219,9 kJ

L’équation globaleC3H8(g) + 5 O2(g) � 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

H (kJ)


20

40

60

80

100

—10—20

30

50

70

90

10. Voici le diagramme énergétique de la réaction A + B � C + D.

a) Combien d’étapes le mécanisme de réaction illustré comporte-t-il ?Ce mécanisme comporte quatre étapes.

b) Quelle est l’enthalpie des réactifs ?

Hr = 0 kJ



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c) Quelle est l’enthalpie des produits ?

Hp = —10 kJ

d) Quelle est la variation d’enthalpie de la réaction directe ?

∆H = Hp — Hr

= —10 kJ — 0 kJ = —10 kJ

e) Quelle est l’énergie d’activation de la première étape ?

Ea = Hca — Hr

= 20 kJ — 0 kJ = 20 kJ

f) Quelle est l’enthalpie du deuxième complexe activé ?

Hca = 60 kJ

g) Quelle est l’énergie d’activation de la deuxième étape ?

Ea = Hca — Hr

= 60 kJ — 10 kJ = 50 kJ

h) Quelle est la variation d’enthalpie de la première étape ?

∆H = Hp — Hr

= 10 kJ — 0 kJ = 10 kJ



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i) Quelle est la variation d’enthalpie de la deuxième étape ?

∆H = Hp — Hr

= 40 kJ — 10 kJ = +30 kJ

11. Voici les trois étapes d’un mécanisme de réaction :Étape 1 : A + B + Énergie � XÉtape 2 : X � Y + ÉnergieÉtape 3 : Y + Énergie � C + DL’équation globale de la réaction est la suivante :A + B + Énergie � C + DQuel graphique, parmi les suivants, représente correctement ces données ?


H (kJ)

Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 5.2.

10

30

50

70

0—10

—20—30

20

40

60


H (kJ)

10

30

50

0—10

—20—30—40

20

40

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a) b)


H (kJ)

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0—10

—20—30

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H (kJ)

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0—10

—20—30

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c) d)


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RésuméLa chaleur molaire d’une réaction

5.1 LA CALORIMÉTRIE

� La loi de la conservation de l’énergie stipule que l’énergie ne peut être ni crééeni détruite. Ainsi, dans un système isolé :

� l’énergie absorbée par une transformation est équivalente à l’énergie fourniepar ce système;

� l’énergie dégagée par une transformation est équivalente à l’énergie absorbéepar ce système.

� La calorimétrie est une méthode expérimentale qui permet de déterminer lachaleur d’une réaction en calculant la quantité d’énergie absorbée ou dégagéepar un système isolé.

� Un calorimètre est un appareil isolé qui permet de prendre les mesures néces-saires pour effectuer les calculs de calorimétrie.

� Les calorimètres peuvent prendre plusieurs formes, selon le type de transfor-mation dont on veut mesurer la chaleur de réaction:

� la transformation peut s’effectuer directement dans l’eau que contient lecalorimètre;

� elle peut aussi s’effectuer dans une bombe calorimétrique.

� Tous les matériaux d’un calorimètre prennent part aux transferts thermiques.

� La capacité calorifique d’un calorimètre correspond à la quantité d’énergienécessaire à une variation de température de 1 °C de l’ensemble de ses com-posantes. Elle s’exprime en J/°C ou en kJ/°C.

� La chaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre se calcule à l’aide de la for-mule mathématique suivante : Qcalorimètre = Ccalorimètre∆T.

� La chaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre est toujours de signe contraire à la chaleur de réaction. Ainsi : ∆Hréaction = –Qcalorimètre.

� Mesurer la variation de température de l’eau d’un calorimètre révèle la natureendothermique ou exothermique d’une transformation.

CHAPITRE

5

� Étant donné que le polystyrène participe peu aux échanges thermiques, lachaleur absorbée ou dégagée par un calorimètre de polystyrène peut se cal-culer à l’aide de la formule mathématique suivante : Qcalorimètre = meauceau∆Teau.

LA VARIATION DE TEMPÉRATURE D’UN CALORIMÈTRE EN FONCTION DU TYPE DE TRANSFORMATION

Variation de Signe du ∆T Transformation Signe du ∆Htempérature (∆T) et du Qcalorimètredu calorimètre

La température diminue Négatif Endothermique Positif

La température augmente Positif Exothermique Négatif


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� Le calorimètre de polystyrène est très utile pour déterminer la chaleur destransformations qui s’effectuent en milieu aqueux, comme la dissolution ou laneutralisation acidobasique.

� La chaleur molaire de dissolution correspond à la quantité d’énergie absorbéeou dégagée lors de la dissolution d’une mole de soluté dans un solvant.

� La chaleur molaire de neutralisation acidobasique correspond à la quantitéd’énergie absorbée ou dégagée lors de la neutralisation d’une mole d’acide oud’une mole de base.

5.2 LA LOI DE HESS

� Un mécanisme de réaction est une suite chronologique d’étapes qui conduisentdes réactifs aux produits. Il se résume par une équation globale de la réaction.

� On peut additionner les équations de chacune des étapes d’un mécanisme deréaction pour obtenir l’équation globale de la réaction:

� les termes identiques placés du même côté de l’équation s’additionnent.

� les termes identiques placés de part et d’autre de l’équation se soustraient.

� La loi de Hess stipule que, lorsqu’une réaction est la somme algébrique de deuxou plusieurs réactions, la chaleur de cette réaction équivaut à la somme algé -brique des chaleurs des réactions qui ont servi à établir cette somme.

� Voici les étapes à suivre pour déterminer la chaleur de réaction par la loi de Hess :



3. Réorganiser les équations en les inversant ou en les multipliant.

4. Additionner les équations ainsi que les chaleurs qui leur sont associées.

5. Convertir la valeur obtenue selon les exigences du problème à résoudre.

� On peut représenter un mécanisme de réaction par un diagramme énergétique,comme celui ci-dessous.

LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA FORMATION DU BUTANE

H (kJ)


—2783,0—3000

1000700600

—125,60

—400

—1000

—1574,0

—2000

∆H = Hp — Hr

∆H1 = −1574,0 kJ — 0 kJ= −1574,0 kJ

∆H2 = −2783,0 kJ — −11574,0 kJ= −1209,0 kJ

∆H3 = −125,6 kJ — −12783,0 kJ= +2657,4 kJ

Étape 1 Étape 2 Étape 3

4 C(s) + 5 H2(g)

Réactifs

C4H10(g)

Produit

Ea1

Ea2∆H3

∆H1

∆H2 Ea3



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Exercices sur l’ensemble du chapitre 51. En dissolvant 2,00 g de chlorure d’ammonium (NH4Cl) dans 40,0 ml d’eau, on note une baisse

de température de 3,3 °C. Écrivez l’équation thermique de cette transformation.


= 40,0 g × 4,19 J/g°C × —3,3 °C = —553,1 J


= +553,1 J


équivaut à = +0,553 kJ

2,00 g? kJ

53,50 g? kJ

1 mol

= +14,8 kJ53,50 g × +0,553 kJ

2,00 g

NH4Cl(s) � NH4Cl(aq) ∆H = +14,8 kJ

2. Calculez la chaleur massique de formation du dinitrure de trimagnésium à l’aide des équationssuivantes :

3 Mg(s) + 2 NH3(g) � Mg3N2(s) + 3 H2(g) ∆H = —371 kJ

N2(g) + H2(g) � NH3(g) ∆H = —46 kJ32

12

3 Mg(s) + 2 NH3(g) � Mg3N2(s) + 3 H2(g) ∆H = —371 kJ

N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g) ∆H = —46 kJ × 2 = —92

3 Mg(s) + N2(g) � Mg3N2(s) ∆H = —463 kJ

L’équation globale3 Mg(s) + N2(g) � Mg3N2(s)

= —463 kJ/mol 100,95 g/mol

? kJ 1 g

= —4,59 kJ1 g × —463 kJ/mol

100,95 g /mol

La chaleur massique de formation du dinitrure de trimagnésium est de —4,59 kJ/g.



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3. En mélangeant 400 ml d’une solution d’hydroxyde de sodium à 1,0 mol/L avec 200 ml d’acidesulfurique (H2SO4) à 1,0 mol/L, on note une augmentation de la température du mélange de 11,0 °C.On considère qu’il n’y a aucune perte d’énergie dans le milieu environnant.

a) Quelle est la chaleur molaire de neutralisation du NaOH ?


= 600 g × 4,19 J/g°C × 11,0 °C = 27 654 J ou 27,7 kJ


= —27,7 kJ


C =

D’où n = CV = 1,0 mol/L × 0,400 L = 0,40 mol

n V

La chaleur molaire de neutralisation du NaOH est de —69 kJ/mol.

b) Écrivez l’équation thermique de cette transformation.H2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) � 2 H2O(l) + Na2SO4(aq) ∆H = —69 kJ/mol


=

= —69 kJ1 mol × —27,7 kJ

0,40 mol

—27,7 kJ 0,40 mol

? J 1 mol

4. Soit les équations suivantes :CaO(s) + Cl2(g) � CaOCl2(s) ∆H = —110,9 kJCa(OH)2(s) � CaO(s) + H2O(l) ∆H = +65,1 kJH2O(l) + CaOCl2(s) + 2 NaBr(s) � 2 NaCl(s) + Ca(OH)2(s) + Br2(g) ∆H = —60,2 kJ

Calculez la chaleur de réaction de la réaction suivante :Cl2(g) + 2 NaBr(s) � 2 NaCl(s) + Br2(g)

CaO(s) + Cl2(g) � CaOCl2(s) ∆H = —110,9 kJ

H2O(l) + CaOCl2(s) + 2 NaBr(s) � 2 NaCl(s) + Ca(OH)2(s) + Br2(g) ∆H = —60,2 kJ

Ca(OH)2(s) � CaO(s) + H2O(l) ∆H = +65,1 kJ

Cl2(g) + 2 NaBr(s) � 2 NaCl(s) + Br2(g) ∆H = —106,0 kJ



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5. À l’aide des chaleurs de formation, calculez la chaleur molaire de la réaction de l’ammoniac (NH3)selon l’équation suivante :4 NH3(g) + 5 O2(g) � 4 NO(g) + 6 H2O(g)

4 NH3(g) � 2 N2(g) + 6 H2(g) ∆H = +46,1 kJ × 4 = +184,4 kJ

2 N2(g) + 2 O2(g) � 4 NO(g) ∆H = +90,3 kJ × 4 = +361,2 kJ

6 H2(g) + 3 O2(g) � 6 H2O(g) ∆H = —241,8 kJ × 6 = —1450,8 kJ

4 NH3(g) + 5 O2(g) � 4 NO(g) + 6 H2O(g) ∆H = —905,2 kJ


= —226,3 kJ/mol

La chaleur molaire de la réaction de l’ammoniac est de —226,3 kJ/mol.

—905,2 kJ 4 mol

6. La chaleur molaire de combustion du charbon (C(s)) est de —393,5 kJ/mol. Quelle masse de charbondevrait-on faire brûler pour élever la température de 25,0 L d’eau de 18,0 °C à 65,0 °C ? On considère que toute l’énergie dégagée par la combustion du charbon est absorbée par l’eau.

Calcul de l’énergie absorbée ou dégagée par l’eauQeau = meauceau∆Teau

= 25 000 g × 4,19 J/g°C × (65,0 °C — 18,0 °C)= 4 923 250 J = 4923 kJ


= —4923 kJ

Calcul de la masse de charbon nécessaire

équivaut à = —4923 kJ

? g—393,5 kJ

12,01 g—393,5 kJ

1 mol

= 150 g12,01 g × —4923 kJ

—393,5 kJ

Il faudrait brûler 150 g de charbon.


7. Le diagramme énergétique suivant illustre unmécanisme de réaction.

a) Combien d’étapes comporte ce mécanismede réaction ?Ce mécanisme comporte cinq étapes.


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Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices sur l’ensemble du chapitre 5.

b) Quelle est l’énergie d’activation de la deuxième étape ?

Ea = 300 kJ ——50 kJ

= 350 kJ

c) Quelle est la variation d’enthalpie de la troisième étape ?

∆H = 100 kJ — 200 kJ

= —100 kJ

d) Quelle est la variation d’enthalpie de la réaction E � K ?

∆H = —100 kJ — 200 kJ

= —300 kJ

e) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction G � I ?

Ea = 200 kJ — 100 kJ

= 100 kJ

f) Quelle est la variation d’enthalpie de la réaction K � I ?

∆H = 150 kJ ——100 kJ

= +250 kJ

g) Quelle est l’énergie d’activation de la réaction G � E ?

Ea = 400 kJ — 100 kJ

= 300 kJ

H (kJ)

Progression de la réaction—100

100

300

0 A

B

C

D

E

F

G

HJ

I

K

200

400



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Défis1. Le graphite et le diamant sont tous deux constitués de carbone. C’est l’arrangement des atomes

de carbone qui les distingue et leur donne des propriétés complètement différentes. En effet, le graphite est noir et peut servir de lubrifiant. Quant au diamant, il est translucide et très dur. On peut transformer le graphite en diamant selon l’équation suivante :Cgraphite � Cdiamant

Étant donné que :Cgraphite + O2(g) � CO2(g) ∆H = —393 kJCdiamant + O2(g) � CO2(g) ∆H = —396 kJLaquelle des formes du carbone possède le plus d’enthalpie, le diamant ou le graphite ?

Cgraphite + O2(g) � CO2(g) ∆H = —393 kJ

CO2(g) � Cdiamant + O2(g) ∆H = +396 kJ

Cgraphite � Cdiamant ∆H = +3 kJ

Comme cette transformation est endothermique, le diamant possède plus d’enthalpie que le graphite.

2. Dans un calorimètre, Coralie dépose un glaçon de 25,00 g dont la température n’est que de —15,0 °C. D’après les données ci-dessous, quelle est la quantité d’énergie que doit fournir lecalorimètre pour faire fondre complètement le glaçon ?Capacité thermique massique de la glace : 2,06 J/g°CChaleur molaire de fusion de la glace : 6022 J/mol

Calcul de la chaleur nécessaire pour réchauffer le glaçon jusqu’à son point de fusionQ = mc∆T

= 25,00 g × 2,06 J/g°C x (0 °C — —15,0 °C)= 772,5 J

Calcul de la chaleur pour faire fondre le glaçon

équivaut à = ? J

25,00 g6022 J 18,02 g

6022 J 1 mol

= 8355 J

Calcul de l’énergie fournie par le calorimètreQcalorimètre = —772,5 J + —8355 J = —9128 J ou —9,128 kJ

6022 J × 25,00 g18,02 g

Le calorimètre doit fournir 9,13 kJ pour faire fondre complètement le glaçon.



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3. La chaleur molaire de neutralisation de l’acide nitrique (HNO3) aqueux en présence d’hydroxyde de sodium aqueux est de —56,6 kJ. Quelle serait la chaleur molaire de neutralisation de l’acide nitriqueen présence d’hydroxyde de sodium solide ?

4. Dans un calorimètre, Audrey verse 200 ml d’une solution d’acide nitrique à 0,60 mol/L avec uncertain volume d’une solution d’hydroxyde de potassium dont la concentration est inconnue. Elle notealors que la température du mélange augmente de 5,5 °C. Quel volume de la solution de KOH a-t-elle ajouté à l’acide nitrique ?HNO3(aq) + KOH(aq) � H2O(l) + KNO3(aq) ∆H = —52,6 kJ

Calcul du nombre de moles de HNO3

C =

D’où n = CV = 0,60 mol/L × 0,200 L = 0,12 mol


= ? kJ

0,12 mol—52,6 kJ

1 mol HNO3

nV

Calcul de la masse de l’eau

Qeau = meauceau∆Teau

D’où meau = Qeau

ceau∆Teau

= —6,312 kJ ou —6312 J

Détermination de la chaleur de l’eau

Qeau = —∆Hréaction

= —(—6312 J) = +6312 J

—52,6 kJ × 0,120 mol1 mol

=

= 274 g

Calcul du volume de la solution de KOH

V total de l’eau = 274 ml

VKOH = 274 ml — 200 ml = 74 ml

6312 J4,19 J /g°C × 5,5 °C

Le volume de la solution de KOH est de 74 ml.

La chaleur molaire de neutralisation serait de −101,2 kJ.

L’équation globaleHNO3(aq) + NaOH(s) � H2O(l) + NaNO3(aq)

HNO3(aq) + NaOH(aq) � H2O(l) + NaNO3(aq) ∆H = −56,6 kJ

NaOH(s) � NaOH(aq) ∆H = −44,6 kJ

HNO3(aq) + NaOH(s) � H2O(l) + NaNO3(aq) ∆H = −101,2 kJ


La chaleur molaire d’une réaction - Collège Dina...

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