TP de Calorimétrie : dosage thermodynamique de HCL et CH3COOH

Résumé du document

Principe : la réaction de neutralisation d'un acide fort par une base est une réaction exothermique. On ajoute une base à un acide fort, tant qu'il y a de l'acide, la température augmente (avant le point d'équivalence noté Ve). Lorsque tout l'acide est neutralisé (après le point d'équivalence), l'addition de la soude provoque une diminution de la température de la solution.

De plus on sait qu'au point d'équivalence E, le nombre de moles de soude versée est égal au nombre de moles d'acide présent initialement dans le vase de Dewar (...)

Extraits

[...] COMPTE- RENDU TP Calorimétrie: dosage thermodynamique But du TP On se propose de réaliser un dosage thermométrique de couples acido basique en réaction chimique grâce à un calorimètre. Expérience But: on veut déterminer la capacité calorifique du calorimètre. Principes: A l'aide de l'enthalpie intégrale (connue) de dissolution H KCl du chlorure de potassium KCl dans l'eau, on va déduire la capacité calorifique du calorimètre, car la dissolution d'une substance solide dans de l'eau (solvant) est accompagné d'une variation de l'enthalpie. [...]

[...] Concentration molaire: Solution de HCl Solution de CH3COOH au point d'équivalence: V NaOH ml (graphique) au point d'équivalence: V NaOH ml (graphique) NaOH eq HCl [ NaOH E HCl NaOH eq CH COOH i [ NaOH E 3 COOH 3 NaOH [ HCl]i= NaOH E V NaOH NaOH [CH 3 COOH = NaOH E V COOH NaOH 3 COOH 3 AN: =0,85 mol.l AN: [HCl = [CH 3 COOH = mol.l Concentration massique: m M = V V Solution de HCl Solution de CH 3COOH =[HCl HCl AN: AN: HCl =0,85×36,4606=31 g.l TP1 3 COOH M CH COOH COOH 3 COOH 3 =0,9×60,05=54 g.l 2/8 Partie But: on veut déterminer l'enthalpie molaire de neutralisation des deux acides par la soude. Principe: (idem pour CH3COOH) La réaction de neutralisation pour CH 3COOH CH3COOH(aq) + OH-(aq) CH3COO-(aq) + H2O(l) La réaction de neutralisation pour HCl NaOH(aq) + HCl(aq) H2O(l) + NaCl(aq) dégage de la chaleur. Nous déterminons la quantité de chaleur libérée par la réaction d'une mole de NaOH(aq) et d'une mole de HCl(aq). L'opposé de cette quantité (c.à.d. [...]

[...] Par conséquent l'enthalpie de neutralisation de l'acide chlorhydrique et supérieur à l'acide acétique ce qui semble l'une par rapport à l'autre correct puisque HCl est un acide fort, il produira donc une plus grande quantité d'énergie à la neutralisation que l'acide acétique (acide faible). Conclusion: Le calorimètre est considéré comme totalement adiabatique, ce qui est en partie faux, car il existe cependant des fuites thermiques qui seraient à l'origine de l'incertitude dans le calcul. C'est ainsi, que j'ai remarqué que entre mes calculs et ceux de mes camarades, il peut exister de grande variation dans le résultats de la capacité calorifique du calorimètre ou des enthalpies de neutralisation. [...]

[...] la chaleur reçue par le système) est l'enthalpie de neutralisation que nous cherchons. Nous déterminons: la chaleur reçue par le calorimètre si sa température s'élève de (expérience la chaleur reçue par la solution. la chaleur dégagée par la réaction pour les réactifs pris exactement en quantités molaires. L'opposé est l'enthalpie de neutralisation. Enthalpie molaire de neutralisation du HCl et de l'acide acétique par la soude. [...]

[...] Principe: La réaction de neutralisation d'un acide fort par un base est une réaction exothermique. On ajoute une base à un acide fort, tant qu'il y a de l'acide, la température augment (avant le point d'équivalence noté Ve). Lorsque tout l'acide est neutralisé (après le point d'équivalence), l'addition de la soude provoque une diminution de la température de la solution. De plus on sait qu'au point d'équivalence le nombre de moles de soude versée est égal au nombre de moles d'acide présent initialement dans le vase de Dewar. [...]