Calorimétrie

Calorimétrie : définition

Comme nous l'avons vu plus haut, la calorimétrie est une méthode utilisée pour mesurer le changement d'enthalpie de la réaction. En d'autres termes, elle mesure le changement de chaleur d'une réaction. Cependant, il est impossible de mesurer directement le changement de chaleur. Au lieu de cela, nous devons mesurer le changement de température causé par la chaleur.

Types de calorimétrie

Il existe plusieurs types de calorimétrie :

• la calorimétrie directe
• Calorimétrie indirecte
• Calorimétrie différentielle à balayage

Calorimétrie directe

La calorimétrie directe, comme son nom l'indique, mesure le changement de chaleur d'une réaction chimique en mesurant directement le changement de température qu'elle provoque. Pour ce faire, elle utilise un calorimètre.

Un calorimètre simple peut être fabriqué avec un gobelet en polystyrène, de l'eau et un thermomètre. La réaction qui nous intéresse libère de l'énergie thermique qui réchauffe l'eau. L'idée est de minimiser la perte de chaleur et de mesurer le changement de température de l'eau, puis de l'utiliser pour calculer le changement d'enthalpie de la réaction.

Calorimétrie indirecte

La calorimétrie indirecte est un terme utilisé en biologie. Il s'agit d'un moyen de mesurer la variation de chaleur d'un organisme en mesurant soit son absorption d'oxygène, soit sa production de dioxyde de carbone ou d'azote.

Calorimétrie différentielle à balayage

Des substances différentes ont toutes besoin de quantités différentes d'énergie thermique pour augmenter leur température. La calorimétrie différentielle à balayage est une technique utilisée pour mesurer la différence de quantité d'énergie nécessaire pour élever la température d'un échantillon et d'une substance de référence de la même quantité. Elle est souvent utilisée en biologie pour déterminer la capacité calorifique spécifique de diverses protéines et autres molécules biologiques, et étudier leur réaction au chauffage.

Calorimétrie : formule

Comme nous l'avons vu plus haut, le but de la calorimétrie est de mesurer le changement d'enthalpie d'une réaction. Pour ce faire, nous mesurons le changement de température d'une autre substance provoquée par la réaction. Appelons cette substance X. La température et l'enthalpie sont liées par l'équation suivante :

$\mathrm{q}=\mathrm{mc}∆\mathrm{T}$

Dans cette équation :

q est le changement d'enthalpie de la réaction, mesuré en J.

m est la masse de X, mesurée en g.

c est la capacité thermique spécifique de X, mesurée en J g^-1 K^-1.

ΔT est le changement de température de X, mesuré en K.

Ne t'inquiète pas, nous allons nous entraîner à utiliser cette équation dans une seconde. Mais pour l'instant, passons à l'objet principal de cet article : la réalisation d'une calorimétrie.

Calorimétrie : thermodynamique

Nous avons déjà exploré un type de calorimètre. Il se compose d'un gobelet en polystyrène rempli d'eau ou d'une autre solution. L'énergie thermique libérée par une réaction est utilisée pour chauffer l'eau et le changement de température de l'eau est mesuré. Nous allons maintenant examiner plus en détail comment tu peux utiliser la calorimétrie pour calculer les enthalpies de réaction, de neutralisation et de combustion.

N'oublie pas :

Trouver l'enthalpie de réaction

Pour les réactions impliquant le mélange de deux solutions ou l'ajout d'un solide à une solution, tu peux calculer l'enthalpie de la réaction en utilisant la calorimétrie. Pour cela, il faut mélanger les deux solutions ou ajouter le solide à la solution, puis mesurer le changement de température de la solution. Dans cet exemple, nous allons ajouter un solide à une solution aqueuse. Voici la méthode :

• Rince un gobelet en polystyrène et une éprouvette graduée dans la solution que tu vas utiliser, puis sèche-les soigneusement.
• Mesure 50 cm³ de la solution et verse-les dans le gobelet en polystyrène. Place le gobelet dans un bécher et ajoute un couvercle par-dessus.
• Pèse environ 2,00 g de ton réactif solide dans un pèse-personne.
• Perce un thermomètre à travers un trou dans le couvercle. Mesure la température de la solution toutes les 30 secondes pendant trois minutes.
• À la troisième minute, ne mesure pas la température, mais ajoute plutôt ton réactif solide à ta solution. Pèse à nouveau le bateau de pesée pour voir s'il reste du solide et soustrais-le du poids de départ.
• Mesure la température de la solution toutes les 30 secondes pendant cinq minutes, ou jusqu'à ce que la température reste constante.

Trouver le changement d'enthalpie

Nous devons maintenant trouver le changement de température de la réaction, car nous pouvons l'utiliser pour trouver le changement d'enthalpie de la réaction. Cependant, nous n'avons pas obtenu de valeur de température pour le moment exact où nous avons ajouté le solide et commencé la réaction. Le point d'addition est à 3 minutes, alors que notre premier point de données est à la marque de 3 minutes 30 secondes. Pour trouver l'augmentation exacte de la température de la réaction, nous devons d'abord tracer un graphique de la température de la solution en fonction du temps et extrapoler la température jusqu'au point d'addition. Cela te semble confus ? Voici comment procéder.

Pour trouver le changement d'enthalpie de la réaction, nous devons utiliser l'équation dont nous avons parlé précédemment : Quelles sont les valeurs que nous connaissons ?

Eh bien, m désigne la masse de la solution à chauffer, dans ce cas, la solution de sulfate de cuivre. Le sulfate de cuivre a une densité de 1 g cm^-3 et notre solution pèse donc 50 g. c correspond à la capacité thermique spécifique de la solution de sulfate de cuivre, qui est donnée dans la question : 4.18 J g^-1 K^-1 . Il nous suffit de trouver ΔT, la variation totale de température de la réaction. Pour ce faire, reportons nos points sur un graphique. Place la température sur l'axe des y et le temps sur l'axe des x. Tu devrais obtenir quelque chose comme ceci :

Fig. 2- Points de données d'une expérience de calorimétrie reportés sur un graphique.

Nous devons maintenant tracer deux lignes de meilleur ajustement - une avant l'ajout du zinc au bout de 3 minutes, et une après. Remarque : il n'y a pas de point de données au bout de 3 minutes. Au lieu de cela, nous extrapolons nos lignes jusqu'à ce point. Tu peux le voir ci-dessous :

Fg. 3- Points de données d'une expérience de calorimétrie reportés sur un graphique.

Pour trouver le changement de température de la réaction, nous mesurons la différence entre les deux lignes au point d'addition, c'est-à-dire au bout de 3 minutes.

Fig. 4- Points de données d'une expérience de calorimétrie reportés sur un graphique.

Nous pouvons maintenant substituer toutes ces valeurs dans l'équation :

$\mathrm{q}=\mathrm{mc}∆\mathrm{T}$

$\mathrm{q}=50\times 4.18\times 27=5643\mathrm{J}$

Cependant, ce n'est pas la réponse finale. Nous devons encore faire deux choses.

Premièrement, nous avons simplement calculé le changement d'enthalpie. La question demandait l'enthalpie de réaction, qui est donnée en kJ par mole. Nous devons déterminer combien de moles de zinc ont réagi et diviser le changement d'enthalpie calculé par ce nombre. Le zinc a un numéro atomique de 65,4, et nous en avons 2,00 grammes dans la question. Nous avons donc

$2÷65.4=0.0306\mathrm{mol}.5643÷0.0306=184.4\mathrm{kJ}{\mathrm{mol}}^{-1}$

Enfin, il s'agissait d'une réaction exothermique. Globalement, de l'énergie a été libérée. Par conséquent, la réponse finale doit être précédée d'un signe négatif : $-184.4\mathrm{kJ}{\mathrm{mol}}^{-1}$

Trouver l'enthalpie de neutralisation

La détermination de l'enthalpie de neutralisation fonctionne exactement de la même manière que celle de l'enthalpie de réaction. Tu combines tes deux réactifs, qu'il s'agisse de solutions ou d'un solide et d'une solution, et tu enregistres le changement de température pendant plusieurs minutes. Tu traces ensuite un graphique et tu extrapoles jusqu'au point d'addition afin de trouver une température maximale. Tu calcules ensuite le changement de température et l'enthalpie, comme décrit ci-dessus.

Calcul de l'enthalpie de combustion

Pour les réactions impliquant une combustion, nous pouvons calculer l'enthalpie de combustion en utilisant la calorimétrie. Pour ce faire, nous brûlons un combustible sous un bécher d'eau et mesurons le changement de température de l'eau. Voici comment procéder :

1. Mesure une masse connue d'eau froide dans une boîte en cuivre.
2. Suspends la boîte en cuivre au-dessus d'un brûleur à combustible à l'aide d'un support et d'une pince ou d'un trépied.
3. Mesure la température de l'eau et la masse du brûleur.
4. Allume le brûleur et laisse-le brûler jusqu'à ce que la température de l'eau ait augmenté d'environ 25 °C. Continue à mesurer la température car elle peut encore augmenter après l'extinction du combustible.
5. Mesure à nouveau la masse du brûleur et soustrais-la de sa masse de départ pour connaître le changement de masse du brûleur.

Trouver le changement d'enthalpie

Il est plus facile de trouver l'enthalpie de combustion que l'enthalpie de réaction. Tu peux facilement trouver le changement de température en soustrayant la température de départ de l'eau de la température maximale qu'elle atteint. À partir de là, il te suffit de substituer tes valeurs dans l'équation que nous avons utilisée précédemment, . Prenons un exemple.

Tout d'abord, nous devons calculer le changement d'enthalpie de la réaction. Ici, m = 150 et c = 4,18. Pour trouver ΔT, le changement de température, nous soustrayons la température de départ à la température finale. Ici, ΔT = 50 - 21 = 29 ℃ . En mettant toutes ces valeurs dans l'équation de l'enthalpie, on obtient ce qui suit :

$\mathrm{q}=\mathrm{mc}∆\mathrm{T}$

$\mathrm{q}=150\times 4.18\times 29=18183\mathrm{J}$

Cependant, l'enthalpie de combustion est mesurée en kilo joules par mole. Nous devons maintenant diviser la variation d'enthalpie par le nombre de moles d'éthanol brûlé. La masse relative de la formule de l'éthanol est de 46. Nous avons donc $0.5÷46=0.0109$ des moles d'éthanol. L'enthalpie de combustion de l'éthanol est donc de $18183÷0.0109=1668.2\mathrm{kJ}{\mathrm{mol}}^{-1}$ . Mais nous n'avons pas tout à fait terminé : une fois de plus, il s'agit d'un exemple de réaction exothermique et nous avons donc besoin d'un signe négatif devant la réponse. Notre réponse finale est $-1668.2\mathrm{kJ}{\mathrm{mol}}^{-1}$.

Limites de la calorimétrie

La calorimétrie peut être extrêmement frustrante. Tu peux suivre une méthode identique à celle de ton partenaire mais obtenir des résultats extrêmement différents. Cela est dû au fait que de nombreuses variables entrent en jeu pendant la calorimétrie et qu'il est impossible de toutes les contrôler avec précision. Par exemple :

• Il peut y avoir un transfert d'énergie vers ou depuis l'environnement, généralement sous la forme d'une perte de chaleur.
• Nous supposons toujours que la solution utilisée a la capacité thermique spécifique et la densité de l'eau pure, mais cela peut ne pas être le cas.
• La réaction pourrait être incomplète.
• Une partie de l'énergie thermique libérée pourrait chauffer l'appareil au lieu de la solution elle-même.
• Une partie du combustible pourrait s'évaporer.

Cependant, il existe des moyens de minimiser la variation des résultats. Il s'agit principalement de minimiser la perte de chaleur dans l'environnement. Voici quelques exemples :

• Lorsque tu mesures l'enthalpie de réaction, tu mets la solution qui réagit à l'intérieur d'un gobelet en polystyrène, qui est à son tour placé à l'intérieur d'un bécher. Cela permet d'isoler la solution.
• Lorsque tu mesures l'enthalpie de combustion, tu peux utiliser un pare vent pour protéger le brûleur de tout courant d'air. Tu dois également maintenir le bécher d'eau à une distance fixe au-dessus du brûleur, afin de rendre tes résultats plus reproductibles.
• Dans les deux cas, tu peux placer un couvercle sur le bécher ou le gobelet en polystyrène, afin d'améliorer l'isolation et de minimiser les pertes de chaleur.