Dissolution d`un solide ionique dans l`eau

E.T.S.L
Classe Prépa-BTS
Objectif :
- Déterminer l’enthalpie de dissolution du chlorure de calcium anhydre.
Principe de la calorimétrie :
1) Équation calorimétrique :
Qu’est ce que la calorimétrie ? C’est tout simplement la mesure des quantités de chaleur
échangées (on rappelle qu’une quantité de chaleur correspond à une énergie) entre les différents
constituants d’un système que l’on considérera comme fermé.
Si l’on se place dans le cas simple d’un système fermé à deux constituants S1 et S2.
Nous allons observer des échanges de chaleur entre ces deux corps entre l’instant initial (début de
la mesure) et l’instant final (fin de la mesure).
Le système étant isolé thermiquement (enceinte adiabatique), il n’y a pas de perte de chaleur vers
le milieu extérieur, donc la somme des quantités de chaleur gagnée par l’un ou l’autre des deux
corps sera égale à la somme des quantités de chaleur cédée par l’un ou l’autre des deux corps,
d’ou l’équation calorimétrique :
! Qcédée = ! Qgagnée
2) Les grandeurs calorimétriques :
- a - La capacité thermique C :
La capacité thermique C d’un corps est la quantité de chaleur qu’il faut fournir à ce corps pour
l’échauffer de 1 °C ou de 1 K.
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Si un corps reçoit la quantité de chaleur Q et s’échauffe de Δθ, on peut écrire :
Q = C.Δθ = C(θf - θi)
- b - La capacité thermique massique c :
Pour un corps thermique homogène, solide ou liquide, elle représente la quantité de chaleur, qu’il
faut fournir à l’unité de masse du corps pour augmenter sa température de 1 °C ou de 1 K.
Q = m.c.Δθ
Principe de la dissolution d’un cristal ionique dans l’eau :
1) La dissolution d’un cristal ionique dans l’eau :
Lorsque l’on met un cristal ionique dans l’eau, les molécules d’eau entourent les ions qui se
trouvent à la surface du solide. L’attraction cation-anion est ainsi fortement diminuée et, sous
l’action de l’agitation thermique, les ions se séparent : ils se dissocient. Les ions hydratés
s’éloignent ensuite du cristal, puis se dispersent parmi les molécules d’eau. Ce processus se
répète pour tous les ions du cristal au fur et à mesure de sa dissolution.
Schématiquement, la mise en solution fait intervenir trois phénomènes :
- La dissociation des ions du cristal conduisant progressivement à la destruction de l’édifice
cristallin ;
- L’hydratation des ions ;
- La dispersion des ions hydratés dans la solution.
La dissociation et la dispersion sont deux étapes endothermiques, par contre l’hydratation,
étape au cours de laquelle des liaisons se forment, est un phénomène exothermique.
Mais globalement la dissolution peut être endothermique ou exothermique.
2) L’enthalpie molaire de dissolution :
L’enthalpie molaire de dissolution d’un cristal ionique de formule MaXb à une température
donnée est, par définition, l’enthalpie molaire, à cette température, de la réaction d’équationbilan :
MaXb (cristal) → aMn+ (aq) + bXp- (aq)
On la notera Qdiss et elle sera exprimée en J.mol-1.
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Question théorique
- Écrire l’équation-bilan de la dissolution du chlorure de calcium anhydre dans l’eau.
- Expérimentation :
Matériel :
- Un calorimètre avec agitateur et couvercle.
- Un tube à essais.
- Un thermomètre.
- Une balance précise au gramme.
- Du chlorure de calcium anhydre.
Manipulation :
1) Expérience préliminaire :
- Remplir un tube à essais avec environ 5 mL d’eau et placer un thermomètre à l’intérieur.
- Dans le tube à essais, ajouter, avec précaution, une spatule de chlorure de calcium CaCl2.
- Décrire vos observations et conclure sur l’effet de dissolution du chlorure de calcium dans
l’eau.
2) Détermination de la chaleur de dissolution du chlorure de calcium anhydre :
- Installer le thermomètre et l’agitateur dans le calorimètre muni de son couvercle.
Mesurer la masse du calorimètre vide.
Noter cette valeur m1.
- Poser le calorimètre sur la paillasse.
- Vous verserez 200 mL d’eau distillée mesurée à l’éprouvette graduée dans le calorimètre en y
introduisant un thermomètre.
Mesurer la masse du système : (calorimètre + eau).
Noter cette valeur m2.
- Poser le calorimètre sur la paillasse.
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- Agiter régulièrement l’eau et noter sa température θ1.
Toutes les mesures de températures se réalisent au 1/10ème de degré celsius.
- Peser, avec précision 10 g de chlorure de calcium anhydre.
- Introduiser tout le chlorure de calcium ainsi pesé dans le calorimètre et agiter.
La température s’élève
- Après avoir vérifié que tout le chlorure de calcium est dissous, relever la température maximale
θ2 atteinte par le mélange.
- Vider le calorimètre et rincer tout le matériel (thermomètre, agitateur...)
- Sécher tout le matériel.
- Exploitation :
Regrouper vos mesures dans le tableau suivant :
m1 (g)
m2 (g)
m(CaCl2) (g)
θ1 (°C)
θ2 (°C)
Calculer en réécrivant les expressions littérales :
- La masse d’eau meau contenue dans le calorimètre en démontrant son expression littérale.
- La quantité de chaleur Q reçue par l’eau ( ceau = 4185 J.K-1.kg-1).
- La quantité de chaleur QC reçue par le calorimètre (C ≈ 130 J.K-1).
- La quantité de chaleur Q’ reçue par le cristal ionique
Nous admettrons que la capacité thermique de la solution finale peut être assimilée à celle de
l’eau pure.
En déduire la Chaleur reçue par le système Qreçue.
Regrouper vos résultats dans le tableau suivant :
m (g)
m(CaCl2) (g)
Q (kJ)
QC (kJ)
Q’ (kJ)
Qreçue (kJ)
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La chaleur dégagée par la dissolution du chlorure de calcium dissous, soit Qdiss(CaCl2), sert à
chauffer la solution et le calorimètre d’où :
Qdiss(CaCl2) = - Qreçue
- Calculer la chaleur de dissolution d’une mole de chlorure de calcium. Il faut pour cela calculer
au préalable le nombre de mole n de chlorure de calcium placé dans le calorimètre.
On donne : M(Ca) = 40,1 g.mol-1 et M(Cl) = 35,5 g.mol-1.
- Comparer le résultat obtenu avec la valeur donnée dans les tables.
Conclure.
Chaleur molaire de dissolution, Ddiss,
de quelques composés ioniques à 25 °C en kJ.mol-1
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