Montage de chimie n°12 Montage n°12 Expériences portant sur la détermination de valeurs de grandeurs thermodynamiques caractéristiques de réactions chimiques A - Plan du montage I - Constante d’acido-basicité de l’acide acétique (dosage) * [] Par la méthode de Gran II - Potentiel et température [ *] Etude d’une pile bouton dite à oxyde d’argent. III - Enthalpie de dissolution d’un sel: le nitrate d’ammonium. * [] Mesure calorimétrique. * Cette expérience est issue du fascicule de TP de P. Lalanne 1 Montage de chimie n°12 B - Matériel et produits a/ Matériel Pissette d’eau distillée 1 ordinateur avec Evénement et Régressi 1 pompe périlstatique 3 béchers 100 mL 40 mm 1 pipette jaugée 10 mL 1 fiole jaugée 100 mL pH-mètre (Général) (I) (I) (I) (I) (I) (I) 1 bain Marie cristallisoir 1 voltmètre électronique 1 ensemble de d’étude de la pile considérée 1 autre pile de même type 1 thermomètre numérique (II) (II) (II) (II) (II) 1 vase Dewar+ bouchon en aluminium 1 balance 1 éprouvette 200 mL 1 coupelle 1 agitateur (III) (III) (III) (III) (III) (III) b/ Produits Solution étalon pH 4 et 7 -1 Solutions 10 M de: acide acétique soude non carbonatée (I) (I) Nitrate d’ammonium (anhydre, solide) (III) 2 Montage de chimie n°12 C - Commentaires Introduction L’étude des réactions chimiques conduit à la définition de deux aspects complémentaires: l’aspect cinétique (traitant de la vitesse) et l’aspect thermodynamique (est-ce que la réaction est posible?). La thermodynamique, que nous illustrerons ici, conduit à la définitions de grandeurs caractéristiques bien définies, que nous nous proposons de déterminer. I - Constante d’acido-basicité de l’acide acétique + La réaction envisagée est: AcOH + H2O = AcO + H3O . On se propose de déterminer le pKa de cette réaction (qui revient à la détermination de -2 l’enthalpie libre molaire de réaction), par un dosage de l’acide par la soude (à 10 M). La méthode de Gran fournit le Ka par une régression linéaire: 10-pH .Vb = Ka .Vb + constante II - Potentiel et température On va étudier l’évolution de la f.e.m. d’une pile bouton en fonction de la température. Ceci permettra d’en déduire l’enthalpie libre, l’entropie et l’enthalpie de la réaction. (cf fascicule de P. Lalanne) On compare avec la théorie. III - Enthalpie d’une dissolution d’un sel. On réalise tout simplement la mesure calorimétrique rapide de la dissolution de 0,1 mol de nitrate d’ammonium dans 200 mL d’eau. La presion étant constante et la réaction totale, la chaleur de réaction est égale à l’enthalpie de réaction. On détermine la valeur en eau du calorimètre en prenant 100mL+100mL d’eau (à 45°C et à l’ambiante[calorimètre]) . On note la température de l’eau avant introduction du solide en poudre, on .introduit, on agite et on note la température minimale atteinte. Vu le signe de l’enthalpie, on peut parler d’applications à l’apéritif. Conclusion générale Nous avons présenté quelques méthodes de détermination des grandeurs thermodynamiques. On peut dire que ce type d’expérience est très important; il a en effet permis d’élaborer les tables de référence que l’on utilise tous, qui servent à prévoir si une réaction est possible ou pas, et ainsi d’éviter à une entreprise de dépenser un budget colossal pour tenter de réaliser une réaction impossible... D - Bibliographie Fiches de TP de P. Lalanne. 3