TP Chimie : Thermodynamique - Calorimétrie

Agrégation de physique : Option chimie
2024/2025/CPA1 Marrakech- Safi
Pr. H.Elmoudnia Travaux pratiques de chimie
1 1
TP 18 : Détermination de grandeurs thermodynamiques de réaction
I. But :
- Détermination de la capacité thermique d’un calorimètre.
- Détermination de la chaleur de la réaction de neutralisation d’acide chlorhydrique par l’hydroxyde de
sodium.
II. Généralités :
- Les mesures calorimétriques permettent de déterminer les chaleurs spécifiques, les chaleurs latentes
et les pouvoirs calorifiques. Les principes qui régissent la calorimétrie sont en fait déduits du premier
principe de la thermodynamique : principe de légalité des échanges de chaleur, quand un système
échange de la chaleur avec un autre, et rien que la chaleur, la quantité de chaleur gagnée (Q1 > 0) par
l’un est égale à la quantité de chaleur perdue par l’autre (Q2 < 0) :
Q1 + Q2 = 0
- Lors d’une réaction exothermique en solution aqueuse, par exemple, la chaleur produite est
transférée à l’eau (le solvant) ; l’augmentation de la température qui en résulte est lue sur le
thermomètre plongeant dans cette eau.
- Connaissant la quantité d’eau présente, sa capacité calorifique et la variation de la température,
l’énergie dégagée au cours de la réaction peut être calculée ; des corrections doivent être apportées
pour tenir compte des pertes d’énergie. En pratique, la quantité de chaleur dégagée par une réaction
entre un acide fort et une base forte ou bien entre un acide faible et une base forte est mesurée à l’aide
d’un dispositif calorimétrique composé d’un calorimètre (vase Dewar) et d’un thermomètre. Le vase
est fermé par un bouchon constitué d’une matière isolante afin de limiter les échanges avec le milieu
extérieur. Le vase Dewar est constitué d’un double couche de verre argenté séparé par du vide, il
permet d’isoler la solution du milieu extérieur.
III. Etalonnage du calorimètre :
III.1 Principe :

Agrégation de physique : Option chimie
2024/2025/CPA1 Marrakech- Safi
Pr. H.Elmoudnia Travaux pratiques de chimie
2 2
- La première étape d’une expérience de calorimétrie est l’étalonnage du calorimètre utilisé car aucun
appareil n’est idéal. Un calorimètre idéal est une enceint parfaitement conductrice de la chaleur (en
cuivre ou en aluminium épais par exemple) qui est thermiquement isolée du milieu extérieur ;
cependant il existe toujours un échange de chaleur entre le système chimique étudié et le calorimètre.
- La quantité de chaleur reçue (ou perdue) par le calorimètre est donné par la relation suivante :
Q = K ∆T
Où K est la capacité calorifique du calorimètre.
- Il est possible expérimentalement de déterminer cette capacité calorifique en effectuant, par exemple,
un mélange d’eau chaude et d’eau froide dans le calorimètre. Le système étant considéré isolé, il y a
conservation de l’énergie et l’échange thermique n’intervient qu’entre l’eau chaude, l’eau froide et le
calorimètre. Ceci se traduit par l’équation suivante :
fr ch calori
+ H + H = 0HH    
- Où ∆H est la variation d’enthalpie du mélange,
fr
H
et
ch
H
les variations d’enthalpie
respectivement de l’eau froide et de l’eau chaude et
calori
H
la variation d’enthalpie du calorimètre.
fr fr eau f i
,
ch ch eau f i
-1 -1
eau
C (T - T )
C (T - T )
C = 4,18 J.g K
Hm
Hm
- Ce qui conduit :
,
fr eau f i ch eau f i f i
[ C (T - T) + C (T - T )]/(T - T)K m m
III-2 Manipulation :
Matériel
Produits
- Calorimètre et ses accessoires
- Thermomètre
- Plaque chauffante - Balance
- 2 Béchers 500 mL
- Eau
a/ Mode opératoire :
- Chauffer environ 100 mL d’eau dans un bécher à une température d’environ 60°C.
- Peser le calorimètre vide sur une balance analytique.
-Verser une quantité d’eau chaude suffisante pour remplir au tiers le calorimètre.
- Peser à nouveau le calorimètre pour déterminer la masse d’eau chaude introduite.
- Prendre la température Tch de l’eau chaude en laissant se stabiliser la température à 3 reprises avec un
intervalle de 30 secondes entre chaque mesure.
-Verser dans un bécher une masse d’eau froide proche de celle de l’eau chaude. Prendre la température
Tfr de l’eau froide comme pour l’eau chaude.

Agrégation de physique : Option chimie
2024/2025/CPA1 Marrakech- Safi
Pr. H.Elmoudnia Travaux pratiques de chimie
3 3
-Verser rapidement l’eau froide dans le calorimètre et prendre la température Tmélange du mélange
comme pour l’eau chaude.
- Peser ensuite le calorimètre pour déterminer la masse exacte d’eau froide qui a été versée.
Réaliser cette expérience 3 fois de suite.
b/ Exploitation des résultats :
1/ Remplir un tableau comportant l’ensemble des valeurs mesurées pour les 3 expériences.
2/ Calculer la capacité calorifique K du calorimètre pour ces 3 expériences.
3/ Etablir la valeur moyenne sur la valeur de la capacité calorifique K.
IV. Chaleur de neutralisation (Application aux solutions d’acides et de bases) :
IV-1 Principe :
- Hess a montré expérimentalement que lorsqu’une solution diluée d’un acide fort est neutralisée par
une solution diluée d’une base forte, la chaleur de neutralisation par molécule d’eau formée est
essentiellement constante et indépendante de la nature de l’acide et de la base.
- La constante de cette valeur s’explique par le fait que les bases et les acides forts sont complètement
dissociés en solution.
- Par conséquent, le dégagement de chaleur ne provient que d’une seule réaction : la combinaison d’un
ion hydronium (
+
3
HO
) avec un ion hydroxyde (
-
OH
) pour former une mole d’eau.
+22
H + H O H O
-1
H = -56,84 Kj.mol à 25°C
- A l’issue de cette expérience, nous allons déterminer la chaleur de neutralisation d’une solution de
HCl par une solution de NaOH. La réaction chimique de neutralisation entraîne une augmentation de
température que nous allons mesurer.
- La chaleur de neutralisation provenant de l’échange thermique entre les différentes composantes du
système peut s’écrire selon l’équation suivante :
NaOH
HCl calori
H + H + H
neutralisation
H    
- En supposant que la capacité calorifique d’une solution de HCl et celle d’une solution de NaOH
soient égale à celle de l’eau, on peut écrire :
NaOH
HCl HCl
H . ( )
H . ( )
mélange HCl
NaOH mélange NaOH
m C T T
m C T T
On utilise la valeur de K déterminé par l’étalonnage de calorimètre :
calorim
HKT   

Agrégation de physique : Option chimie
2024/2025/CPA1 Marrakech- Safi
Pr. H.Elmoudnia Travaux pratiques de chimie
4 4
D’où :
HCl. ( ) . ( )
neutralisation mélange HCl NaOH mélange NaOH
H m C T T m C T T K T       
IV-1 Manipulation :
a/ Matériel et produits :
Matériel
Produits
- Calorimètre et ses accessoires
- Thermomètre
- 2 Béchers 150 mL
- Solution d’acide chlorhydrique 1 mol.L-1
- Solution d’hydroxide de sodium 1 mol.L-1
b/ Mode opératoire :
- Prélever environ 150 mL d’une solution de HCl (1 mol.L-1) avec un bécher et mesurer la température
(THCl).
-Verser cette solution dans le calorimètre.
- Peser le calorimètre pour déterminer la masse de HCl.
- Prélever environ 150 mL d’une solution de NaOH (1 mol.L-1) avec un bécher et mesurer la
température (TNaOH).
- Verser cette solution dans le calorimètre et mesurer la température du mélange (
(NaOH+HCl)
T
).
- Peser le calorimètre pour déterminer la masse de la solution de NaOH.
c/ Exploitation des résultats :
1/ Remplir un tableau comportant l’ensemble des valeurs mesurées.
T (HCl)
m (HCl)
T (NaOH)
m (NaOH)
T (mélange)
2/ Calculer la chaleur de neutralisation ∆Hneutralisation d’un acide fort par une base forte
(
-1 -1
eau
Cp = 4,18 J.Kg .K
).
3/ Comparer la valeur de ∆Hneutralisation que vous avez mesuré avant la valeur théorique.

Agrégation de physique : Option chimie
2024/2025/CPA1 Marrakech- Safi
Pr. H.Elmoudnia Travaux pratiques de chimie
5 5
V. Détermination l’enthalpie d’une réaction d’oxydoréduction :
V-1 Manipulation :
a/ Matériel et produits :
Matériel
Produits
- Calorimètre et ses accessoires
- Thermomètre
- 2 Béchers 150 mL – Fiole jaugée 150 mL
- Solution de sulfate de cuivre 0.1M (100 mL)
- Le zinc poudre 2,610 g
b/ Mode opératoire :
- Placer 100 mL (pipette jaugée) de solution à 0,100 M de sulfate de cuivre dans le calorimètre et
mesurer la température jusqu’à ce qu’elle soit stabilisée. Noter cette température Ti.
- Introduire une masse de 2,610 g de zinc (en excès).
- Agiter et relever la température jusqu’à ce qu’elle soit stabilisée. Noter cette température finale Tf.
- Déterminer l’enthalpie de cette réaction.
Données :
Les capacités molaires thermiques sous pression constante des solides (22,4 et 25,4 J.K-1.mol-1 pour le
cuivre et le zinc, respectivement).