Les Tp STH-2 - E

Hamzioui Louanes
TP STH Première année
UNIVERSITE DE OUARGLA
‫جـــامعة قـــاصدي مربـــاح ورقلــــة‬
Faculté des hydrocarbures et des energies renouvlables et science de la terre et de l’univers
‫كلية المحروقات والطاقات المتجددة وعلوم األرض والكون‬
Ddépartement de production des hydrocarbures
‫قسم إنتاج المحروقات‬
Polycopie des TP de première année STH
H . L. 2013 /2014
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TP 1 : Loi du gaz parfait
Introduction :
Dans ce TP, nous nous proposons de vérifier les lois de Charles, Gay Lussac et Boyle
Mariotte, de déterminer la constante des gaz parfaits R et de calculer les coefficients
thermoélastiques. Nous analyserons également les différents facteurs expérimentaux pouvant
influencer nos manipulations.
II/ Etude théorique :
1. Principe :
Pour vérifier la relation des gaz parfait, il faudrait pour chaque loi choisir une expérience
permettant de faire varier l’une des trois variables d’états, à savoir le volume, la pression et la
température.
2. Le dispositif :
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3. Calculs préalables (exemple) :
 Relation sur la pression :
Pabsolue  Prelative  Patm
 Données initiales :
Le volume total occupé par le gaz est : Vgaz = Vbonbonne + Vinjecté
Vi = 650 + 50 mL
La pression atmosphérique du jour est : Patm = 0,984 bar = 98400 Pa
La température ambiante du jour : Ti = 26,1°C
Nous pouvons exprimer le nombre de mole en fonction de la masse volumique de l’air ρ, Vgaz
au départ et de la masse molaire de l’air Mair :
ninitial 
 air  Vgaz
M air
Nous déterminons ρ grâce au tableau disponible dans le fascicule de TP : ρ = 1,141 g.L-1
D’où
ninitial 
1,141 0,7
 0,02754mol
29
 Calcul des incertitudes :
D’après la précision des appareils de mesures à disposition, nous avons :
∆Patm = 1 mbar = 100 Pa
∆Prelative = 5 hPa = 500 Pa
Pabsolue = Prelative + Patm
donc
∆Pabsolue = ∆Prelative + ∆Patm
d’où
∆Pabsolue = 600 Pa
Nous avons également :
∆Vbonbonne = 1 mL
∆Vinjecté = 1 mL
Vgaz = Vbonbonne + Vinjecté
donc
∆Vgaz = ∆Vbonbonne + ∆Vinjecté
d’où
∆Vgaz = 2 mL
Exprimons l’incertitude absolue ∆(Pabsolue .Vgaz) :
∆(Pabsolue .Vgaz)= Pabsolue.∆Vgaz + Vgaz.∆Pabsolue
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Etude expérimentale:
1. Mode opératoire et résultats:
Pour vérifier la loi de Boyle Mariotte, on fixe la température T et on étudie P en fonction de
V.
Pour cela nous créons une pression ou une dépression, nous attendons que la température du
gaz revienne à sa valeur initiale puis nous notons sur la pression à l’intérieur de la bonbonne.
Calcul :
Remplir le tableau suivant :
V injecté
(ml)
V total
(m3)
Pr
(hPa)
Pa
(Pa)
R(J.K.mol-1)
1
(PV)
R
p = 1/P
(*10-6 Pa-1)
Pression
Dépression
2. Tracé de la courbe V = f(P)
3. Exploité les résultats :
 Vérifier la loi de Boyle Mariotte
 Déterminer R

Déterminer le coefficient de compressibilité isotherme T pour différentes valeurs
de P:

Mettre les résultats dans le tableau suivant :
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V injecté (ml)
Pa (Pa)
4.
Tracer toutes les courbes
5.
Interpréter les résultats
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8*10-9/V (*10-5)
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T = 1/P (*10 )
-5
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erreur (en %)
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TP 2 :
Détermination des chaleurs massiques (liquides et solides) par calorimétrie.
1. Généralité
Les réactions chimiques (système thermodynamique) s’effectuent soit avec dégagement ou
avec absorption de chaleur :
les premières s’appellent exothermiques, les secondes
endothermiques.
La quantité de chaleur dégagée (ou a absorbée) est appelée effet thermique d’une réaction.
S’il s’agit d’une chaleur dégagée, par convention c’est une chaleur de valeur négative, par
contre s’il s’agit d’une chaleur absorbée c’est une chaleur de valeur positive.
Nous allons préciser davantage la notion de chaleur.
Si un corps chaud, de température T1, est en contact avec un corps froid, de température T2,
on obtient à l’équilibre thermique une température T des deux corps tel que : T2 < T < T1.
On déduit qu’il y a un transfert de chaleur du corps chaud vers le corps froid.
Mélangeons une masse m1 (en gramme) d’un liquide, à une température T1, à une autre masse
m2 de ce liquide à une température T2. Si la température à l’équilibre est T, on aura :
m1 (T1 – T) = m2 (T – T2)
La quantité de chaleur échangée est proportionnelle à la masse et à la variation de
température.
Cette relation ne s’applique pas si on mélange deux liquides différents : la nature de liquide
intervient. Il existe donc un coefficient c caractéristique de la substance et qui influe sur la
chaleur échangée.
2. But : Le but de la manipulation est la détermination des chaleurs massiques (ou molaires)
ainsi que les capacités calorifiques à pression constante des solides et des liquides.
3.
Principe : Le principe est basé sur le transfert de chaleur d’un corps chaude vers un autre
corps froid dans calorimétrie adiabatique à pression atmosphérique :
m CP (Tf – Ti) pour caque corps.
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ΣQ = 0 avec : Q =
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4. Mode opératoire :
Détermination de chaleur massique du calorimètre est ces accessoires :
1/ On pèse les accessoires du calorimètre : (le vase Dewar vide avec agitateur et le
couvercle) on note leur masse mD.
2/ On met une quantité d’eau dans le vase Dewar puis on pèse l’ensemble, soit mT, (mT =
mD + m(H2O) f). On mesure à l’aide d’un thermomètre la température de l’ensemble :
(Accessoire + eau froide) soit : T0.
3/ On porte à l’ébullition / ou à une température T1 > T0 une autre quantité d’eau m(H2O) C,
on verse la quantité d’eau m(H2O) C dans le calorimètre puis on agite jusqu’à atteindre la
température d’équilibre : Tf Tf.
4/ Calculs : ΣQ = 0, [mD(CP)D + m(H2O)f (CP)H2O]( Tf – T0) + m(H2O)c (CP)H2O]( Tf – T0)
=0
La chaleur massique du calorimètre (CP)D en (Cal / g. deg) est trouvée en prenant : la
chaleur massique de l’eau liquide égale à : 1 Cal / g. deg !!!
Remarque : garder l’eau dans le calorimètre pour l’expérience B.
A- Détermination de chaleur massique d’un solide quelconque:
1/ Dans un Bécher contenant de l’eau on immerge un solide (S) préalablement pesé de
masse mS, puis en chauffe l’ensemble jusqu’à la température T2.
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2/ On mesure la température de l’eau dans le calorimètre précédent (expérience A) et qui
pourra être différente de Tf, soit T3.
3/ On plonge le solide (S) dans le calorimètre précédent (sans verser l’eau qui s’y trouve)
puis on agite jusqu’à la température d’équilibre : T’f.
4/ Calculs :
ΣQ = 0, [mD(CP)D +
m(H2O)f (CP)H2O + m(H2O)c (CP)H2O]( T’ f – T3) + mS
(CP)S ( T’ f – T2) = 0
(CP)S est calculée en prenant toujours : la chaleur massique de l’eau liquide égale à : 1 Cal
/ g. deg.
Remarque :
1- Le solide utilisé ne doit pas ni réagir ni être dissous dans l’eau.
2- Si l’on connaît la formule chimique du corps solide (S) on trouve sa chaleur molaire à
pression constante en : Cal / mol. deg.
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TP 3 + 4: Chaleur de dissolution + enthalpie de dissolution
* Le titre de notre manipulation c’est « chaleur de dissolution-Enthapie de dissolution ».
Et dans notre expérience nous avons étudié la dissolution de l’acide sulfurique H2SO4.
I.
But de la manipulation :
Notre travail c’est de déterminer la chaleur de dissolution (∆Hd) de l’acide sulfurique
(H2SO4).
II. Le principe de la manipulation :
Pour chercher la chaleur de dissolution de l’acide sulfurique ; nous avons basé sur le principe
de conservation de l’énergie
Q
i
0
appliqué aux systèmes isolés thermiquement.
III. Partie théorique
 Définition de l’acide sulfurique :
L'acide sulfurique (anciennement appelé huile de vitriol ou vitriol) est un composé
chimique toxique, de formule H2SO4 ; sa masse molaire est égale a 98,08 g/mole.
C'est un acide minéral fort (au contraire des acides organiques). Il peut se mélanger avec l'eau
en toute proportion.
L'acide sulfurique constitue aujourd'hui dans le domaine industriel il est le plus important du
point de vue des quantités produites et de la diversité de ses utilisations.
 Définition de chaleur :
la quantité de chaleur (ou transfert thermique), en général notée Q, est un échange d’énergie
non accompagné de mouvement macroscopique. « Q » s’exprime donc en joules (J).
Que vaut la chaleur cédée ou captée par un corps ? Elle dépend

de la masse du corps (m [kg])

de la variation de température (∆T [°C]) (refroidissement ou échauffement) du corps

de la nature du corps ou de sa capacité calorifique c ([joule.kg-1.°C-1] )

Ce qui correspond à Q = m.c. ∆T
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en joules
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 L’enthalpie :
L’enthalpie est une fonction d’état (c’est à dire qui s’exprime en fonction des variables
macroscopiques caractérisant un état d’équilibre d’un système thermodynamique)
 Qu’est-ce que l’enthalpie de réaction :
Lors d'une transformation au sens large, des liaisons se défont pour donner lieu à la formation
de nouvelles. De telles modifications s'accompagnent de phénomènes énergétiques
principalement sous forme d'échanges de chaleur caractérisés par la variation d'enthalpie (∆H)
au
cours
de
la
réaction.
On distingue les réactions

exothermique ou libérant de la chaleur (∆H<0)

endothermique ou absorbant de la chaleur (∆H>0)

athermique sans échanges de chaleur (∆H=0)
 définition de la chaleur de dissolution :
La variation d’enthalpie qui accompagne la formation d’une solution tout particulièrement
quand elle est diluée.
L’enthalpie de dissolution c’est l’inverse de l’enthalpie de formation
Pour une transformation effectuée à pression constante, la variation de l’enthalpie est égale à
la quantité de chaleur échangée avec le milieu extérieur.
 L’équilibre thermique :
Soit l’objet A qui semble froid et l’objet B qui semble chaud si nous les plaçons en contact,
après un temps suffisant, ils donneront la même sensation. Nous dirons alors qu’ils sont à la
même température, ou qu’ils sont en équilibre thermique. Donc l’état d’équilibre c’est l’état
qu’une réaction chimique atteint lorsque la variation d’énergie libre du système est égale à
zéro.
 L’énergie de liaison:
Soit AB un corps diatomique, l’énergie de la liaison AB est l’énergie qu’il faut fournir a une
mole de molécules, prises a l’état gazeux, pour les dissocier en leurs atomes constitutifs à
l’état gazeux, à une température donnée. Elle est la même quantité d’énergie libérée lorsque
de telles particules s’associent pour former un noyau.
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
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Dissolution de l’acide sulfurique :
La réaction d'hydratation de l'acide sulfurique dégage une quantité de chaleur importante : elle
peut même conduire à faire bouillir l'eau ajoutée à l'acide sulfurique concentré. Au cours de
la réaction les quantités d’acide peuvent être projetées hors du récipient, c’est pourquoi on
doit toujours verser lentement l’acide dans l’eau et jamais l’inverse.
IV. Partie expérimentale :
I. Montage :
 matériels :
– bain marie
- Calorimètre
– thermomètre
– balance
– éprouvette graduée
– erlenmayer
–tube à essai
 Produit :
– eau.
-Acide sulfurique
 Protocole de l’expérience :
Ce travail s’effectué en deux étapes
 1ere étape : détermination de la valeur en eau du calorimètre :
Prenons en premier lieu 80 ml d’eau à l’aide de l’éprouvette graduée, et le mettre dans le
calorimètre, puis on mesure sa température avec le thermomètre (T1) – C’est la
température initiale de l’eau et du calorimètre. Nous prenons ensuite 80 ml d’eau à l’aide de
l’éprouvette graduée et le mettre dans un erlenmayer. Nous chauffons ainsi l’erlen a l’aide
d’un bain marie et on mesure ensuite la température de l’eau chaude (T2), nous versons
cette dernière dans le calorimètre et on attend un moment avent de mesurer la température
d’équilibre (Teq).
 2éme étape : détermination de la chaleur de dissolution de l’acide
Nous mesurons la masse de tube à essai vide avec son bouchon ; c’est la masse (m’1),
ensuite on prend un volume d’acide sulfurique concentrés (H2SO4) à l’aide d’une éprouvette
graduée et on le met dans le tube à essai fermer avec son bouchon .nous mesurons ainsi la
masse (m’2) du tube à essai en utilisant la balance. Nous versons le contenu du tube dans le
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calorimètre, on attendant quelques minutes jusqu'à l’équilibre et nous mesurons la
température T’eq d’équilibre de l’acide sulfurique et l’eau et le calorimètre.
II. Calculs:
 calculer la masse (m) de l’acide dissoute dans l’eau en gramme
 Calculer la chaleur de dissolution ( ∆ Hd ) H2SO4
 chaleur de dissolution
 L’énergie de Liaison
 Compiler le Tableau suivant et conclure :
la masse gr
T °C
le calorimètre
l’eau froide
l’eau chaude
mélange de l’eau
dans le calorimètre
l’acide dissous dans
l’eau
l’énergie de liaison
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les calcules
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TP 5 : Pompe à chaleur
Le principe de la pompe à chaleur est ancien (Thomson 1852), mais il a fallu attendre 1927
pour voir de première pompe à chaleur fonctionner en Ecosse. Le début de la
commercialisation aux Etats-Unis date des années 1950. L’utilisation de pompes à chaleur en
France comme moyen de chauffage domestique a démarré dans les années 1970 à la suite du
premier choc pétrolier : le grand public découvre une machine miraculeuse qui restitue plus
d’énergie qu’elle n’en consomme …..
La pompe à chaleur est un système thermodynamique comprenant 2 sources de chaleur
(chaude et froide) entre lesquelles un fluide caloporteur, le R134a, subit un cycle de
transformations, provoquant un transfert de chaleur entre les 2 sources.
Mise en marche
Dès le début de la séance de Travaux Pratiques :
• Ouvrir le robinet d’eau et régler les 2 débitmètres à 1 litre par minute.
• Mettre sous tension le compresseur.
Le temps de mise à l’équilibre est de l’ordre de 10 minutes.
But de la manipulation
• Identification de tous les composants de la machine
• Etude du COefficient de Performance : COP
• Tracé des diagrammes de Clapeyron et de Mollier.
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Etude d’un cycle frigorifique avec pompe à chaleur
a) Diagramme de Clapeyron (p, V)
Sur ce diagramme :
• Tracer la courbe de saturation du fluide (voir TP Isothermes d’un corps pur)
• Tracer 2 droites horizontales représentant la basse pression (BP) et la haute pression (HP)
• Placer les points suivants :
o fluide à l’entrée du compresseur (gaz)
o fluide à la sortie du compresseur (gaz)
o fluide à la sortie du condenseur (liquide)
o fluide à la sortie du détendeur (liquide + gaz)
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b) Diagramme de Mollier (h, p) (fourni lors de la séance de Travaux Pratiques)
Sur le diagramme de Mollier donné à la dernière page du polycopié du TP, tracer les 2 cycles.
• Tracer 2 horizontales correspondant à la basse pression (BP) et à la haute pression (HP).
• Noter ensuite les températures.
• Tracer le cycle.
• Relever les enthalpies massiques h du fluide aux 4 points.
• Relever la fraction massique x de vapeur formée au cours de la détente isenthalpique.
• Théoriquement, la compression est isentropique. Placer le point 3’ sur le diagramme.
m fluide est la masse de fluide frigorigène circulant dans le circuit en 1 seconde.
mfluide = masse volumique du fluide* débit du fluide par unité de temps
• masse volumique du R134a liquide : ρ = 1 206 kg.m-3
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c) Coefficient de Performance théorique déterminé à partir du diagramme de Mollier
Le coefficient de performance de la pompe à chaleur qui convertit en chaleur toute l'énergie
apportée par le compresseur, si l'échange thermique entre le fluide et le circuit d’eau est
parfait, est donnée par :
• Comparer le COPRéel et le COPthéorique. Pourquoi observe-t-on une différence ?
d) Echangeur - Etude à partir du diagramme de Mollier
La quantité de chaleur apportée par le fluide frigorigène au circuit d’eau chaude dans le
condenseur est :
Qcfluide = mfluide (h3 – h4)
mfluide étant la masse de fluide frigorigène circulant dans le circuit en 1 seconde.
Comparer Qcfluide et Qceau
• En déduire le rendement de l’échangeur :
• Faire un calcul similaire au niveau de l’évaporateur.
e) Evolution de la température du fluide et de celle de l’eau dans le condenseur et dans
l’évaporateur
Tracer les courbes : T = f(surface d’échange) (comme à la page 83)
Noter : - la désurchauffe du gaz dans le condenseur
- le sous refroidissement du liquide
- la surchauffe du gaz dans l’évaporateur
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f) Rendement du compresseur
résultats :
• Commenter les résultats.
• Comparer les 3 expériences.
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