Détermination d’une enthalpie de réaction

...

ΔrH = - ρ*(Vi + Ve)*Cp*ΔT/([NaOH]*Ve) =

= -1 * (100 + 4) * 4,184 * (16,83 – 16,20) / (0.001*4) = 68 533,92 J.mol-1

B – Dosage d’un polyacide faible (H3PO4) par une base forte (NaON).

L’équation de la réaction de dosage : H3PO4 + OH- → H2PO4- + H2O

montre, qu’à l’équivalence, la quantité de matière d’ions OH– ajoutés est égale à la quantité de matière d’acide initial.

Les réactions H2PO4- + OH- → HPO42- + H2O et HPO42- + OH- → PO43- + H2O sont négligeables pour le dosage car les pKa de ces réactions sont très faibles. On écrit :

N acide initial = N soude ajoutée à l'équivalence E

Ca * Va = Cb * VbE

Pour ce fait, on a dosé la solution d’un acide faible par une solution titrée d’hydroxyde de soude en fixant le changement de la température et de pH. L’augmentation de la température doit s’arrêter après le point d’équivalence.

- Préparation des solutions à doser :

La concentration de CH3COOH est inconnue. [NaOH] = 3 M.

Dans le calorimètre on place 90 mL d’eau déminéralisée et 10 mL de solution d’acide orthophosphorique (concentration à déterminer).

- Les valeurs mesurées de température T (°C) en fonction du volume de solution titrante ajoutée (VNaOH, mL) :

[pic 4]

- Les graphes

[pic 5]

- Détermination de l’équivalence.

En s’appuyant sur le graphe on peut déduire que Ve1 = 3,5 ml, Ve2 = 6,7 ml et Ve3 (en théorie) = 3* Ve1 = 10.5 ml. Egalement, par la même façon on peut déterminer les pH et T °C dans les points de virage. Tous ces valeurs sont assemblées dans le tableau synthétique du paragraphe #6.

- Calcul de la Normalité et la Molarité de la solution d’acide acétique.

Dans le cas d’une solution acide, la Normalité de cette solution représente le nombre de moles d’équivalents H+, contenus dans un litre de solution. La Normalité, c'est la concentration en espèces qui réagissent. Dans une réaction acide-base c'est les H+. Normalité = concentration en H+. [H+] = avec Ka = Ka1 de H3PO4, qui est égale à 7,52·10-3 M.[pic 6]

En appliquant la formule Ca * Va = Cb * VbE on a obtenu :

[AH] = Ca = (Cb * VbE ) / Va = (3 M * 3,5 mL) / 100 mL = 0,105 M

Or la solution à disposition est diluée au 1 : 10. Donc la concentration de la solution mère égale 1,05 M = la Molarité de la solution.

Maintenant on a toutes les données pour calculer la Normalité.

La Normalité = [H+] = = 8,89·10-2 M.[pic 7]

- Calcul de l’enthalpie molaire ∆rH.

La capacité calorifique massique à pression constante : Cp = 4,184 J.g-1 .K-1

La masse volumique : ρ = 1 g.mL-1.

La quantité de chaleur libérée lors de cette réaction exothermique est donc Q avec Q = - m*Cp*ΔT où « m » est la masse de solution contenue dans le calorimètre à un instant t donné.

Or, les solutions aqueuses sont faiblement concentrées, donc : m = ρ*V, avec V étant le volume total de solution à l’instant t considéré. A l’équivalence, point où se détermine la chaleur de réaction, V = Vi + Ve, avec : Vi = volume initial de solution, et Ve = volume de soude ajouté à l’équivalence.

A l’équivalence : Q = - ρ * (Vi + Ve) * Cp * ΔT, soit la quantité de chaleur libérée lors du dosage de l’acide par de n moles de base, la chaleur molaire de cette réaction est donc ΔrH telle que : ΔrH = Q/n, avec : n est le nombre de moles de soude ajoutée à l’équivalence, soit : n = [NaOH]*Ve. L’expression de la chaleur molaire de réaction devient donc :

ΔrH = - ρ*(Vi + Ve)*Cp*ΔT/n(NaOH)

[pic 8]

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TP 2 - Mise en évidence de la différence de solubilité d’un composé avec la Température : Evaluation d’une enthalpie de dissolution

La solubilité est la capacité d'une substance chimique à se dissoudre dans un solvant. Elle dépend fondamentalement des propriétés physiques et chimiques du soluté et du solvant, ainsi que de la température, de la pression et du pH de la solution.

La mesure de la solubilité d'une substance dans un solvant spécifique est mesurée en tant que concentration de saturation, où l'addition de plus de soluté n'augmente pas la concentration de la solution et commence à précipiter la quantité excédentaire de soluté. C'est-à-dire que la solubilité d’une espèce chimique ne peut être quantifiable qu’à partir d’une solution saturée en cette substance.

Le but de ce TP consiste à mettre en évidence que la solubilité de l’acide oxalique sous sa forme dihydratée, dépend de la température.

Pour ce fait, on a dosé quatre solutions saturées en acide oxalique, prélevée à différentes températures, par une solution titrée d’hydroxyde de soude en présence de quelques gouttes de phénolphtaléine.

- Préparation des solutions à doser :

Une première équipe a préparé la solution mère d’acide oxalique en dissolvant 100g de poudre dans 250 ml de H2O tout en chauffant et agitant (on appelle cette solution saturée S1)

Erlenmeyer 1 (E1) : 75 ml S1 dans 175ml de H2O → S’1

Erlenmeyer 2 (E2) : 75 ml S1 dans 125ml de H2O → S’2

Erlenmeyer 3 et 4 (E3 et E4) : 100 ml S1 dans chaque → S’3 et S’4

- Mise en température :

E1 → bain à 45°c

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