De la même façon, en chimie, nous pouvons mesurer les changements de température ou de chaleur pour mieux comprendre les réactions qui se produisent autour de nous. Comme les changements de chaleur peuvent en dire long aux scientifiques sur un élément et ses caractéristiques, ils nous aident à comprendre le monde qui nous entoure.
Tout d'abord, nous verrons ce qu'est la calorimétrie à pression constante.
Ensuite, nous examinerons l'équation et son importance.
Ensuite, nous lirons quelques exemples de calorimétrie à pression constante.
Enfin, nous comparerons la calorimétrie à pression constante et la calorimétrie à volume constant.
Définition de la calorimétrie à pression constante
Commençons par examiner la définition de la calorimétrie.
Lacalorimétrie est la technique utilisée pour mesurer la quantité de chaleur transférée vers ou depuis une substance lors d'une réaction chimique.
Pour ce faire, nous utilisons un calorimètre, qui est un appareil calibré et isolé.
La température mesurée par le calorimètre est utilisée pour déterminer la quantité de chaleur transférée à ou depuis une substance lors d'une réaction chimique.
Les choses importantes à savoir pour comprendre le fonctionnement d'un calorimètre sont les suivantes :
Ce que sont un système et un environnement.
Unsystème est une substance qui subit le changement causé par une réaction chimique.
En revanche, l'environnement est constitué de tous les autres composants autour du système, ce qui inclut le calorimètre lui-même.
Lorsqu'une réaction exothermique se produit dans un calorimètre, la chaleur créée (Q) est transférée du système à son environnement, ce qui rend Q négatif.
Lorsqu'une réaction endothermique se produit dans un calorimètre, la chaleur créée (Q) est transférée de l'environnement au système, ce qui rend Q positif.
Uneréaction exothermique se produit lorsque de l'énergie est libérée dans l'environnement, car les liaisons établies sont plus fortes que celles qui sont rompues lors d'une réaction chimique.
En comparaison, une réaction endothermique signifie que l'énergie est absorbée par l'environnement, car les liaisons qui sont brisées sont plus fortes que celles qui sont créées lors d'une réaction chimique. Le système absorbe l'énergie de l'environnement pour rompre les liaisons les plus fortes.
Formule de calorimétrie à pression constante
En calorimétrie, nous supposons que l'énergie libérée et absorbée par l'environnement est la même que l'énergie libérée et absorbée par le système.
Par exemple, si nous voulons déterminer le changement de chaleur (enthalpie) ou la chaleur de fusion de la glace qui fond dans le calorimètre, nous pouvons supposer que l'énergie absorbée par la glace en fondant est égale à l'énergie en valeur mais opposée en signe à l'énergie libérée par l'eau à l'intérieur du calorimètre à pression constante (1 atm). Reporte-toi à la figure 1, ci-dessous :
Qice = -Qsurroundings
Une autre façon plus facile d'y penser est de dire que tu as une barre de chocolat et que tu la donnes à ton frère ou à ta sœur qui pleure. Tu as libéré ou perdu ta barre de chocolat au profit de ton petit frère ou de ta petite sœur qui a gagné ou absorbé ta barre de chocolat. Dans ce cas, tu es l'environnement et la barre de chocolat est l'énergie de l'environnement transférée au système, qui est ton jeune frère ou ta jeune sœur.
En donnant ta tablette de chocolat à ton frère ou ta sœur, tu as effectué un échange égal d'énergie avec des signes opposés (puisque tu as perdu la tablette de chocolat alors que ton frère ou ta sœur l'a gagnée simultanément).
Qbarre de chocolat du frère ou de la sœur =-Qbarre de chocolat de ton frère ou de ta sœur
Figure 1 : Calorimétrie à pression constante, processus exothermiques et endothermiques. Daniela Lin, Study Smarter Original
Cela signifie que le changement net de chaleur est nul car Qice + Qsurroundings = 0 ou Qsiblingbarre de chocolat + Qyousans barre de chocolat = 0.
Cela peut également se traduire par Qréaction + Qsolution = 0.
Ceci est dû à la loi de conservation de l'énergie.
La loi de conservation de l'énergie stipule que l'énergie n'est ni créée ni détruite.
Cela signifie que dans ce cas, la chaleur dégagée est égale à la chaleur absorbée.
Globalement, les réactions exothermiques se traduisent par un Q négatif car la chaleur est transférée du système (les cristaux d'hydroxyde de sodium dans la première expérience illustrée dans la figure ci-dessus) à l'environnement (l'eau), ce qui entraîne une augmentation de la température.
En revanche, les réactions endothermiques ont un Q positif car la chaleur est transférée de l'environnement (l'eau) au système (les glaçons dans la deuxième expérience illustrée dans la figure ci-dessus), ce qui entraîne une diminution de la température.
Maintenant que nous comprenons les bases de la calorimétrie, nous pouvons passer en revue l'équation.
Figure 2 : Équation du changement d'enthalpie. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
L'enthalpie ou l'équation de la chaleur de changement est la formule que nous pouvons utiliser pour trouver la quantité de chaleur transférée dans un calorimètre.
La capacité thermique spécifique d'une substance est le nombre de joules nécessaires pour élever 1g de X substance de 1 Celsius.
Importance de la calorimétrie à pression constante
La calorimétrie à pression constante est importante car nous l'utilisons pour mesurer la quantité de chaleur gagnée ou perdue au cours d'une réaction chimique.
Cela nous permet de savoir si une réaction est exothermique, c'est-à-dire qu'elle libère de la chaleur, ou endothermique, c'est-à-dire qu'elle absorbe de la chaleur.
En chimie, il est important que les scientifiques comprennent tout cela car le transfert de chaleur joue un rôle crucial dans l'efficacité des machines, les sciences des matériaux, etc.
Certaines applications de la calorimétrie dans le monde réel comprennent le contrôle de l'homéostasie chez les humains, le comptage du nombre de calories qu'ils consomment et d'autres changements thermiques nécessaires au maintien de notre survie.
Exemples de calorimétrie à pression constante
Maintenant que nous comprenons l'importance de la calorimétrie à pression constante, nous comprenons la nécessité d'utiliser la formule pour calculer les changements thermiques qui y sont associés.
Nous pouvons maintenant passer à la lecture d'exemples impliquant la calorimétrie à pression constante :
Un échantillon de 100 g de charbon est mis dans 200 g d'eau à température ambiante (25 Celsius). La température de l'eau est ensuite mesurée à 50 Celsius. Trouve la température initiale du charbon. Suppose qu'il n'y a pas d'échange de chaleur entre les environs, mais seulement entre le charbon et l'eau.
Étant donné
C = 1,262 J/(g °C) pour le charbon
C = 4,184 J/(g °C) pour l'eau
Q = m x C x \N( \NDelta T \N)
L'augmentation de la température de l'eau signifie qu'elle a absorbé de la chaleur. Cette chaleur provient du charbon, dont on peut supposer qu'il était initialement à une température plus élevée.
Puisqu'il n'y a qu'un transfert de chaleur entre le charbon et l'eau, nous pouvons dire que :
Qcharbon = -Qeau
m x C x \N( \NDelta T \N)= m x C x \N( \NDelta T \N)= m x C x \N( \NDelta T \N)
\N( \NDelta T \N) = Température finale \N( T_f \N) - Température initiale \N(T_i\N)
100 g x 1,262 J/(g °C) x (50 °C- \(T_i\)) = -200 g x 4,184 J/(g °C) x (50 °C-25 °C)
126,2 J/ °C x (50 °C- \(T_i\)) = -20 920 J
La température initiale du charbon était de \(T_i\)= 215,77 °C.
Lorsque 0,5 g d'hydroxyde de potassium est dissous dans 100 g d'eau dans un calorimètre à gobelet en polystyrène, la température passe de 25 Celsius à 35 Celsius. Quelle est la quantité de chaleur créée par cette solution ? Suppose qu'il n'y a pas d'échange de chaleur entre l'environnement, seulement entre l'eau et l'hydroxyde de potassium et que, comme la solution est aqueuse, la chaleur spécifique de la solution est la chaleur spécifique de l'eau.
(KOH (s) + H_2O (l) \longrightarrow K^+ (aq) + OH^- (aq) \longrightarrow K^+ (aq) \longrightarrow K^+ (aq) + OH^- (aq))
Étant donné
C = 4,184 J/(g °C) pour l'eau
C = 321,85 J/(g °C) pour l'hydroxyde de potassium
Q = m x C x \N( \NDelta T \N)
Puisque nous supposons qu'il n'y a qu'un transfert de chaleur entre l'hydroxyde de potassium (réaction) et l'eau (solution), nous pouvons dire que.. :
Qréaction = -Qsolution
m x C x \N( \NDelta T \N)= m x C x \N( \NDelta T \N)= m x C x \N( \NDelta T \N)
\( \Delta T \) = Température finale \( T_f \) - Température initiale \(T_i\)
Cependant, comme nous disposons déjà des températures initiales et finales, et comme nous supposons que la chaleur est uniquement transférée de l'hydroxyde de potassium à l'eau et qu'elle n'est pas perdue dans l'environnement, nous pouvons affirmer que dans ces conditions :
Qréaction = -Qsolution = -100 g x 4,184 J/(g °C) x (35 °C-25 °C ).
Ainsi, la chaleur produite par la réaction est Qréaction = -4184 J
Le signe négatif indique que cette réaction est exothermique et qu'elle produit -4,184 joules de chaleur.
Pour des informations plus détaillées sur les solutions, reporte-toi à nos articles "Dilution" et "Concentration".
Calorimétrie à pression constante ou à volume constant
Tout au long de cet article, nous avons abordé la calorimétrie à pression constante. Une tasse à café ou un double gobelet en polystyrène avec un bouchon sur le dessus est un exemple de calorimétrie à pression constante.
Figure 3 : Exemple de calorimètre à pression constante. Daniela Lin, Study Smarter Originals.
Un calorimètre à pression constante maintient le système isolé de tout autre environnement comme l'air, la poussière, etc. Les deux trous dans le couvercle de la tasse nous permettent de remuer le mélange pour nous assurer qu'il est dissous et de mesurer le changement de température lorsque la pression est constante.
Mais savais-tu que le calorimètre à pression constante n'est pas le seul type de calorimètre ?
Eh bien, d'après le titre ci-dessus, tu as probablement deviné que l'autre type de calorimétrie dont nous allons parler est le calorimètre à volume constant.
Un calorimètre à volume constant fait la même chose en ce sens qu'il est également utilisé pour déterminer la quantité de chaleur transférée vers ou depuis une substance lors d'une réaction chimique.
Sauf qu'il maintient le volume constant et non la pression.
Un calorimètre à volume constant est également appelé calorimètre à bombe, car il s'agit d'un récipient qui peut résister à un changement de pression important qui peut se produire lors de réactions chimiques.
Comme le calorimètre à pression constante, le calorimètre à bombe est également un système scellé. Mais au lieu d'une installation plus simple, il se compose d'un grand récipient en acier fermé ayant généralement la forme d'une bombe qui contient le système (réactifs), de l'eau dans laquelle le grand récipient en acier est immergé, d'un thermomètre, d'un agitateur et, enfin, d'un fil d'allumage.
Les calorimètres à volume constant sont utilisés, par exemple, dans les réactions de combustion.
Lesréactions de combustion impliquent une réaction exothermique entre un oxydant, comme l'oxygène, et un gaz qui produit de la fumée, des températures élevées et des flammes.
Tu es arrivé à la fin de l'article, et tu devrais maintenant comprendre l'importance d'un calorimètre à pression constante, comment calculer les variations d'enthalpie dans un calorimètre et les différences entre un calorimètre à pression constante et un calorimètre à volume constant.
Pour plus de pratique et d'exemples, clique sur nos flashcards associées à cet article.
Calorimétrie à pression constante - Principaux enseignements
La calorimétrie est la technique utilisée pour mesurer la quantité de chaleur transférée vers ou depuis une substance lors d'une réaction chimique. Pour ce faire, nous utilisons un calorimètre qui est un appareil calibré et isolé.
Certaines applications réelles de la calorimétrie comprennent le contrôle de l'homéostasie chez les humains, le comptage du nombre de calories qu'ils consomment et d'autres changements thermiques nécessaires au maintien de notre survie.
Un calorimètre à volume constant fait la même chose en ce sens qu'il est également utilisé pour déterminer la quantité de chaleur transférée vers ou depuis une substance lors d'une réaction chimique. Sauf qu'il maintient le volume constant et non la pression.
Un calorimètre à volume constant est également appelé calorimètre à bombe, car il s'agit d'un récipient qui peut résister à de grands changements de pression qui peuvent se produire lors de réactions chimiques.
Références
- 1. Libretexts. (2021, 30 juin). 6.7 : Calorimétrie à pression constante- mesure du ΔH pour les réactions chimiques. LibreTextes de chimie.
- 2. 5.2 calorimétrie - chimie 2E. OpenStax. (n.d.).
- 3. Libretexts. (2020, 14 juillet). Calorimétrie à volume constant. Chimie LibreTexts.
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