MINISTERE DE L’ENSEIGNEMENT SUPERRIEUR ET DE LA RECHERCHE SCIENTIFIQUE UNIVERSITE A. MIRA – BEJAIA FACULTE DE TECHNOLOGIE Auteurs : Madjid BERKANI & Abdelmalek ZAMOUCHE 2013-2014 Préface ce polycopié rassemble dix manipulations de travaux pratiques OF49 p g thermodynamique. L’ensemble de ces expériences, réalisé pour les étudiants de 2ème année Sécurité au laboratoire. T. P NOI : Détermination de la chaleur de dissolution…. ….. .. . T. P V2 : Enthalpie de fusion de la glace.. T. P N03 : Enthalpie de combustion du magnésium …… T. P NO 4 : Détermination des enthalpies de formation des sels ydratés. T. P NOS : Enthalpie de combustion d’une paraffine… … 19 T. P NO 6 : Pression de vapeur d’un liquide pur et enthalpie de vaporisation….. T. P NO 7 : Système liquide — liquide. Détermination de la température critique de dissolution. 27 T. P NO 8 : Volume molaire d’excès du système eau- éthanol… T. P N09 : Diagramme d’équilibre liquide – vapeur d’un système binaire T. P NO IO : Isothermes P -V et paramètres critiques de l’hexafluorure de soufre SF6.. 44 Annexe SECURITE AU LABORATOIRE L’exécution des travaux pratiques dans un laboratoire de chimie entraîne la manipulation de roduits toxiques, inflammables, corrosifs et explos’fs. L’accomplissement de ces travaux, peut être à l’origine d’accidents ou d’intoxications graves dont les effets sont immédiats ou cumulatifs. Tout étudiant au laboratoire de chimie devrait être au courant des implications et des risque 2 49 précipité. D Il faut avoir connaissance du travail personnel et du travail réalisé par ses voisins et être conscient des dangers qu’ils peuvent présenter.
LI Les accidents de laboratoire sont fréquemment provoqués par l’exécution trop rapide des opérations ; soit que l’on est pressé d’obtenir des résultats, soit ue le temps disponible pour la manipulation semble insuffisant. L’étudiant chimiste doit adopter une approche méthodique, prudente et soignée, se concentrer sur ce qu’il est en train de faire, ne pas se laisser distraire. û Il faut proscrire la préparation, la consommation et la conservation dans le laboratoire de nourritures et de boissons, afin d’éviter leur contamination accidentelle par des produits toxiques.
LI Il est scrupuleusement interdit de fumer dans le laboratoire. D pour éviter les chutes ou les glissades accidentelles, on tient fermés les tiroirs et les portes des lacards, on garde les allées libres en ne laissant pas entraîner par terre de petits objets comme des morceaux de verre, de la glace et on assèche immédiatement les endroits mouillés. û Le port de blouse est obligatoire ; il doit être en tissu de coton, assez long pour protéger les jambes. Û Le port de gants et de lunettes peut être recommandé ou indispensable pour certaines manipulations.
Eviter de laisser les produits chimiques s’accumuler sur les paillasses ni sous les hottes du û Les flacons et récipients contenant des produits chimiques doivent être clairement étiquetés pour aciliter leur identification. Ne ieter pas des produit ans les éviers du 3 49 dans les éviers du laboratoire ; récupérer les dans des flacons. D Utiliser des propipettes pour prélever des produits chimiques liquides. û Apres chaque fin de manipulation, nettoyer la paillasse, ranger dans les placards les produits chimiques et la verrerie utilisés.
T. P NO 1 : DETERMINATION DE LA CHALEUR DE DISSOLUTION T. PNOI DETERMINATION DE LA CHALEUR DE DISSOLUTION 1. But duT. P: û Obtenir d’abord la constante d’étalonnage du calorimètre utilisé. Déterminer ensuite la chaleur de dissolution de l’acide sulfurique dans l’eau. . Détermination de la constante d’étalonnage du calorimètre : 2. 1. Manipulation : Û Laver le vase intérieur du calorimètre (figure 1) à l’eau de robinet ; ensuite rincer le à l’eau distillée.
LI Mesurer la température initiale du calorimètre Tl (température ambiante) Û Chauffer 100 ml d’eau distillée, préalablement mesurée par une éprouvette graduée de précision, dans un becher jusqu’à la température T2 = 50 oc. Verser reau chaude rapidement dans le calorimètre à l’aide d’un entonnoir puis agiter pendant 5 minutes pour que Péquilibre thermi ue s’établisse. Mesurer la température 4 49 CT2 vec : 2 – Tl 3. Détermination de la chaleur de dissolution • 3. 1. Manipulation : Û Laver le vase intérieur du calorimètre à l’eau de robinet ; et rincer le ensuite à l’eau distillée.
LI Verser 100 ml d’eau distillée, préalablement mesurée par une éprouvette graduée, dans le calorimètre. Attendre l’équilibre thermique et noter la température correspondante Tl . LI Verser dans un tube à essai préalablement lavé à l’eau de robinet et rincé à l’eau distillée, 5 ml d’acide sulfurique concentré. Noter la densité et la concentration de l’acide utilisé. û Boucher le tube avec un bouchon et peser. D Verser le contenu de ce tube dans le calorimètre à l’aide d’un entonnoir. û Peser une deuxième fois ce tube vide pour calculer la masse exacte de l’acide sulfurique versé dans le calorimètre. ? Mélanger bien pendant 5 minutes la solution obtenue et mesurer la température d’équilibre 4 SECURITE : L’acide sulfurique est corrosif pour la peau et provoque de graves brûlures. En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de l’eau et consulter un spécialiste. Ne jamais verser de l’eau dans ce produit. Il est conseillé de travailler sous la haute et d’utiliser gants pour le manipuler. 9 par la relation : Csolution = (meau + macide) csolution meau : la masse d’eau distillée. macide : la masse de l’acide su furique. csolution : la capacité thermique massique de la solution.
On prendra : csolution n ceau = 1 cal. g -1 . K -1 3 L’enthalpie molaire de dissolution de l’acide sulfurique dans l’eau est donnée par • OH = Q2/n n = macide/ M n est le nombre de moles de l’acide sulfurique. macide est la masse de l’acide sulfurique versé dans le M est la masse molaire de l’acide sulfurique. 4. Compte rendu : a) calculer la constante d’étalonnage du calorimètre C d’après les équations (1 ) et (2 ) En effectuant un bilan thermique, établir les formules précédantes (1), (2) et (3) ; et donner le sens physique de la constante d’étalonnage C. ) Calculer la chaleur de dissolution de l’acide sulfurique dans l’eau. d) Calculer l’enthalpie mol tion de l’acide sulfurique 6 9 chaleur latente de la glace. LI Laver le vase intérieur du calorimètre (figure 1) à l’eau de Û Mesurer la température initiale du calorimètre Tl (température LI Chauffer 100 ml d’eau distillée, préalablement mesurée par une un becher jusqu’à la température T2 50 oc. Verser l’eau chaude rapidement dans le calorimètre à l’aide d’un ntonnoir puis agiter pendant 5 minutes pour que l’équilibre thermique s’établisse. ? Mesurer la température d’équilibre TB. 2. 2. Méthode de calcul : Pour calculer la constante d’étalonnage du calorimètre on utilise les formules suivantes : QI m ceau OTI avec : OTI -T2 Où : QI est la chaleur cédée par Peau chaude. ceau est la capacité thermique massique de l’eau et égale à 1 cal. m est la masse d’eau versée. La constante d’étalonnage C du calorimètre s’exprime par : C = QI ,’ûT2 avec : = E – Tl 5 9 o oc. D Peser le glaçon dans une capsule et noter la masse totale ma. ? Introduire le glaçon dans le calorimètre.
Peser une deuxième fois la capsule vide et noter la masse mb pour calculer la masse exacte du glaçon introduit dans le calorimètre. û Agiter régulièrement le mélange jusqu’à ce que le glaçon ait complètement fondu. Noter la température d’équilibre T5. 3. 2. Méthode de calcul : La chaleur latente de fusion de la glace Q2 est calculée d’après l’équation suivante : avec c 3=T1 -TS (C D meau ceau ) DT3 Cl m glace ceau CIT4 m glace et nT4 – T5 C est la constante d’étalonnage déterminée par les équations ( 1 ) et(2). mglace : la masse de la glace. eau=l cal. -1 . K -1 6 L’enthalpie molaire de fusion de la lace est donnée par : ûHfus Q2. M 49 les facteurs influençant l’expérience. h) Faites les conclusions nécessaires. Thermomètre Agitateur Support en matière plastique Couvercle Vide paroi externe métallique Vase calorimétrique Liquide calorimétrique Vase Dewar Figure 1 : Calorimètre du type Dewar 7 T. P NO 3 : ENTHALPIE DE COMBUSTION DU MAGNESIUM ENTHALPIE DE COMBUSTION DU MAGNESIUM 1. But du TP Déterminer les chaleurs de dissolution du magnésium et de l’oxyde de magnésium dans l’acide chlorhydrique aqueux. ?? En déduire ensuite l’enthal ie de combustion du magnésium. OF (gaz) CHI Û puis l’attaque de l’oxyde de magnésium par l’acide chlorhydrique : MgO (solide) + 2 HCI (aqueux) MgC12 (aqueux) + H20 (liquide) 0H2 Û l’enthalpie de formation de l’eau est connue (tables) : H2 (gaz) + h 02 (gaz) 0H3 = – 284 kJ. moI-1. H20 (liquide) 8 En se basant sur la loi de Hess, on peut déduire l’enthalpie de combustion CH du magnésium dans l’oxygène 3. Manipulation 3. 1 Dissolution du magnésium dans l’acide chlorhydrique Û Verser 100 ml d’une solution d’acide chlorhydrique 1 M, préalablement mesurée p 0 DE 49
