Montage n°12

Expériences portant sur la détermination de valeurs de grandeurs thermodynamiques caractéristiques de réactions chimiques

A - Plan du montage

I - Constante d’acido-basicité de l’acide acétique (dosage)
[*]	Par la méthode de Gran

II - Potentiel et température
[*]	Etude d’une pile bouton dite à oxyde d’argent.

III - Enthalpie de dissolution d’un sel: le nitrate d’ammonium.
[*]	Mesure calorimétrique.

B - Matériel et produits
a/ Matériel
	¨ Pissette d’eau distillée				(Général)
	¨ 1 ordinateur avec Evénement et Régressi		(I)
	¨ 1 pompe périlstatique				(I)
	¨ 3 béchers 100 mL f 40 mm			(I)
	¨ 1 pipette jaugée 10 mL				(I)
	¨ 1 fiole jaugée 100 mL				(I)
	¨ pH-mètre					(I)

	¨ 1 bain Marie cristallisoir				(II)
	¨ 1 voltmètre électronique				(II)
	¨ 1 ensemble de d’étude de la pile considérée		(II)
	¨ 1 autre pile de même type				(II)
	¨ 1 thermomètre numérique				(II)	(III)

	¨ 1 vase Dewar+ bouchon en aluminium				(III)
	¨ 1 balance							(III)
	¨ 1 éprouvette 200 mL						(III)
	¨ 1 coupelle							(III)
	¨ 1 agitateur							(III)

b/ Produits
	¨ Solution étalon pH 4 et 7
	¨Solutions 10-1 M de:
		¨ acide acétique				(I)
		¨ soude non carbonatée			(I)

	¨ Nitrate d’ammonium (anhydre, solide)				(III)

C - Commentaires

Introduction
	L’étude des réactions chimiques conduit à la définition de deux aspects complémentaires: l’aspect cinétique (traitant de la vitesse) et l’aspect thermodynamique (est-ce que la réaction est posible?). La thermodynamique, que nous illustrerons ici, conduit à la définitions de grandeurs caractéristiques bien définies, que nous nous proposons de déterminer.

I - Constante d’acido-basicité de l’acide acétique
	La réaction envisagée est: AcOH + H2O = AcO- + H3O+.
	On se propose de déterminer le pKa de cette réaction (qui revient à la détermination de l’enthalpie libre molaire de réaction), par un dosage de l’acide par la soude (à 10-2 M). La méthode de Gran fournit le Ka par une régression linéaire:

II - Potentiel et température
	On va étudier l’évolution de la f.e.m. d’une pile bouton en fonction de la température. Ceci permettra d’en déduire l’enthalpie libre, l’entropie et l’enthalpie de la réaction. (cf fascicule de P. Lalanne)
	On compare avec la théorie.

III - Enthalpie d’une dissolution d’un sel.
	On réalise tout simplement la mesure calorimétrique rapide de la dissolution de 0,1 mol de nitrate d’ammonium dans 200 mL d’eau. La presion étant constante et la réaction totale, la chaleur de réaction est égale à l’enthalpie de réaction.
	On détermine la valeur en eau du calorimètre en prenant 100mL+100mL d’eau (à 45°C et à l’ambiante[calorimètre]) .
	On note la température de l’eau avant introduction du solide en poudre, on .introduit, on agite et on note la température minimale atteinte.

	Vu le signe de l’enthalpie, on peut parler d’applications à l’apéritif.

Conclusion générale
	Nous avons présenté quelques méthodes de détermination des grandeurs thermodynamiques. On peut dire que ce type d’expérience est très important; il a en effet permis d’élaborer les tables de référence que l’on utilise tous, qui servent à prévoir si une réaction est possible ou pas, et ainsi d’éviter à une entreprise de dépenser un budget colossal pour tenter de réaliser une réaction impossible...

D - Bibliographie

¨ Fiches de TP de P. Lalanne.