Calorimétrie – enthalpie de neutralisation HCl + NaOH

ChimieÉnergétique et thermochimie15–16 ansLaboratoire virtuel

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Expérience virtuelle avec un calorimètre à gobelet en polystyrène : versez V₁ mL d'acide chlorhydrique HCl à C₁ M et V₂ mL de soude NaOH à C₂ M (toutes deux à 25 °C), agitez et suivez le thermomètre et le graphique T(t). À partir de la température maximale, les élèves calculent Q = m·c·ΔT, la quantité d'eau formée (d'après le réactif limitant) et ΔrH ≈ −57,3 kJ/mol. Chaque essai est consigné dans un tableau de résultats, et un réglage des pertes thermiques montre pourquoi la valeur mesurée est généralement inférieure à la valeur théorique.

Leçon : Variation d'enthalpie – mesure de l'enthalpie de neutralisation

Ce qu’elle montre

La neutralisation d’un acide fort par une base forte est exothermique : H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l), avec une variation d’enthalpie d’environ −57,3 kJ par mole d’eau formée. Dans un calorimètre en gobelet de polystyrène, la chaleur libérée échauffe le mélange, d’où Q = m·c·ΔT, en assimilant la solution à de l’eau (1 g/mL, 4,18 J/g·K). En divisant Q par la quantité d’eau formée, fixée par le réactif limitant, on obtient ΔrH. Les pertes thermiques vers l’extérieur rendent la valeur mesurée plus faible que la valeur théorique.

Mode d’emploi

Réglez les volumes et concentrations de HCl et de NaOH, choisissez une valeur de Pertes thermiques du gobelet, puis cliquez sur Verser et agiter. Suivez le thermomètre et le graphique de la température en fonction du temps ; une fois le maximum dépassé, l’essai s’ajoute au tableau. Cliquez sur Nouvel essai, changez une seule variable à la fois et comparez ΔT et ΔrH d’un essai à l’autre, par exemple en doublant les deux volumes ou en mettant un réactif en excès.

Paramètres modifiables

Volume de solution de HCl 10–100 mL
Concentration de HCl 0,1–2 M
Volume de solution de NaOH 10–100 mL
Concentration de NaOH 0,1–2 M
Pertes thermiques du gobelet 0–30 %

Questions à explorer

Si l’on double les deux volumes aux mêmes concentrations, comment ΔT varie-t-il, et pourquoi ?
Quand NaOH est en excès, à partir de quel réactif calcule-t-on la quantité d’eau formée ?
Pourquoi la valeur mesurée de |ΔrH| est-elle généralement inférieure à 57,3 kJ/mol ?

Questions fréquentes

Comment calculer l'enthalpie de neutralisation à partir de l'élévation de température ?

On calcule la chaleur libérée avec Q = m·c·ΔT, puis on la divise par la quantité d'eau formée et on ajoute un signe moins : ΔrH = −Q/n(H₂O). Dans cette formule, m est la masse de toute la solution mélangée et c vaut environ 4,18 J/g·K, la valeur de l'eau. Il faut convertir Q en kilojoules pour obtenir un résultat en kJ/mol.

Pourquoi l'enthalpie de neutralisation est-elle presque la même pour tous les acides forts et les bases fortes ?

Elle est presque la même car les acides forts et les bases fortes sont totalement ionisés : la réaction est toujours H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l), soit environ −57,3 kJ par mole d'eau. Les autres ions sont spectateurs et ne réagissent pas. Les acides et bases faibles donnent en général une valeur moins négative, car une partie de l'énergie sert à les ioniser.

Pourquoi utilise-t-on un gobelet en polystyrène comme calorimètre ?

On l'utilise parce que le polystyrène est un bon isolant thermique et absorbe très peu de chaleur. Presque toute la chaleur de la réaction réchauffe donc la solution, et celle prise par le gobelet peut être négligée dans le calcul. Un couvercle limite encore les pertes thermiques vers l'air ambiant.

Idées pour la classe

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