TP virtuel de calorimétrie : enthalpie de neutralisation

Ce TP virtuel de calorimétrie correspond au TP obligatoire d'AQA GCSE sur les variations de température, et accompagne le travail de calorimétrie d'AP Chemistry. Les élèves mélangent de l'acide chlorhydrique et de l'hydroxyde de sodium dans un gobelet en polystyrène et notent la température la plus haute. Ils recommencent avec différents volumes de base, tracent un graphique et trouvent le volume qui neutralise exactement l'acide. Ils calculent ensuite la variation d'enthalpie de neutralisation à partir de Q = m·c·ΔT. Une séance donne un jeu de données complet, un graphique à deux droites et une valeur de ΔH avec une source d'erreur claire.

Liens avec les programmes

• AQA GCSE Chemistry 4.5.1.1 (exothermic and endothermic reactions) et son TP obligatoire sur les variations de température. En Combined Science: Trilogy, le même contenu est le point 5.5.1.1.
• AP Chemistry Unit 6, topic 6.4 Heat Capacity and Calorimetry (ENE-2.D).
• NGSS HS-PS1-4 (standard américain) : une réaction chimique libère ou absorbe de l'énergie.
• Autres programmes : c'est le TP classique sur l'enthalpie de neutralisation en IB Chemistry, en A-level et en chimie du deuxième cycle du secondaire en Allemagne et ailleurs. Les volumes sont en mL et les concentrations en mol/L : la méthode s'applique telle quelle.

Simulic n'est pas affilié au College Board ni à AQA, et n'est pas approuvé par eux.

Avant le TP (5 min)

Demandez aux élèves de s'engager sur une prédiction, sur papier ou comme question 1 du lien de classe :

« On mélange 25 mL de HCl à 1,0 M avec du NaOH à 1,0 M. On recommence le mélange avec 10, 20, 30, 40 et 50 mL de NaOH. Comment la température la plus haute évolue-t-elle quand le volume de NaOH augmente ? »

La plupart des élèves répondent « elle ne cesse de monter ». Ne les corrigez pas encore.

Protocole dans la simulation

Chaque essai est un nouveau mélange : les deux solutions partent de 25,0 °C et sont versées dans un gobelet propre muni d'un couvercle. En TP réel, les élèves ajoutent souvent la base par portions dans un seul gobelet. Les données ont la même allure.

1. Réglez V(HCl) sur 25 mL, C(HCl) sur 1,0 M, C(NaOH) sur 1,0 M et Pertes thermiques sur 5 %.
2. Réglez V(NaOH) sur 10 mL. Appuyez sur Verser et agiter.
3. Observez le thermomètre. Il monte pendant quelques secondes, puis baisse lentement. Notez la valeur la plus haute. L'essai s'ajoute au tableau des résultats une fois le maximum dépassé.
4. Appuyez sur Nouvel essai, changez seulement V(NaOH), et recommencez pour 15, 20, 25, 30, 35, 40 et 50 mL.
5. Tracez la température la plus haute en fonction du volume de NaOH. Tracez une droite d'ajustement par les points qui montent et une autre par les points qui descendent.
6. Pour l'essai à 25 mL, calculez Q = m·c·ΔT et ΔH = −Q ÷ n(H₂O). Prenez m = 50 g et c = 4,18 J/g·°C.

V(NaOH) (mL)	Température la plus haute (°C)	ΔT (°C)
10
15
20
25
30
35
40
50

Résultats attendus

Ces mesures viennent de la simulation avec les réglages ci-dessus (25 mL de HCl à 1,0 M, NaOH à 1,0 M, 5 % de pertes thermiques) :

V(NaOH) (mL)	10	15	20	25	30	35	40	50
T la plus haute (°C)	28,6	29,8	30,7	31,4	30,8	30,3	29,9	29,3
ΔT (°C)	3,6	4,8	5,7	6,4	5,8	5,3	4,9	4,3

Sur certains appareils, la mesure à 10 mL peut sortir 0,1 °C plus haut. Le maximum est à 25 mL, là où les quantités d'acide et de base sont égales (0,025 mol chacune). Avant, le NaOH supplémentaire neutralise plus d'acide et libère plus de chaleur. Après, l'acide est épuisé : le NaOH supplémentaire ne libère rien et ne fait qu'ajouter de la masse à chauffer.

Pour l'essai à 25 mL : Q = 50 × 4,18 × 6,4 = 1 338 J, donc ΔH = −1 338 ÷ 0,025 = −53,5 kJ/mol. La valeur théorique dans la simulation est de −57,3 kJ/mol. L'écart vient des 5 % de pertes thermiques et du gobelet qui se refroidit pendant que la température monte.

Questions pour les élèves

1. (Prédiction, reposée après le TP) Comment la température la plus haute évolue-t-elle quand le volume de NaOH passe de 10 à 50 mL ?
2. Quelles variables doivent rester identiques à chaque essai ?
3. Avec 25 mL de chaque solution et 5 % de pertes thermiques, quelle est l'élévation de température ?
4. Utilisez cette élévation pour calculer la variation d'enthalpie de neutralisation en kJ/mol.
5. Pourquoi votre valeur est-elle plus petite en valeur absolue que −57,3 kJ/mol, et comment améliorer la méthode ?

Réponses pour l'enseignant : (1) Elle monte jusqu'à un maximum à 25 mL, puis baisse. (2) Le volume et la concentration de HCl, la concentration de NaOH et le réglage des pertes thermiques. (3) 6,4 °C (accepter 6,3–6,5). (4) −53,5 kJ/mol (accepter de −52,5 à −54,5). (5) De la chaleur s'échappe vers le gobelet, le couvercle et l'air : ΔT est donc trop petit. Une meilleure isolation aide, ou bien relever la température au cours du temps et extrapoler la droite de refroidissement jusqu'à l'instant du mélange.

Idées fausses fréquentes

• « Plus de réactif donne toujours une plus grande élévation de température. » Seul le réactif limitant libère de la chaleur. La solution en excès ne fait qu'ajouter de la masse.
• « Volumes doublés, ΔT doublé. » Deux fois plus de chaleur chauffe deux fois plus de masse : ΔT reste à 6,4 °C. Le guide de rédaction des questions en fait une question de prédiction.
• « ΔH est positif parce que la température a monté. » C'est le milieu extérieur qui a gagné l'énergie : la réaction l'a donc perdue, et ΔH est négatif.

Prolongement

• Les pertes thermiques comme variable : recommencez l'essai 25 mL + 25 mL avec des pertes thermiques de 0 %, 15 % et 30 %. La simulation donne ΔT = 6,9 ; 5,5 et 4,3 °C, et ΔH = −57,7 ; −46,0 et −35,9 kJ/mol. Les élèves voient comment une erreur systématique pousse le résultat dans un seul sens. À 0 %, la température ne baisse jamais : l'essai n'est donc ajouté au tableau que lorsque le chronomètre atteint 3:00 (environ 25 secondes). Le −57,7 ne diffère de −57,3 que parce que le thermomètre arrondit à 0,1 °C.
• Calorimétrie façon AP : passez les deux concentrations à 2,0 M et prédisez ΔT avant de lancer l'essai. Demandez pourquoi ΔH par mole reste à peu près le même.

Questions fréquentes

Les élèves peuvent-ils faire tout le TP sans laboratoire ?

Oui. Ils peuvent recueillir toutes les mesures, tracer le graphique et calculer ΔH dans la simulation. Utilisez-la avant un TP réel pour enseigner la méthode, ou à sa place quand le temps ou le matériel manque.

Pourquoi la simulation démarre-t-elle chaque essai à 25,0 °C ?

Cela supprime une source de dispersion, pour que les élèves se concentrent sur la tendance. En TP réel, mesurez la température initiale de chaque solution et prenez la moyenne.

Comment proposer aux élèves un autre montage ?

Changez les valeurs de départ sur le lien de classe, par exemple 30 mL de HCl. Le maximum se déplace alors à 30 mL de NaOH. Reportez les nouveaux réglages dans la question 3 et recalculez les réponses avant la séance.

Simulations et guides associés

Acquisition de données par capteur – graphique, lissage et calcul de ΔH Diagramme énergétique d’une réaction – exothermique ou endothermique

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