TP virtuel sur l'enthalpie de combustion des alcools

Ce TP virtuel sur l'enthalpie de combustion reprend le TP classique de la lampe à alcool de l'IB, de l'A-level et de la chimie de fin de lycée en Australie. Les élèves pèsent une lampe à alcool, chauffent 100 g d'eau dans une canette en cuivre d'environ 20 °C et calculent ΔcH avec q = mcΔT et n = Δm/M. Ils comparent quatre alcools aux valeurs des tables, trouvent la variation par groupe CH₂ et testent des moyens de réduire les pertes de chaleur. Toutes les valeurs ci-dessous ont été lues dans la simulation.

Liens avec les programmes

• IB Diploma Chemistry (première évaluation en 2025) : Reactivity 1.1, mesure des variations d'enthalpie par calorimétrie, et Reactivity 1.3, énergie des combustibles.
• AQA A-level Chemistry 3.1.4.2 (calorimétrie) et travail pratique obligatoire 2, mesure d'une variation d'enthalpie.
• NSW HSC Chemistry, Module 7 Organic Chemistry : l'investigation qui compare l'enthalpie de combustion de plusieurs alcools.
• VCE Chemistry Unit 3 : énergie des combustibles et calorimétrie.

Simulic n'est pas affilié à l'IB, à AQA, à la NESA ni à la VCAA, 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 :

« L'enthalpie de combustion de l'éthanol donnée par les tables est −1367 kJ/mol. Comment se situera votre valeur, obtenue avec une lampe à alcool et une canette en cuivre ? »

Beaucoup d'élèves s'attendent à ce qu'une expérience soignée donne une valeur proche des tables.

Protocole dans la simulation

1. Gardez Écran : Lampe à alcool : alcools, Eau à 100 g, Distance à la flamme à 3,0 cm et Série de données à 1. Laissez écran anti-courant d’air, couvercle et compter la chaleur de la canette décochés.
2. Choisissez Combustible : méthanol. Notez m₁ et T₁ dans l'affichage, puis cliquez sur Allumer.
3. Quand ΔT atteint environ 20 °C, cliquez sur Éteindre. Attendez le message indiquant que la température a dépassé son maximum, puis cliquez sur Enregistrer.
4. Répétez les étapes 2–3 avec l'éthanol, le propan-1-ol et le butan-1-ol, dans cet ordre.
5. Pour chaque essai, calculez q = 100 × 4,18 × ΔT (J), n = Δm/M et ΔcH = −q/n. Comparez ensuite avec le tableau.
6. Test d'amélioration : choisissez l'éthanol, cochez écran anti-courant d’air et faites un essai de plus. Utilisez votre propre tableau : la simulation ajoute cet essai à la moyenne de l'éthanol.

Essai	Alcool	M (g/mol)	m₁ (g)	m₂ (g)	T₁ (°C)	T₂ (°C)	ΔcH (kJ/mol)
1	méthanol	32,04
2	éthanol	46,07
3	propan-1-ol	60,10
4	butan-1-ol	74,12
5	éthanol + écran	46,07

Résultats attendus

Avec la série de données 1, m₁ et T₁ sont fixés pour chaque essai ; Δm et ΔT dépendent du moment où vous éteignez la flamme.

Essai	Alcool	Δm (g)	ΔT (°C)	ΔcH (kJ/mol)	Tables	%
1	méthanol	0,87	20,3	−312	−726	43
2	éthanol	0,63	20,0	−611	−1 367	45
3	propan-1-ol	0,53	20,6	−976	−2 021	48
4	butan-1-ol	0,55	20,5	−1 155	−2 676	43

• Exemple de calcul, éthanol : q = 100 × 4,18 × 20,0 = 8 360 J = 8,36 kJ ; n = 0,63 / 46,07 = 0,0137 mol ; ΔcH = −8,36 / 0,0137 = −611 kJ/mol.
• Tendance : environ −281 kJ/mol par CH₂ du méthanol au butan-1-ol (modélisation de la simulation : −289), moins de la moitié des −654 des tables.
• Sur les séries de données 1 à 12, les essais avec le modèle de la simulation ont donné pour l'éthanol de −501 à −692 kJ/mol (38–50 %).
• Améliorations (éthanol) : un écran anti-courant d’air a donné 63 % (essai 5) ; écran et couvercle, 61 %. Cocher compter la chaleur de la canette ajoute environ 5 %.

Questions pour les élèves

1. (Prédiction, reposée après le TP) Comment votre ΔcH de l'éthanol se situera-t-elle par rapport à la valeur des tables ?
2. Laquelle de ces grandeurs est une variable contrôlée quand vous comparez les quatre alcools ?
3. Quelle est la ΔcH de l'éthanol d'après votre essai ?
4. De combien ΔcH varie-t-elle par groupe CH₂, du méthanol au butan-1-ol ?
5. Pourquoi votre valeur est-elle bien plus faible que celle des tables, et qu'est-ce qui l'améliore ?

Réponses pour l'enseignant : (1) Beaucoup moins négative, environ la moitié (45 % pour l'essai 2). (2) La masse d'eau et la distance à la flamme. (3) Accepter de −720 à −480 kJ/mol (−611 pour la série de données 1). (4) Accepter de −350 à −200 kJ/mol par CH₂ (−281 pour la série de données 1). (5) La chaleur s'échappe dans l'air et dans la canette ; une partie du combustible brûle de façon incomplète. Un écran anti-courant d’air a fait passer l'éthanol de 45 % à 63 % (essai 5).

Idées fausses fréquentes

• « ΔcH est positive parce que l'eau se réchauffe. » La chaleur quitte le système chimique, donc ΔcH est négative.
• « Le butan-1-ol chauffe davantage l'eau, donc il libère plus d'énergie. » Chaque essai s'est arrêté à ΔT ≈ 20 °C ; seule la masse nécessaire a changé : 0,87 g de méthanol, 0,55 g de butan-1-ol.
• « Plus la canette est proche, mieux c'est. » Dans nos essais avec le modèle, l'éthanol a atteint environ 51 % à 2,0 cm, mais 45 % à 1,0 cm, avec plus de suie.

Prolongement

• Distance à la flamme : dans nos essais avec le modèle, l'éthanol est descendu à environ 32 % à 5,0 cm et 19 % à 8,0 cm.

Questions fréquentes

Les élèves peuvent-ils calculer ΔcH sans que la simulation le fasse ?

Oui. Dans les valeurs de départ du lien de classe, cochez Les élèves calculent (résultats masqués). Le tableau n'affiche alors que les masses et les températures et l'affichage masque les moyennes, mais le graphique de ΔcH place toujours chaque résultat.

Pourquoi mes élèves obtiennent-ils des valeurs un peu différentes ?

Les valeurs de départ et le rendement de chaque essai dépendent de Série de données (reproduit les mêmes mesures) et du numéro de l'essai. Les plages des questions 3 et 4 restent valables pour les séries de données 1 à 12 et pour n'importe quel ordre des essais.

Et si un élève enregistre avant le maximum ?

La simulation avertit que T₂ est peut-être trop basse. Demandez-lui de refaire l'essai : enregistrer trop tôt rend ΔcH moins négative.

Simulations et guides associés

Calorimétrie – enthalpie de neutralisation HCl + NaOH Énergies de liaison – calculer le ΔH d’une réaction

Pour la calorimétrie en solution, voir le TP virtuel de calorimétrie. Pour une variation d'enthalpie déterminée indirectement, voir le TP virtuel sur la loi de Hess.