TP virtuel sur la loi de Hess : hydratation de CuSO₄

Ce TP virtuel sur la loi de Hess reprend le TP d'enthalpie d'A-level qui détermine la variation d'enthalpie d'hydratation du sulfate de cuivre(II). Cette variation ne se mesure pas directement, parce que le CuSO₄ anhydre se dissout dès qu'il touche l'eau. Les élèves dissolvent donc du CuSO₄ anhydre, puis du CuSO₄·5H₂O, dans l'eau d'un gobelet en polystyrène, notent chaque variation de température, calculent les deux enthalpies de dissolution et les combinent dans un cycle de Hess. Ils comparent leur résultat à la valeur des tables et expliquent l'écart. Le TP tient en une séance et donne à tous les groupes le même jeu de données propre, sans déchets de sulfate de cuivre.

Liens avec les programmes

• AQA A-level Chemistry 3.1.4.2–3.1.4.3 (calorimétrie et loi de Hess) et le TP obligatoire de mesure d'une variation d'enthalpie.
• IB Chemistry Reactivity 1.1–1.2 (mesure des variations d'enthalpie et cycles énergétiques).
• AP Chemistry Unit 6, thèmes 6.4 (calorimétrie) et 6.9 (loi de Hess).

Simulic n'est pas affilié à AQA, à l'IB, au College Board ni à aucun organisme d'examen, 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 :

« Vous dissolvez du sulfate de cuivre(II) anhydre blanc dans l'eau, puis du sulfate de cuivre(II) hydraté bleu dans un nouveau gobelet d'eau. Que devient la température chaque fois ? »

La plupart des élèves s'attendent à ce que les deux se comportent de la même façon. Ne les corrigez pas encore.

Protocole dans la simulation

1. Ouvrez l'onglet Laboratoire et laissez Expérience sur « Hydratation de CuSO₄ ». Vérifiez que Couvercle est coché.
2. Réglez Mesurer sur « Réaction 1 », Solide sur 4,00 g de CuSO₄ anhydre et Solution sur 50 mL. Appuyez sur Ajouter le solide et agiter.
3. Observez la courbe température–temps. Attendez la fin de l'essai à t = 300 s, puis appuyez sur Enregistrer. La ligne affiche ΔT, Q = m·c·ΔT et ΔH = −Q/n.
4. Réglez Mesurer sur « Réaction 2 », Solide sur 6,25 g de CuSO₄·5H₂O, 50 mL. Appuyez sur Ajouter le solide et agiter, attendez, puis appuyez sur Enregistrer.
5. Utilisez ΔH(hydratation) = ΔH₁ − ΔH₂. Une fois les deux réactions enregistrées, l'encadré au-dessus du tableau des résultats affiche le résultat de la loi de Hess à côté de la valeur des tables.
6. Décochez Couvercle, appuyez sur Nouvel essai et refaites les deux réactions. Comparez.

Réaction	Solide	Masse (g)	n (mol)	T₁ (°C)	T₂ (°C)	ΔT (°C)	Q (J)	ΔH (kJ/mol)
1	CuSO₄	4,00		20,0
2	CuSO₄·5H₂O	6,25		20,0

Résultats attendus

Toutes les valeurs viennent de la simulation, qui assimile la solution à de l'eau (c = 4,18 J g⁻¹ K⁻¹) et laisse le gobelet perdre de la chaleur vers la salle à 20 °C.

Essai	T la plus haute ou la plus basse (°C)	ΔT (°C)	ΔH (kJ/mol)
Réaction 1, 4,00 g, avec couvercle	27,3	+7,3	−60,9
Réaction 2, 6,25 g, avec couvercle	18,7	−1,3	+10,9
Loi de Hess, avec couvercle			−71,7 (tables −78,2 ; écart de 8 %)
Loi de Hess, sans couvercle			−63,4

• La dissolution du CuSO₄ anhydre est exothermique ; celle du sel hydraté est endothermique.
• 4,00 g et 6,25 g contiennent chacun environ 0,025 mol de CuSO₄ : les deux essais se comparent donc équitablement.
• Doubler la masse à 8,00 g double ΔT à +14,7 °C, mais ΔH reste d'environ −61 kJ/mol.
• Sans couvercle, davantage de chaleur est perdue pendant la dissolution du solide : le résultat s'éloigne encore de la valeur des tables.

Questions pour les élèves

1. (Prédiction, reposée après le TP) Que devient la température quand chaque sel se dissout ?
2. Pourquoi utilise-t-on 4,00 g de CuSO₄ et 6,25 g de CuSO₄·5H₂O ?
3. Dans la réaction 1 (4,00 g, 50 mL, avec couvercle), que vaut ΔT ?
4. D'après vos deux valeurs de ΔH, quelle est la variation d'enthalpie d'hydratation de CuSO₄ ?
5. Votre valeur est moins négative que −78,2 kJ/mol. Expliquez pourquoi et proposez une amélioration.

Réponses pour l'enseignant : (1) CuSO₄ anhydre : la température monte ; CuSO₄·5H₂O : elle baisse. (2) Les deux contiennent environ 0,025 mol de CuSO₄ : la même quantité se dissout dans le même volume d'eau. (3) +7,3 °C (accepter ±0,2). (4) Environ −71,7 kJ/mol (accepter de −73,7 à −69,7). (5) De la chaleur est échangée avec l'extérieur pendant la dissolution du solide : les ΔT mesurés sont donc trop petits ; la capacité thermique du gobelet est aussi négligée. Améliorez l'isolation (gardez le couvercle) et extrapolez la courbe de refroidissement jusqu'à l'instant du mélange.

Idées fausses fréquentes

• « ΔH₁ − ΔH₂ est à l'envers. » Suivez les flèches. CuSO₄(s) → CuSO₄(aq) directement, c'est ΔH₁. L'autre chemin passe par CuSO₄·5H₂O, puis le dissout (ΔH₂). Donc ΔH₁ = ΔH(hydratation) + ΔH₂.
• « Une plus grande variation de température signifie un plus grand ΔH. » ΔT dépend de la masse et du volume d'eau. ΔH est rapporté à une mole : il reste à peu près le même quand la masse double.
• « Une dissolution endothermique n'a pas besoin de couvercle. » De la chaleur entre depuis la salle, ce qui rend la baisse de température trop faible : le couvercle compte donc pour les deux essais.

Prolongement

• Passez Expérience sur « Formation de MgO ». Faites réagir 0,20 g de Mg et 0,50 g de MgO avec HCl en excès, et ajoutez ΔfH(H₂O). La simulation donne −567,5 kJ/mol contre −601,6 kJ/mol dans les tables.
• Dans l'onglet Cycle de Hess, suivez les chemins de formation et de combustion pour la même réaction et constatez qu'ils donnent le même ΔrH.

Questions fréquentes

Le lien de classe peut-il s'ouvrir directement sur l'onglet Laboratoire ?

Oui. Dans la page de partage, fixez Écran sur « Laboratoire de calorimétrie » (et Expérience sur « Enthalpie d'hydratation de CuSO₄ ») dans les valeurs de départ du lien. Sinon, la première étape du protocole demande aux élèves d'ouvrir l'onglet Laboratoire.

Pourquoi le résultat s'écarte-t-il de 8 % de la valeur des tables ?

Le modèle perd de la chaleur vers la salle et néglige le gobelet, comme un vrai gobelet en polystyrène. L'erreur devient ainsi un sujet de discussion plutôt qu'une faute à cacher.

En quoi ce TP diffère-t-il du TP virtuel de calorimétrie ?

Le TP virtuel de calorimétrie mesure directement une enthalpie de neutralisation. Ce TP mesure deux réactions et utilise la loi de Hess pour en trouver une troisième, impossible à mesurer.

Simulations et guides associés

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

Pour d'autres activités de chimie, voir idées de leçons de chimie interactives.