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Enthalpie de dissolution
Salut à tous, je voulus savoir si c'était normal que plus on ajoute de réactif dans de l'eau, et plus la valeur d'enthalpie de dissolution de ce réactif soit importante. Par exemple pourquoi si on met 16 g de NH4NO3 dans 100 mL d'eau et d'un autre côté seulement 2g, l'enthalpie de dissolution pour 2g est moins importante, plus proche de la valeur théorique que pour 16g.
Merci d'avance, j'espère avoir été assez clair.
Bonsoir
Il est logique que l'enthalpie de dissolution augmente avec la quantité de solide dissout.
Ta question porte peut-être plutôt sur l'enthalpie molaire ( ou l'enthalpie massique ) de dissolution ?
Il est logique dans le sens où l'enthalpie de dissolution est en J/mol donc plus on met de réactif et plus l'enthalpie sera haute. J'avais mal réfléchis.
Merci pour votre réponse 
Je reviens enfait sur ma question car il y a quelque chose que je n'arrive pas à saisir. L'enthalpie de dissolution peut être calculé avec la formule : 
H = Q/n
Donc quand on ajoute de la masse de réactif, n augmente donc H baisse, or plus on met de masse, plus la différence de température sera importante, et donc Q augmente. Mais si l'enthalpie de dissolution augmente plus on met de masse, cela veut dire que la différence de température varie plus rapidement que n.
L'enthalpie de dissolution peut être calculé avec la formule :
H = Q/n Je me demande si l'origine de tes problèmes n'est pas l'usage de notations mal adaptées et ambiguës...
De façon générale, la notation
H désigne la variation d'enthalpie du système, mesurée en joules. Puisque l'expérience se déroule sous pression constante (la pression atmosphérique), H = Q la chaleur reçue par les n moles de solide lorsqu'il se dissout.
L'enthalpie molaire de dissolution, mesurée en joules par mole, doit être désignée autrement :
Hm ou Hmol par exemple. On écrit alors :
Expérimentalement, si on multiplie n par 2, toutes choses égales par ailleurs, la variation de température est multipliée par 2, Q=
H est ainsi multiplié par 2 de sorte que l'enthalpie molaire de dissolution Hm reste la même. Cette enthalpie molaire de dissolution, pour une température donnée du solvant, est une grandeur caractéristique de la nature du soluté.Ok je comprends mieux maintenant, merci pour votre réponse. C'est juste que expérimentalement pour une même température de départ, 25°C, avec des masses différentes, j'obtenais a la fin des enthalpie molaire de dissolution différentes. C'est pour cela que je ne comprenais pas.
j'obtenais a la fin des enthalpie molaire de dissolution différentes
Tu as effectivement évoqué cela dès ton premier message. Ecrire, comme je l'ai fait dans le message précédent que l'enthalpie molaire de dissolution, pour une température donnée du solvant, est une grandeur caractéristique de la nature du soluté est une très bonne approximation à condition que les solutions obtenues soient très diluées de façon à négliger les interactions entre particules du soluté dans l'eau. Si la solution est trop concentrée, des interactions entre particules dissoutes persistent, la valeur absolue de
Hm est plus faible que celle donnée par les tables thermodynamiques. Ces tables donnent en général Hm pour une dilution infinie.
Au fait, à propos d'un message précédent : as-tu bien compris ce qu'est une dismutation ?
Pour la dismutation j'ai bien compris maintenant. Par contre dans mes calcules j'obtiens des valeurs de Hm supérieur et non inférieur comme vous dites
Les mesures de calorimétries sont très délicates à réaliser de façon précise et il est très rare d'obtenir des résultats très proches de ceux fournis par les laboratoires spécialisés et consignés dans les tables thermodynamiques. Probablement que l'effet de dilution, relativement faible en réalité, est totalement masqué par les erreurs de mesures.
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