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Fusion de l'eau salée
Bonjour, j'ai un problème qui m'a été posé en DM :
je dois calculer l'enthalpie de la réaction suivante : NH4Cl -> NH4+ + Cl-
l'expérience est la suivante : 90g d'eau dans un calorimètre avec 10g de sel à T ambiante avec une agitation vive pour une dissolution rapide. On observe un abaissement de la température de 40°C, la caleur en eau du calo est de 10 grammes.
J'ai donc fait ce raisonnement : l'énergie absorbée par la réaction est égale à l'énergie cédée par l'eau + le calo
donc ΔH= m(eau)Cp(eau)ΔT + valeur en eau x Cp (eau)xΔT
=16720 J pour 0,19 moles de sel donc 88000 J.Mol-1
Ensuite on me fait calculer ΔH avec les valeurs théoriques et je trouve 14,7 kJ.mol-1
On me demande ensuite de calculer les pertes mais ici il n'y a pas de pertes puisque le rendement est beaucoup plus important.
J'ai donc eu ce raisonnement : On a une baisse de 40°C lors de la dissolution du sel dans l'eau, on était au départ à Tambiante (docn a peu près 20°C), on passe donc a -20°C qui correspond à la température de fusion de l'eau salée. Ce phénomène est exothermique donc le système va perdre de l'énergie ce qui expliquerait cette différence entre les ΔH. Le problème est que cette réaction de fusion pourrait être tellement exothermique qu'elle produirait assez d'énergie pour refaire fondre la glace (je n'ai pas de valeur pour calculer tout cela dans mon énoncé) .
Je me suis donc dit que comme l'eau salée se vaporise moins bien que l'eau pure, l'air au dessus de l'eau salée serait plutôt de l'air sec (de plus la réaction est rapide du fait de l'agitation donc ne permettrait pas à l'eau de se vaporiser ) et donc cet air sec empêche que l'eau retourne en phase liquide. Si qqn pouvait m'éclairer ?
J'espère avoir été claire,
merci d'avance
L'idée de la composition de l'air m'est venue car dans un TD on avait remarqué que si l'air était saturé, les champs ne gelaient pas même avec des températures inférieures à 0°C. (et contrairement : les champs gelaient avec de l'air sec)
Bonjour
Quand tu parles de "sel" : il s'agit bien du chlorure d'ammonium ?
Si oui, une baisse de température de 40°C est totalement irréaliste. Avec une enthalpie molaire de dissolution égale à 14,78kJ/mol, les 0,198mol de chlorure d'ammonium voient leur enthalpie augmenter lors de la dissolution de :
H1=0,198*14,78.103=2927J
L'ensemble {eau-calorimètre} subit une variation d'enthalpie :
H2=(meau+µ).Ce.T
En supposant la transformation adiabatique (pas de fuites thermiques) :
H1 + H2=0
Cela conduit à :
Bien sûr : il s'agit d'une valeur approchée mais beaucoup plus réaliste que celle dont tu parles !
Je viens de répondre à ton message sans assez prêter attention au titre : attention à ne pas confondre fusion et dissolution !
Merci pour votre réponse,
Les 40°C de ΔT sont donnés dans l'énoncé, et oui je parle bien du chlorure d'ammonium.
Il s'agit ici d'expliquer d'où vient cette différence de ΔH et je pense qu'elle vient de la fusion de l'eau salée après la dissolution du sel dans l'eau . Mais cette énergie dégagée lors de cette fusion pourrait re-faire fondre cette "glace" et donc faire de nouveau ΔH ... c'est cela que je ne comprends pas
Je me répète : tel que tu l'as copié sur ce forum : ton énoncé est incohérent et/ou incomplet... Tel que l'énoncé est copié, l'abaissement de température ne peut pas dépasser 7°C comme je l'ai démontré !
Il est exact que le chlorure de sodium dissous dans l'eau abaisse la température de fusion du mélange. La température de fusion peut descendre jusqu'à -22°C dans le cas d'un mélange eutectique mais un tel mélange correspond à 23g de chlorure de sodium solide introduits dans 77g d'eau . Ici, il ne s'agit pas de chlorure de sodium et tous les sels n'ont pas les mêmes propriétés ! Par exemple : la dissolution de chlorure de sodium dans l'eau est quasiment athermique . Je n'ai pas en tête le diagramme binaire du mélange eau - chlorure d'ammonium mais la question ne se pose pas puisque la température du mélange reste toujours supérieure à 0°C avec une température initiale de l'eau égale à la température ambiante du labo (20°C environ).
je comprends mais c'est bien comme cela que mon problème est posé ...
Dans le cas de NaCl est ce que la glace formée peut redonner de l'eau grâce à l'énergie libérée lors de la fusion ? Cela augmente -il la température de l'eau ? et ΔH ?
Merci d'avance
Dans le cas de NaCl à la place de NH4Cl, les choses sont encore plus simples : la dissolution s'effectue sans variation appréciable de température. Tu peux faire l'expérience très facilement chez toi si tu disposes d'un thermomètre : plonge le thermomètre dans de l'eau à température ambiante. Ajoute du chlorure de sodium lui aussi à température ambiante. Agite jusqu'à dissolution complète : tu ne détecteras pas de variation de température !
Remarque : dans mon calcul précédent, une "faute de frappe" sur ma calculatrice, m'a conduit à considérer 0,198mol de chlorure d'ammonium au lieu de 0,187mol. Cela conduit à T=-6,61°C . Cela ne change évidemment pas ma conclusion...
D'accord ...
Pour le cas d'un sel très endothermique, mon raisonnement sur la suite des réactions est probable ou totalement faux ?
Merci pour toutes vos réponses
Le chlorure d'ammonium est un des sels dont la dissolution est la plus endothermique. On pourrait envisager d'augmenter la proportion de chlorure d'ammonium dissout mais le problème se complique alors et demande de maîtriser la notion de diagramme binaire . Tes tentatives d'explications ne sont pas réalistes. De toutes façons, il est impossible d'obtenir une diminution de température de 40°C !
Le calcul que j'ai fait et qui aboutit à une diminution de température de 6,6°C seulement est approximatif pour deux raisons :
1° j'ai supposé le calorimètre parfaitement isolé. En réalité, l'intérieur du calorimètre étant plus froid que l'air ambiant, l'air ambiant extérieur tend à réchauffer légèrement l'intérieur.
2° j'ai considéré que la dissolution du chlorure d'ammonium ne modifie pas la capacité thermique du liquide que j'ai prise égale à celle de l'eau. En fait, la dissolution augmente un peu la capacité thermique, ce qui conduit à une diminution de température un peu plus faible que celle que j'ai calculée.
Conclusion : la diminution de température est surement un peu inférieure à celle que j'ai calculée. Fais l'expérience au labo pour t'en convaincre : tu devrais obtenir une diminution de température de l'ordre de 6°C.
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