Equilibre chimique- Loi d’action de masse - Thermodynamique
Matériel et Produits :
Ethanol Absolu - Acide Acétique Pur - Acide Sulfurique Concentré - Acétate d'Ethyle - Solution Titrée de Soude 2 M - Acide Salicylique - Acide Acéthyl-Salicylique (Aspirine) - Solution diluée de Chlorure de Fer(III) - Solution Titrée d'Acide Acétique 0,1 M - Solution Titrée d'Acétate de Sodium 0,1 M - Solution de Sulfate de Cuivre 0,1 M - Solution de Sulfate de Zinc 0,1 M - Cuivre en Poudre - Zinc en Poudre - Solutions Titrées de Nitrate d'Argent 0,1 M et 0,01 M - Solutions Titrées de Chlorure de Sodium 0,1 M et 0,01 M - Ammoniaque 10 M -
Solutions saturées de Chlorure d'Argent et d'Iodure d'Argent - Solution de Chromate de Potassium 0,01 M - Solution d'Iodure de Potassium 0,01 M - Tubes à Essais (12) - Portoirs (2) - Thermomètres (2) - Bain Thermostaté ou gros bain-marie - Bains de glace - Bechers 250 ml (2) - Bechers 150 ml (4) - Bechers 100 ml (6) - Fioles jaugées 50 ml (10) - Fioles jaugées 100 ml (5) - Pipettes 2 ml (2) - Pipettes 5 ; 10 ; 15 ; 20 et 25 ml (2 de chaque) - Pipettes 10 ml (2) - Pipette 20 ml + Propipette - pH-mètres (2) - Multimètre Numérique - Fils électriques - Electrodes d'Argent (2) - Electrodes de Cuivre (2) - Electrodes de Zinc (2) - Electrode au Calomel - Ballons + Chauffe-Ballons + Réfrigérant à Reflux (2 montages) - Burette (2) - Agitateurs Magnétiques (2) - Eprouvettes 50 ml (3) - Fiole à Vide - Buchner -
Calorimètre et accessoires -
Introduction :
L'étude des équilibres chimiques est une partie fondamentale de la thermodynamique (thermochimie ou thermodynamique chimique). Cette science, à été développée au XIX° siècle et à été considérée par beaucoup comme la Science par excellence. Elle reste néanmoins d'une approche ardue et nous essaierons ici d'en illustrer expérimentalement quelques aspects. Dans un premier temps nous montrerons ce qu'est un équilibre chimique, c'est à dire une réaction chimique inversable, pour cela, nous étudierons la réaction d'estérification/hydrolyse. Nous montrerons ensuite qu'il existe une relation entre les concentrations des réactifs et celles des produits. Cette relation est connue sous le nom de "loi d'action des masses". Nous établirons expérimentalement cette relation dans le cas d'un équilibre acido-basique. Nous étudierons ensuite un équilibre d'oxydo-réduction dont nous déterminerons la constante équilibre et l'influence de la température sur celle-ci. Nous déterminerons a cette occasion deux grandeurs thermodynamiques fondamentales : enthalpie et entropie de référence d'une réaction chimique. Nous déterminerons ensuite des constantes d'équilibre de réactions de précipitation et de complexation. Enfin la détermination expérimentale d'enthalpies de réactions chimiques par calorimétrie sera étudiée.
I) Equilibre chimique - estérification et hydrolyse :
On va utiliser l'acide salicylique et l'acide acéthyl-salicylique (aspirine). L'acide salicylique est l'acide ortho-hydroxy-benzoïque il possède à la fois une fonction acide et une fonction phénol. L'aspirine est obtenu par estérification de sa fonction phénol par l'acide éthanoïque. On peut facilement différencier ces deux produits par un test de reconnaissance de la fonction phénol qui donne un complexe violacé avec les ions fer(III). Réaliser le test avec les deux produits. Dans un tube à essai mettre une solution diluée de FeCl3 puis rajouter quelques cristaux du produit à tester, l'apparition d'une coloration violette intense est caractéristique des phénols. L'acide salicylique donne un test positif, et l'aspirine un test négatif.
1) Préparation de l'aspirine :
Dans un erlen de 250 ml introduire 5 g d'acide salycilique, 10 ml d'acide acétique pur et 2 ml d'acide sulfurique concentré. Surmonter d'un réfrigérant à air et mettre 40 minutes au bain-marie bouillant, en agitant de temps en temps. Laisser refroidir puis verser petit à petit 75 ml d'eau en agitant violemment. L'aspirine précipite. Filtrer sur Buchner et rincer avec un peu d'eau froide. L'aspirine obtenue est généralement impure et contient encore de l'acide salicylique. Le vérifier par le test au FeCl3, si par chance le test est négatif on peut arrêter là. Sinon, la redissoudre à chaud (60°c) dans un minimum d'éthanol. Quand elle est dissoute verser de l'eau chaude (40 ml) pour faire reprécipiter l'aspirine. Laisser refroidir puis filtrer sur Buchner. L'aspirine ainsi recristallisée doit donner un test négatif avec le FeCl3, ce qui montre la disparition de la fonction phénol et donc l'estérification. Si le test est encore positif procéder à une autre recristallisation.
On pourra éventuellement prendre son point de fusion (135 °C) et le comparer avec l'acide salicylique de départ (157°C).
2) Hydrolyse de l'aspirine :
Dans un erlen introduire 5 g d'aspirine, 20 ml d'eau et 2 ml d'acide sulfurique pur. Surmonter d'un réfrigérant à air et mettre 20 minutes au bain-marie bouillant. Laisser refroidir puis faire le test au FeCl3. L'apparition d'une coloration violette montre que l'aspirine à été hydrolysée pour redonner l'acide salicylique de départ. On peut pour gagner du temps faire l'expérience rapidement au tube à essais. Introduire quelques cristaux d’aspirine dans le tube à essais , ajouter de l’eau distillée et quelques gouttes d’acide sulfurique. Porter à ébullition. L’ajout de FeCl3 provoque l’apparition du complexe violet . Parfois même l’hydrolyse naturelle de l’aspirine par l’humidité de l’air est suffisante pour que le test soit positif avec l’aspirine commerciale si celle ci n’a pas été soigneusement maointenue à l’abris de l’humidité. Même conclusion que précédemment : équilibre chimique.
II) Equilibre Acido-Basique / Constante d'Acidité :
1) Etude du couple acide acétique (AH) / Ion acétate (A-)
a) Préparation de mélanges de AH et NaA :
Dans une fiole jaugée de 50 ml introduire à la pipette un volume V de solution titrée 0,1 M d'acide acétique, compléter à 50 ml avec une solution titrée 0,1 M d'acétate de sodium. Réaliser ainsi 5 mélanges avec V = 5 ; 10 ; 15 ; 20 et 25 ml.
Refaire la même opération en inversant les rôles de AH et NaA.
b) Mesure des pH des mélanges préparés :
Avec un pH-mètre préalablement étalonné à pH=4 mesurer les pH des mélanges préparés.
c) Tableau de mesures :
Compléter le tableau suivant. L'utilisation d'un tableur sera appréciée.
Va 5 10 15 20 25 30 35 40 45
Vb 45 40 35 30 25 20 15 10 5
C0a=CaVa/50
C0b=CbVb/50
pH
(H3O+)
(OH-)
(Na+)= C0b
(A-)
(AH)
log R = log ((A-)/(AH))
d) Exploitation des résultats :
Tracer la courbe pH = f (log R) .
On obtient une droite de pente unité et d'ordonnée à l'origine pKa.
Faire une régression linéaire. Utiliser un tableur pour tous les calculs, le graphe et la régression linéaire. "Excell" ou "Régressi" conviennent très bien.
Pour garnir le tableau on utilisera l'electroneutralité des solutions et la conservation de la matière.
La droite obtenue permet d'écrire pH = pKa + log R, en réarrangeant on retrouve la définition du Ka. Comparer la valeur trouvée avec celle couramment admise 4,75.
Pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux voir la disquette d’accompagnement :Fichier EqpKa
Electroneutralité : (A-) + (OH-) = (Na+) + (H3O+)
Conservation de la Matière :
(Na+) = C0b
(A-) = (H3O+ - (OH-) + (Na+ )
(A-) = (H3O+) - (OH-) + C0b
(AH) = C0a + C0b - (H3O+) + (OH-) - C0b
(AH) = C0a - (H3O+) + (OH-)
pH = pKa + log R
- log (H3O+) = - log Ka + log R
- log (H3O+) = log R /Ka
(H3O+) = Ka / R
Ka = (H3O+)(A-)/(AH)
2) Etude du couple ion ammonium / ammoniaque : (FACULTATIF)
Procéder de la même façon en mélangeant NH3 et NH4Cl.
Dans ce cas pKa = 9,25.
III) Equilibre d'oxydo-réduction / Influence de la température
1) Etude d'une pile de Daniell zinc-cuivre :
a) Réaction chimique de la pile :
Dans un tube à essais verser une solution de sulfate de cuivre. Ajouter ensuite une bonne quantité de zinc en poudre. Introduire un thermomètre dans le tube et agiter. On constate que le zinc se recouvre petit à petit d'un dépôt rougeâtre. La température augmente sensiblement, il se produit une réaction exothermique. La solution initialement bleue se décolore petit à petit.
b) Caractérisation des réactif et des produits :
Dans un tube à essais introduire une solution de sulfate de cuivre puis ajouter goutte à goutte une solution 2 M de soude. On observe la formation d'un précipité bleu gélatineux d'hydroxyde de cuivre (II) Cu(OH)2 insoluble dans un excès de soude.
Procéder de la même façon avec du sulfate de zinc. On observe la formation d'un précipité blanc gélatineux d'hydroxyde de zinc (II) Zn(OH)2. Ce précipité se redissous ensuite dans un excès de soude par formation du complexe Zn(OH)42-
Prélever un peu de la solution décolorée du a) et faire le test à la soude. L'obtention d'un précipité blanc, soluble dans un excès de soude, prouve la formation d'ions Zn2+. La décoloration de la solution montre la disparition de l'ion Cu2+ . Le dépôt rougeâtre ne peut être que du Cuivre métallique.
La réaction qui a eu lieu est donc :
Cu2+ + Zn ----> Cu + Zn2+
Il y a eu échange d'électrons entre les réactifs, il s'agit d'une réaction d'oxydo-réduction. Cette réaction est exothermique et pratiquement totale.
2) Etude de la pile :
Réaliser une pile Zn / Zn2+ (1 M) / Pont salin / Cu2+ (1 M) / Cu. Mesurer sa f.e.m (on trouve 1,1 V) et montrer que son pôle + est sur le cuivre et son pôle - sur le zinc. La mesure de la f.e.m permet de déduire la circulation d'un courant électrique. L'identification des pôles de la pile permet de déduire le sens de circulation des électrons dans le conducteur extérieur. Les électrons sont produits à l'électrode de zinc (pôle moins) et consommés à l'électrode de cuivre (pôle plus). Le zinc est donc oxydé en Zn2+ fournissant au circuit extérieur deux électrons qui vont aller à l'électrode de cuivre. A l'électrode de cuivre les ions Cu2+ captent les électrons fournis par le conducteur extérieur et donnent du cuivre métallique. Par définition l'électrode où se produit la réduction est la cathode et celle où se produit l'oxydation est l'anode. Ici Zn = pôle moins = Anode et Cu = pôle plus = cathode.
Schématisation de la Pile :
Pôle MOINS : Zn ---> Zn2+ + 2 e-
Pôle PLUS : Cu2+ + 2 e- ---> Cu
Bilan : Zn + Cu2+ ---> Zn2+ + Cu
On retrouve l'équation bilan de la première réaction étudiée.
Ici l'échange électronique se fait par l'intermédiaire du conducteur extérieur.
3) Calcul de la constante d'équilibre :
La thermodynamique montre que la f.e.m de la pile peut être calculée par différence des potentiels de Nernst des 2 électrodes.
Ici, les solutions utilisées étant de molarités 1 M, la f.e.m de la pile est simplement égale à la différence des potentiels de référence des couples utilisés. Soit, 0,34 - (-0,76) = 1,1 V.
D'autre part, le E0 d'un Couple est relié à la variation d'enthalpie libre (DG0)i de la demi-réaction fictive écrite dans le sens :
Oxydant (i) + n(i) e- ----> Réducteur (i)
par la relation (DG0)(i) = - n(i) * F * E0(i).
Dans ce cas simple n1 = n2 = 2. La réaction chimique est simplement la somme des deux demi-réaction dont l'une écrite à l'envers.
On peut écrire : DG0 = DG01 - DG02
soit : DG0 = - (2 * F * E01) + (2 * F * E02)
soit encore : DG0 = 2F (E02 - E01)
comme DG0 = - R * T * Ln K
on a : Ln K = 2 * F * (E01 - E02) / (R * T)
ou : 2,3 Log K = 2 * F * (E01 - E02) / (R * T)
à 25 °C 2,3 * R * T / F = 0,059
donc finalement : Log K = 2 * (E01 - E02)/0,059
Ici on trouve : log K = 2 * 1,1 / 0,059 = 37
La réaction peut être considérée comme quasi-totale.
4) Influence de la température sur l'équilibre :
Les lois de Le Chatelier (ou la relation Vant'Hoff) laissent prévoir que cette réaction exothermique sera favorisée par des températures basses. Nous allons le vérifier expérimentalement par mesure de la f.e.m de cette pile à diverses températures. Mettre la pile dans un bain d'eau chaude (60°C). Introduire un thermomètre dans l'un des deux bechers, lire température et f.e.m. Laisser le bain refroidir petit à petit jusqu'à température ambiante. Agiter de temps en temps les deux solutions pour avoir une température homogène. Faire ainsi 6 ou 7 mesures de 5°C en 5°C. Noter la valeur de la f.e.m et sa variation avec la température. On peut ajouter de l'eau froide ou quelques glaçons de temps en temps pour accélérer le refroidissement.
La thermodynamique montre que DG0 = DH0 - (T * DS0)
A partir des valeurs de la f.e.m E, qui est reliée à DG0, il est possible de déterminer expérimentalement la variation d'enthalpie de référence DH0 et la variation d'entropie de référence DS0 de la réaction.
DG0 = - 2 * F * E
DH0 - ( T * DS0) = - 2 * F * E
E = - DH0/(2 * F) + ( TDS0 / (2 *F) )
En portant sur un graphe E = f(T) on doit trouver une droite de pente DS0/2F et d'ordonnée à l'origine - DH0/2F. Faire une régression linéaire. Calculer DH0 et DS0 et les comparer au valeurs de la littérature. Calculer aussi DG et logK pour chaque température et tracer le graphe log K = f (T°K). On obtient une droite de pente négative. La réaction est donc bien favorisée par les basses températures comme le prévoient les lois de Le Chatelier.
Nous avons implicitement supposé que DH ne variaient pas avec la température. Cette approximation est légitime dans le domaine de température étudié. On obtient généralement d'assez bonnes valeurs de DG0 et DH0 par cette technique, par contre la valeur obtenue pour DS0 est peu précise. Cela est du au fait que la plage de températures utilisée est très étroite. D'autre part, pour obtenir de bons résultats, il faudrait être à l'équilibre, la pile ne devrait débiter aucun courant. Pour cela, il faudrait la mettre en opposition avec une autre pile de même f.e.m. Malgré la simplicité de l'appareillage utilisé on obtient tout de même des résultats satisfaisants. Voir des exemples de résultats expérimentaux obtenus par cette technique pages suivantes.
Pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux voir la disquette d’accompagnement : Fichier PileDan
Données Thermodynamiques :
Pour la réaction : Cu2+ + Zn ----> Cu + Zn2+ à 298 °K :
Enthalpie de référence : -219 kJ mol-1
Entropie de référence : -21 J mol-1 K-1
Enthalpie libre de référence : -213 kJ mol-1
IV) Equilibres de précipitation / détermination de Ks :
1) Par titrage potentiométrique : (FACULTATIF)
(Méthode longue et peu précise.)
Titrer une solution de nitrate d'argent 0,1 M par une solution de chlorure de sodium 0,1 M. Pour cela introduire 10 ml de AgNO3 à la pipette dans un becher de 100 ml. Immerger une électrode d'argent et une électrode de référence au calomel reliées a un pH-mètre - millivoltmètre. Verser à l'aide d'une burette la solution de NaCl (de 0,5 en 0,5 ml puis de 0,1 en 0,1 ml à l'approche du point équivalent) et noter la f.e.m E . Tracer la courbe de titrage E = f ( VNaCl ). Déterminer le point équivalent et lire la f.e.m correspondante. Par définition du P.E aucun des réactif n'est en excès, ils sont dans les proportions stoechiométriques. On a alors une solution saturée de chlorure d'argent:
(Ag+)=(Cl-)=
.
La f.e.m est alors reliée à Ks.
EAg = 0,8 + 0,06 log (Ag+)
ERef = 0,242 V
E = EAg - ERef = 0,558 - 0,06 log (Ag+)
Eeq = 0,558 - 0,03 log Ks
log Ks = (0,558 - Eeq)/0,03
La valeur trouvée est en général peu précise et ne donne qu'un ordre de grandeur. En effet, on est sur la partie verticale de la courbe, et E varie trop rapidement pour que la valeur de Eeq soit correctement déterminée. La valeur couramment admise dans la littérature est pKs = 9,8.
2) A l'aide d'une solution saturée : (FACULTATIF)
Préparer une solution saturée de AgCl ou de AgI par dissolution du produit pur solide dans de l'eau distillée. Immerger une électrode d'argent et une électrode au calomel et mesurer la f.e.m comme précédemment. La valeur du Ks est donnée par la relation précédante. Cette technique beaucoup plus rapide est aussi plus précise si les produits utilisés sont purs (pKs de AgI = 16,1). Elle ne donne toutefois pas toujours d’excellents résultats. On l’essaira, si le résultat obtenu n’est pas satisfaisant on ne la présentera pas.
3) A l'aide d'une pile :
Exemple AgCl :
Réaliser une pile Ag / NaCl 0,01 M / Pont Salin / AgNO3 0,01 M / Ag. Ajouter une goutte de AgNO3 dans la solution de NaCl. Mesurer la f.e.m E de la pile. L'ajout de AgNO3 fait précipiter AgCl, l'addition se fait sans variation de volume, et on peut considérer que la concentration en ion Cl- n'est pas modifiée.
Le potentiel de la première électrode d'argent est donné par :
E1 = 0,8 + 0,06 log (Ks /(Cl-))
E1 = 0,8 + 0,06 log Ks - 0,06 log 0,01
E1 = 0,92 + 0,06 log Ks
Celui de la deuxième électrode est donné par :
E2 = 0,8 + 0,06 log 0,01= 0,92
Soit finalement : E = 0,06 log Ks
On peut selon le même principe mesurer le Ks de AgI ou celui de Ag2CrO4 par exemple. (pKs Ag2CrO4 = 12). Ag2CrO4 donne généralement de très bons résultats : voir Thème N° 14
V) Equilibres de complexation / Détermination de Kd :
Complexe aminé de l'argent Ag(NH3)2+:
Dans une fiole jaugée de 100 ml introduire à la pipette 10 ml d'une solution de AgNO3 à 0,1 M. Compléter à 100 ml avec de l'eau distillée. Refaire la même chose dans une deuxième fiole, mais rajouter 20 ml de solution titrée d'ammoniaque 10 M (pipette + propipette) avant de compléter à 100 ml. Transvaser dans deux bechers, puis immerger une électrode d'argent dans chaque solution. Relier par un pont salin et mesurer la f.e.m de la pile ainsi constituée.
Le premier becher contient uniquement l'ion Ag+ à la concentration 0,01 M.
soit E1 = 0,8 + 0,06 log 0,01 = 0,68 V
Dans le deuxième becher l'ion Ag+ est complexé par NH3 selon la réaction équilibrée.
Ag+ + 2 NH3 ----> Ag(NH3)2+
avec Kd = (Ag+) * (NH3)2 / (Ag(NH3)2+)
Soit (Ag+) = Kd * (Ag(NH3)2+ ) / (NH3)2
La concentration en NH3 est de 2 M, ce large excès permet de supposer Ag+ est totalement complexé et que la concentration en NH3 n'est pas modifiée.
On a donc : (Ag(NH3)2+) = 0,01 M et (NH3) = 2 M
(Ag+) = Kd * 0,01 / 4 = 0,0025 Kd
Soit E2 = 0,8 + 0,06 log (0,0025 Kd)
Finalement :
E = E2 - E1 = 0,12 + 0,06 log 0,0025 + 0,06 log Kd
E = - 0,03612 + 0,06 log Kd
Soit : log Kd = (E + 0,03612) / 0,06
La valeur admise par la littérature est : pKd = - log Kd = 7.
Attention au branchement du multimètre : pour mesurer E2 - E1 la borne V/Ohm doit être sur l'électrode 2 et la borne COM sur l'électrode 1.
Voir aussi thème N° 15 pour une autre mode opératoire.
VI) Mesure d' enthalpies de réactions par calorimétrie :
1) Mode Opératoire :
Dans un bécher, faire chauffer 200 ml d'eau distillée vers T=50 °C.
Dans un autre bécher introduire 200 ml d'eau distillée et quelques glaçons de façon à abaisser la température de l'eau vers 10 °C.
Remplir une fiole jaugée de 100 ml d'une solution 1 M d'acide chlorhydrique dont on notera la température initiale (TiHCl).
Peser sur verre de montre précisément environ 3 g de soude en pastilles.
Introduire 100 ml (fiole jaugée ) d'eau chaude dans le calorimètre.
Attendre quelques instant que la température se stabilise et noter cette température (Tich). Mesurer de même 100 ml d'eau froide et noter sa température initiale (Tifr).
Verser l'eau froide dans le calorimètre en agitant et noter la température finale (Tf).
Verser la soude dans le calorimètre tout en agitant et noter la température obtenue après dissolution (TDiss).
Verser alors les 100 ml d'acide chlorhydrique et noter la température obtenue après neutralisation (TNeut).
Calculer les variations de température :
DTch = Tf - Tich
DTfr = Tf - Tifr
DTHCl= Tneut - TiHCl
DTDiss = Tdiss - Tf
DTNeut = Tneut - Tdiss
2) Résultats :
A partir des résultats expérimentaux on déterminera successivement :
a) La valeur en eau du calorimètre et de ses accessoires.
b) L’enthalpie de dissolution de la soude : DHDiss.
c) L’enthalpie de la réaction de neutralisation de NaOH par HCl : DHNeut.
3) Calculs :
a) Calcul de m : Valeur en eau du calorimètre
On assimile le calorimètre et ses accessoires à une masse d'eau supplémentaire dont on va calculer la valeur. Ecrivons que la somme des chaleurs échangées par l'eau chaude, l'eau froide et le calorimètre est nulle :
Qchaude + Qfroide + Qcal = 0
Soit en écrivant Q = m * C * DT
Mch * Cch* DTch + Mfr * Cfr * DTfr + m * Ccal * DTcal = 0
Le calorimètre étant assimilé à de l'eau on prendra Ccal =Ceau, la variation de température du calorimètre sera assimilée à celle de l'eau chaude DTcal = DTch.
Pour simplifier le problème on suppose que la masse volumique de l'eau est constante ainsi que sa capacité calorifique massique.
Cfr = Cch = Ccal = 4,18 J g-1
Mch = Mfr = 100 g
418 * DTch + 418 * DTfr + 4,18 * m * DTch = 0
Soit finalement : m = - (100*(1+(DTfr/DTch)))
Un calcul d'incertitude montre que l'incertitude absolu sur la valeur en eau du calorimètre est de l'ordre du gramme.
b) Calcul de l'enthalpie de dissolution DHDiss :
On assimilera toutes les solutions à de l'eau pure pour simplifier les calculs.
Ecrivons que la somme des chaleurs échangées est nulle.
Qeau + Qcal + QDiss = 0
meau * Ceau * DTeau + mcal * Ccal * DTcal = - QDiss
Si on assimile comme précédemment le calorimètre a de l'eau :
(meau + m) * 4,18 * DTDiss = - QDiss
QDiss = - ( 200 + m ) * 4,18 * DTeau
Pour calculer le DH correspondant, il suffit de ramener ce résultat à 1 mole en le divisant par 0,075. Comparer avec la valeur de la littérature (- 42,9 k J mol-1).
Un calcul d'incertitude que l'on pourra réaliser montre que l'incertitude absolue sur DHDiss est de l'ordre de 3 k J mol-1 (soit de l’ordre de 10 %).
c) Calcul de l'enthalpie de neutralisation DHNeut :
Lors de l'addition de HCl il se produit la réaction de neutralisation d'un acide fort par une base forte :
H+ (aq) + OH- (aq) ------> H2O(l)
Qeau + Qcal + QHCl + QNeut = 0
(meau + m ) * 4,18 * DTNeut + mHCl * 4,18 * DTHCl = -QNeut
QNeut =- 4,18*(( 200 + m ) * DTeau + (100*DTHCl))
Comme précédemment il suffit de diviser ce résultat par 0,075 pour obtenir la valeur de DHNeut. On a mis en effet un excès de HCl (0,1 mole). Comparer avec la valeur de la littérature (DH = -55,9 k J mol-1). Ici ,l'incertitude absolue est de l'ordre de 4 k J mol-1 (soit de l’ordre de 10 %)
Remarque : pour obtenir des résultats comparables à ceux de la littérature il faudrait utiliser un thermomètre de précision au moins à 0,1 °C près. Si le thermomètre utilisé est d’une précision inférieure les incertitudes sont énormes et on ne pourra obtenir qu’un ordre de grandeur pour les enthalpies de dissolution et de neutralisation.
Voir disquette d’accompagnement pour une exploitation informatique des résultats expérimentaux : Fichier Calori