LAB 3

Pages: 5 (1045 mots) Publié le: 19 mai 2014
 Laboratoire 3
La loi de Hess et l’enthalpie de combustion du magnésium



Introduction
But: Le but de ce laboratoire s’agit de déterminer la variation d’enthalpie de la réaction de combustion du magnésium (une réaction trop dangereuse d’effectuer dans un calorimètre en polystyrène). Pour déterminer cette valeur on va mesurer la variation de la température de deux différentes réactionsdans un calorimètre pour pouvoir ensuite appliquer la loi de Hess et déterminer la variation d’enthalpie de notre équation cible.
Hypothèse : En mesurant la variation d’enthalpie (ΔH) de nos deux réactions expérimentales (équation 1 et 2 ci-dessous) nous pourrons calculer la valeur de la ΔH de notre équation cible, ce qui devrait donnée une valeur de -601,8 kJ/mol1.








Schéma demontage
Précisions : L’entonnoir est utilisé pour verser la solution HCl en utilisant le trou sur le dessus du calorimètre. Le trou est ensuite couvert de ruban. Un nouveau calorimètre est utilisé pour chaque réaction.

Résultats
Résultats de la réaction 1:
Temps écoulés (s)
Température (°C)
Temps écoulés (s)
Température (°C)
10
24.20
100
28.10
20
25.40
110
28.10
30
26.20
12028.10
40
26.80
130
28.10
50
27.20
140
28.10
60
27.50
150
28.10
70
28.00
160
28.10
80
28.00
170
28.10
90*
28.10
180
28.10
*Temps dont la température cesse d’augmenter
Figure 1.1 : Ce tableau démontre les données de la réaction de l’équation 2
MgO(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2O

Figure 1.2 : Voici la représentation graphique de la température dégagée de la réaction entrel’acide chlorhydrique et l’oxyde de magnésium dans un intervalle de trois minutes.

Résultats de la réaction 2:
Temps écoulés (s)
Température (°C)
Temps écoulés (s)
Température (°C)
10
25.80
100
42.00
20
28.20
110
43.10
30
31.20
120
44.30
40
34.10
130
45.00
50
35.90
140
45.40
60
37.50
150*
45.50
70
38.60
160
45.50
80
40.00
170
45.50
90
41.10
180
45.50*Temps dont la température cesse d’augmenter
Figure 1.3 : Ce tableau démontre les données de la réaction de l’équation 3
Mg(s)+2HCl(aq)→MgCl2(aq)+H2(g)


Figure 1.4 : Voici la représentation graphique de la chaleur dégagée de la réaction entre l’acide chlorhydrique et le magnésium dans un intervalle de trois minutes.

Calculs
Nombres de moles des réactifsChaleur libérée de l’équation 1 (Q)
MgO(s)+2 HCl (aq) →MgCl2 (aq)+H2O(l)








ΔH de l’équation 1
MgO(s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2O(l)






Chaleur libérée de l’équation 2 (Q)
Mg(s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g)







ΔH de l’équation 2
Mg(s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g)




Application de la loi de Hess


Calcule du pourcentage d’erreurAnalyse
En utilisant le principe d’additivité des chaleurs (la loi de Hess) nous avons pu calculer la variation d’enthalpie d’une réaction trop dangereuse pour effectuer réellement en salle de classe. En utilisant des réactions qui peuvent être réalisé en laboratoire et des réactions auquel on connaît déjà les variations d’enthalpies, on a pu additionner les variations d’enthalpie pour déterminer lavaleur du ΔH de notre équation cible.
Nos résultats nous démontrent clairement une courbe qui démontre l’augmentation de la température en fonction du temps. Dans le cas de notre première réaction (entre l’oxyde de magnésium et l’acide chlorhydrique), on a vu qu’une petit augmentation dans la température. Par contre lors de notre deuxième réaction, la température à augmenter beaucoup plus. Cettedifférence est très bien illustré par les figures 1.2 et 1.4.
En se basant sur la valeur théorique de la variation d’enthalpie de notre équation cible, nous avons déterminé que nos résultats ont un pourcentage d’erreur de 6%. Il existe de nombreuses possibilités pour expliquer ceci :
En premier lieu, il existe la possibilité qu’il y a eu lieu une perte de chaleur dans notre calorimètre;...
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