060 – Vitesse de réaction entre les molécules

Deux substances, un acide, un calorimètre et une question qu'une seule expérience ne peut pas résoudre : quelle quantité d'énergie est libérée lorsque le magnésium brûle dans l'oxygène ? Le magnésium brûle beaucoup trop violemment et beaucoup trop intensément pour être mesuré directement dans un calorimètre scolaire, et on ne peut pas le persuader de réagir lentement dans un béquet d'eau. La solution au problème est le truc classique de la thermochimie — mesurer deux réactions qui boîte être exécutées en toute sécurité, puis de les combiner arithmétiquement pour obtenir celle qui ne le peut pas. C’est la loi de Hess : l’enthalpie étant une fonction d’état, la variation d’énergie entre deux états ne dépend pas de la voie empruntée entre eux, de sorte qu’une réaction impossible à mesurer peut être assemblée à partir de réactions faciles.

Les deux réactions faciles sont celles réalisées ici. Le magnésium métallique se dissout dans l'acide chlorhydrique, produisant de l'hydrogène et une solution de chlorure de magnésium ; l'oxyde de magnésium se dissout dans le même acide, produisant la même solution et de l'eau au lieu de l'hydrogène. Toutes deux sont exothermiques, toutes deux vont à terme en quelques minutes, et toutes deux sont sûres dans un récipient fermé avec de l'acide dilué. En soustrayant l'une de l'autre, et en ajoutant l'enthalpie de formation connue de l'eau liquide, il reste exactement la combustion du magnésium. Dans ce laboratoire, vous exécuterez les deux réactions tour à tour dans le même calorimètre avec 100 mL d'acide chlorhydrique à 1 mol/L, enregistrerez la température avant et après chacune, et suivrez les deux sur le même graphique température en fonction du temps — ce qui rend également visible le deuxième point du laboratoire, à savoir que deux réactions entre les mêmes éléments peuvent libérer des quantités d'énergie très différentes à des vitesses très différentes.

Objectifs Éducatifs

Familiarisation avec le banc de calorimétrie

• Identifiez le calorimètre, son couvercle avec les orifices pour l'agitateur et le thermomètre, la balance, l'éprouvette graduée et la pastille, et indiquez la contribution de chacun à une détermination.
• Il faut reconnaître que le même appareil est utilisé deux fois, de sorte que toute imperfection du récipient affecte les deux séries de mesures de la même manière et s'annule largement lors de la soustraction des deux.

Effectuer une mesure répétée proprement

• Vider, rincer et refroidir le calorimètre entre chaque essai, et expliquer pourquoi chacune de ces trois étapes est nécessaire avant de pouvoir commencer la deuxième réaction.
• Confirmez que le deuxième essai commence à la même température initiale que le premier, au lieu de le supposer.

Deux réactions du même métal

• Écrivez et équilibrez les deux équations : Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂ + H₂(s)₂(aq) + H₂(g) et MgO(s) + 2 HCl(aq) → MgCl₂(aq) + H₂O(l), et identifiez ce qui est identique et ce qui est différent entre les produits.
• Expliquez pourquoi seul le premier produit un gaz, et ce que cela implique pour la manipulation d'un calorimètre fermé.

Mesure calorimétrique

• Postuler q = MCΔT à chaque essai et diviser par la quantité du réactif limitant pour obtenir deux enthalpies molaires.
• Démontrez par le calcul que l'acide est en excès dans les deux essais, de sorte que le métal et l'oxyde limitent chaque réaction.

Loi de Hess

• Énoncez la loi de Hess et présentez le cycle qui relie les deux réactions mesurées et la formation d'eau à la formation d'oxyde de magnésium.
• Combinez les trois enthalpies avec les signes corrects pour obtenir une valeur pour une réaction qui n'a jamais été effectuée.

Comparaison des taux ainsi que des énergies

• Lire deux courbes sur un même ensemble d'axes et comparer à la fois la hauteur atteinte et la raideur de la montée.
• Expliquez pourquoi la réaction la plus exothermique est également la plus rapide ici, et identifiez les facteurs — la taille des particules, la solubilité, le mécanisme — qui en font ainsi.

Évaluation critique du résultat

• Comparez la valeur obtenue avec l'enthalpie de formation publiée de l'oxyde de magnésium et exprimez la différence en pourcentage.
• Identifiez laquelle des deux exécutions contribue le plus à l'erreur et dites ce qui devrait changer pour la réduire.

Protocole

1. Mesurer 100 mL d'acide chlorhydrique (HCl) 1 M à l'aide de la éprouvette graduée.
2. Versez le contenu de la éprouvette graduée dans le calorimètre.
3. Mettez le couvercle sur le calorimètre.
4. Insérez le thermomètre dans le trou du couvercle.
5. Pesez un petit morceau de ruban de magnésium (Mg) (environ 0,5 g) à l'aide de la balance.
6. Ouvrez le couvercle, placez le morceau de magnésium dans le calorimètre et refermez-le le plus rapidement possible.
7. Active le minuteur.
8. Activez l'agitateur du calorimètre en appuyant sur le bouton vert situé sur le couvercle.
9. Observez attentivement l'évolution de la température dans le tableau des résultats.
10. Attendez environ 3 minutes ou jusqu'à ce que la température cesse d'augmenter.
11. Arrêtez le chronomètre.
12. Réinitialisez le minuteur en appuyant sur le bouton Reset.
13. Arrêtez l'agitateur en appuyant sur le bouton rouge. Retirez le thermomètre, puis retirez le couvercle du calorimètre.
14. Versez le contenu liquide du calorimètre dans le bac à déchets noir. Retirez le morceau de ruban de magnésium à l'aide des pinces.
15. Rincer le calorimètre, le thermomètre et l'agitateur à l'eau distillée.
16. Laissez le calorimètre refroidir pendant environ 30 secondes.
17. Répétez les étapes 1 à 11 avec environ 1 g d'oxyde de magnésium en morceaux.

La réaction est accélérée d'un facteur 10, afin de pouvoir observer plus facilement son déroulement complet.

Résultats attendus

Les deux réactions réchauffent l'acide et se stabilisent toutes les deux en trois minutes environ, mais elles ne se ressemblent pas : le ruban de magnésium effervesce vigoureusement tandis que l'hydrogène se dégage et fait monter la température en flèche, alors que l'oxyde de magnésium se dissout tranquillement sans le moindre gaz et produit une élévation plus faible et plus douce. Sur le graphique de la tablette, les deux apparaissent ensemble, le métal formant la courbe supérieure et l'oxyde la courbe inférieure. Voici les relevés pris par le propre thermomètre de la simulation lors du passage de référence :

Les deux réactions ont l'acide en excès, donc c'est le solide qui les limite. 100 mL d'acide à 1 mol/L représente 0,100 mol de HCl. La partie 1 utilise 0,5 / 24,305 = 2,06 × 10⁻² mole de magnésium, qui consomme 4,1 × 10⁻² mol d'acide ; la partie 2 utilise 1,00 / 40,30 = 2,48 × 10⁻² mole d'oxyde de magnésium, qui consomme 5,0 × 10⁻² mol. Les deux laissent plus de moitié de l'acide n'ayant pas réagi, ce qui est la bonne façon de concevoir l'expérience : cela garantit que chaque particule de solide se dissout et que la chaleur mesurée correspond à une quantité connue de substance.

Convertir chaque augmentation de température en une enthalpie molaire. En prenant 100 mL d'acide dilué comme 100 g de liquide avec la capacité thermique massique de l'eau, 4,18 J g⁻¹ °C⁻¹:

La loi de Hess, qui est l'objet des deux expériences. Écrivez les deux réactions mesurées et la formation d'eau : (1) Mg(s) + 2 H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂(g), ΔH₁; (2) MgO(s) + 2 H⁺(aq) → Mg²⁺(aq) + H₂O(l), ΔH₂; (3) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH₃ = −285,8 kJ/mol. En inversant l'équation (2) et en l'ajoutant aux équations (1) et (3), on annule l'ion magnésium, les protons, l'eau et l'hydrogène, ce qui donne Mg(s) + ½ O₂(g) → MgO(s). Par conséquent, ΔH_f(MgO) = ΔH₁ − ΔH₂ + ΔH₃. Avec les enthalpies publiées, qui sont de −466,9 − (−151,1) + (−285,8) = −601,6 kJ/mol, ce qui correspond précisément à l'enthalpie de formation tabulée de l'oxyde de magnésium, le cycle se ferme exactement, et c'est le résultat que le laboratoire a pour mission de reproduire.

Pourquoi le métal surpasse autant l'oxyde. Les deux réactions se terminent par le même ion magnésium aqueux, de sorte que la différence entre elles réside entièrement dans les réactifs de départ. Dans l'oxyde de magnésium, le magnésium a déjà été oxydé : ses électrons ont déjà été cédés, l'énergie réticulaire du MgO (environ −3795 kJ/mol) a déjà été dépensée, et le dissoudre dans l'acide ne fait guère plus que remplacer l'ion oxyde par deux molécules d'eau. Dans le magnésium métallique, les deux électrons de valence sont toujours là pour être perdus, et c'est la perte de ces électrons au profit des protons de l'acide qui libère l'énergie. La réaction de l'oxyde est une neutralisation acido-basique ; la réaction du métal est une réaction d'oxydoréduction. C'est la seule phrase qu'un élève devrait retenir, et c'est pourquoi la différence est d'un facteur trois plutôt que de quelques pourcents.

Les tarifs diffèrent également, et pour des raisons distinctes. La courbe du métal monte plus abruptement et atteint son plateau plus tôt. Trois facteurs y contribuent : la réaction du métal est plus exothermique par mole, de sorte qu'elle chauffe son propre environnement plus rapidement et que le facteur d'Arrhenius joue en sa faveur ; des bulles d'hydrogène se forment sur le ruban et agitent le liquide à la surface là où cela compte, exposant continuellement du métal frais ; et l'oxyde est ajouté “ en morceaux ”, de sorte qu'il présente moins de surface par gramme qu'un ruban mince. À noter que ce dernier point est un choix expérimental, et non une propriété des substances — l'oxyde de magnésium broyé réagirait plus rapidement que sous forme de morceaux, exactement comme le démontrent les laboratoires 061 et 062 pour d'autres solides — un étudiant ne doit donc pas en conclure que l'oxyde est intrinsèquement le réactif le plus lent.

Résumé du devoir par tranche d'âge

Classe de 3e à la 2de

Focalisation Comparaison de deux réactions exothermiques du même élément.

Activités : Enregistrez la température initiale et finale pour chaque essai et indiquez les deux augmentations. Décrivez les deux réactions avec des mots, en notant que l'une produit un gaz et l'autre non, et dites comment vous pourriez les distinguer les yeux fermés. Écrivez les deux équations équilibrées. Lisez les deux courbes sur le graphique de la tablette et dites quelle réaction a libéré le plus d'énergie et laquelle s'est terminée le plus tôt. Expliquez pourquoi le calorimètre doit être vidé, rincé et refroidi avant le deuxième essai, et ce qui se passerait si ce n'était pas le cas.

11e année

Focalisation Calorimétrie quantitative de deux réactions et la raison pour laquelle elles diffèrent.

Activités : Calculez la quantité de magnésium et d'oxyde de magnésium, et montrez par comparaison avec les 0,100 mol d'acide disponible que le solide est le réactif limitant dans les deux essais. Appliquez q = MCΔT pour chaque expérience avec la substitution écrite en entier, puis obtenez les deux enthalpies molaires. Expliquez en fonction des états d'oxydation pourquoi le métal libère environ trois fois plus d'énergie par mole que l'oxyde, et identifiez une réaction comme étant une oxydoréduction et l'autre comme une neutralisation. Calculez le volume d'hydrogène produit dans la partie 1 et commentez le fait de faire cela à l'intérieur d'un calorimètre fermé.

12e année / Niveau universitaire

Focalisation La loi de Hess, la propagation des erreurs et la crédibilité d'un résultat dérivé.

Activités : Explicitez le cycle en trois étapes, avec chaque équation inversée ou conservée selon le besoin, et montrez quelles espèces s'annulent. Combinez les enthalpies pour obtenir l'enthalpie de formation de l'oxyde de magnésium, d'abord à partir des valeurs mesurées puis à partir de celles publiées, et comparez les deux avec la valeur tabulée de −601,6 kJ/mol. Concevez l'étalonnage qui donnerait la capacité thermique du calorimètre. Enfin, expliquez pourquoi ce cycle est la méthode standard pour obtenir une enthalpie de combustion qui ne peut pas être mesurée directement, et citez une autre quantité obtenue de la même manière.

Essentiels de laboratoire

Instruments

• Calorimètre avec couvercle isolant, orifice pour thermomètre et agitateur intégré (bouton vert pour démarrer, rouge pour arrêter)
• Thermomètre, inséré par le couvercle (affiche les degrés Celsius entiers)
• Balance électronique
• Éprouvette graduée, 100 mL, pour mesurer l'acide
• Minuteur, avec un bouton de réinitialisation, utilisé une seule fois pour chaque exécution
• Pinces, pour retirer le ruban n'ayant pas réagi du calorimètre
• Spatule
• Bécher (1000 mL) et bac de récupération noir, pour l'acide usagé et les rincer
• Flacon laveur d'eau distillée, pour rincer le calorimètre, le thermomètre et l'agitateur entre les essais
• Tablette, pour le protocole, le tableau de résultats et le graphique température en fonction du temps

Produits

• HCl 1 mol/L (solution), 100 mL pour chacun des deux essais
• Magnésium (en ruban), environ 0,5 g
• Oxyde de magnésium (en morceaux), environ 1 g
• Eau distillée, pour le rinçage