Généré le: 17 juin 2026 à 17:25

Calculateur d’enthalpie par calorimétrie

Données

Masse de la solution100 g
Capacité thermique massique4 184 J/(kg·K)
Variation de température5 °C
Moles ayant réagi0,05 mol

Généré avec OneCalc · https://onecalc.app/fr/chemistry/enthalpy-of-reaction-calorimetry

Chimie

Calculateur d’enthalpie par calorimétrie

Détermine l’enthalpie de réaction (chaleur de réaction) à partir d’une variation de température mesurée par calorimétrie en gobelet. Saisissez la masse de la solution, sa capacité thermique massique, la variation de température et les moles ayant réagi pour obtenir la chaleur dégagée q = mcΔT en joules et l’enthalpie molaire ΔH_rxn en kJ/mol.

Données

J/(kg·K)
°C

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kJ/mol

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Enthalpie de réaction par calorimétrie

Dans un calorimètre à pression constante (gobelet), une réaction se déroule en solution et la chaleur qu’elle libère ou absorbe se manifeste par une variation de température de cette solution. La chaleur échangée avec la solution est

q=m c ΔTq = m \, c \, \Delta T
SymboleGrandeurUnité
qChaleur échangée avec la solutionJ
mMasse de la solutionkg
cCapacité thermique massique de la solutionJ·kg⁻¹·K⁻¹
ΔTVariation de températureK (= variation en °C)

Pour obtenir l’enthalpie par mole de réaction, on divise par les moles ayant réagi et on inverse le signe. La chaleur gagnée par la solution a été perdue par le système réactionnel, donc

ΔHrxn=−qn\Delta H_{rxn} = -\frac{q}{n}

Quand la température s’élève, ΔT est positif, q est positif, et ΔH ressort négatif — la signature d’une réaction exothermique.

Exemple résolu

Une réaction est conduite dans 100 g de solution aqueuse diluée. En assimilant la solution à l’eau, on prend une capacité thermique massique de c = 4184 J·kg⁻¹·K⁻¹. La température s’élève de 5 °C et 0,05 mol de réactif limitant est consommée. On détermine d’abord la chaleur absorbée par la solution, en exprimant la masse en kilogrammes (100 g = 0,1 kg) :

q=m c ΔT=0.1×4184×5=2092 Jq = m \, c \, \Delta T = 0.1 \times 4184 \times 5 = 2092\ \text{J}

On convertit ensuite en enthalpie molaire et on applique la convention de signe :

ΔHrxn=−qn=−20920.05=−41840 J/mol=−41.84 kJ/mol\Delta H_{rxn} = -\frac{q}{n} = -\frac{2092}{0.05} = -41840\ \text{J/mol} = -41.84\ \text{kJ/mol}

Le résultat négatif confirme que la réaction est exothermique, en accord avec la hausse de température.

Attention à la convention de signe

La variation de température est ici ΔT = T_finale − T_initiale. Comme un degré Celsius et un kelvin ont la même taille, une variation de 5 °C est une variation de 5 K : aucune conversion de température n’est nécessaire pour ΔT. Le seul endroit où le signe compte est l’étape finale : la chaleur entrant dans la solution (une hausse de température) signifie que la chaleur sort de la réaction, ce qui explique que ΔH_rxn porte le signe opposé à q.

Variation de températureType de réactionSigne de ΔH
La solution s’échauffe (ΔT > 0)Exothermiquenégatif
La solution se refroidit (ΔT < 0)Endothermiquepositif

Ce que le modèle simple laisse de côté

Ce calcul suppose un calorimètre parfaitement isolé où chaque joule passe dans la solution, et que la solution se comporte comme son solvant, si bien que la masse et la capacité thermique massique de l’eau peuvent représenter le mélange. Les mesures réelles perdent une partie de la chaleur vers l’extérieur et vers le gobelet ; un travail rigoureux inclut donc une constante calorimétrique — la capacité thermique de l’appareil lui-même — et corrige la chaleur perdue durant le mélange. Pour une expérience pédagogique de neutralisation ou de dissolution, l’approximation par l’eau est généralement assez proche pour retrouver une enthalpie molaire significative.

Questions fréquentes (FAQ)

Comment calcule-t-on l’enthalpie à partir de données calorimétriques ?

On détermine d’abord la chaleur absorbée par la solution : q = m × c × ΔT, où m est la masse de la solution, c sa capacité thermique massique et ΔT la variation de température. On divise ensuite par les moles de réactif consommé et on inverse le signe pour obtenir l’enthalpie molaire : ΔH_rxn = −q / n. L’inversion de signe traduit le fait que la chaleur gagnée par la solution a été perdue par le système réactionnel. Diviser des joules par des moles donne des J/mol, généralement exprimés en kJ/mol.

Qu’est-ce qu’un calorimètre en gobelet ?

Un calorimètre en gobelet est un calorimètre simple à pression constante, souvent littéralement un gobelet en mousse isolante muni d’un thermomètre. Une réaction est conduite en solution et on mesure la variation de température de cette solution. Comme l’expérience est ouverte à l’atmosphère à pression constante, la chaleur mesurée est égale à la variation d’enthalpie de la réaction. C’est un appareil pédagogique courant pour mesurer les chaleurs de neutralisation, de dissolution et d’autres réactions en solution.

Pourquoi ΔH est-il négatif pour une réaction exothermique ?

Lorsqu’une réaction exothermique libère de la chaleur, cette énergie passe dans la solution environnante dont la température s’élève, donc ΔT est positif et q (chaleur gagnée par la solution) est positif. L’enthalpie, en revanche, est une propriété du système réactionnel, qui a perdu cette énergie. Par convention ΔH_rxn = −q / n, si bien qu’une hausse positive de température donne un ΔH négatif. Les réactions endothermiques refroidissent la solution, donnant un ΔT négatif et un ΔH positif.

Quelles hypothèses ce calcul fait-il ?

Il suppose que le calorimètre est parfaitement isolé, de sorte que toute la chaleur passe dans la solution et qu’aucune ne fuit vers l’extérieur ni n’est absorbée par le gobelet lui-même. Il suppose aussi que la solution se comporte comme son solvant, donc la capacité thermique massique et la masse de l’eau sont utilisées pour les mélanges aqueux dilués. Un travail plus rigoureux ajoute la capacité thermique du calorimètre (sa constante calorimétrique) et corrige les pertes de chaleur durant la mesure.

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