LA CHALEUR MOLAIRE DE FORMATION DE L’OXYDE DE MAGNÉSIUM

Travail de chimie
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Groupe : 90

10 janvier 2014
Tables des matières
1. But du laboratoire p.3
2. Théorie en lien avec le laboratoire p.3
3. Protocole p.5
3.1. Matériel p.5
3.2. Manipulations p.5
4. Données p.6
5. Calculs p.7
6. Résultats p.11
7. Discussion p.11

Labo 14 – La chaleur molaire de formation de l’oxyde de magnésium
1. But : Nous cherchons ici à trouver la chaleur molaire qui sera dégagée ou absorbée par la formation de l’oxyde de magnésium.
2. Théorie importante :
2.1. Loi utile : La loi qui va nous permettre de réussir, c’est bien sur la loi de Hess. En effet, la réaction qui forme l’oxyde de magnésium (MgO) est très rapide, donc il est très difficile de mesurer la variation d’enthalpie. C’est ainsi que vient en aide notre cher ami Hess avec sa loi. Certaines réactions se font en plusieurs étapes. La loi de Hess permet de décomposer la réaction en ces étapes et additionner les chaleurs de réaction à la fin afin de trouver la chaleur de réaction sans nécessairement faire la réaction.
2.2. Choix des équations : Parmi les 5 équations fournies, il nous en faut 3 pour pouvoir appliquer la loi de Hess. Voici la liste de formules et leur explication correspondante.
Équation
Choisie
Explication
Mg(s) + 2 HCl(aq) – MgCl2(aq) + H2(g)
Oui
Cette équation a du côté des réactifs du Mg qui est nécessaire à notre équation finale

Mg(s) + H2O(l) – MgO(s) + H2(g)

non

La réaction est trop lente pour la reproduire correctement en laboratoire
MgO(s) + 2 HCl(aq) – MgCl2(aq) +H2O(l) oui En inversant la réaction, nous obtenons le MgO du côté des produits qui est nécessaire pour notre équation finale
H2(g) + 1/2O2(g) – H2O(l) + 285,8KJ oui La demie mole de O2 gazeux est nécessaire du côté des réactifs de notre équation finale
H2(g) + 1/2O2(g) – H2O(g) + 241,8KJ non L’équation serait correcte