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Zone d’entraide

Question de l’élève

Secondaire 5 • 2m

Bonjour!!!!!!!!!!!!!!!

Je sais pas comment répondre...

Nathalie veut baisser la température de 375,0 ml d’eau de 23,5 °C à 15,8 °C en dissolvant du chlorure d’ammonium (NH4Cl).


a) Quelle masse de chlorure d’ammonium devra-t-elle utiliser ? Négligez les pertes d’énergie dans le milieu environnant.

b) La dissolution du chlorure d’ammonium est-elle endothermique ou exothermique ?


Merci!!

Chimie
Inconnu
Inconnu

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Explications (1)

  • Explication d'Alloprof

    Explication d'Alloprof

    Cette explication a été donnée par un membre de l'équipe d'Alloprof.

    Enseignant Alloprof • 2m

    Merci pour ta question!


    Pour répondre à la question, il faut obligatoirement la chaleur massique du chlorure d'ammonium.


    Mais d'abord, il faut, grâce à l'équation de la calorimétrie, trouver l'énergie que doit perdre l'eau. Pour ce faire, on utilise l'équation de la calorimétrie :

    $$ Q = mc∆T $$

    Légende :

    • Q : énergie (J)

    • m : masse (g)

    • c : capacité massique thermique (J/(g•°C))

    • ∆T : variation de température (°C)


    $$ Q = 375•4,19•(15,8-23,5) $$

    $$ Q = -12\:098,625\:J $$


    Ensuite, il faut absolument connaitre la chaleur molaire ou massique du chlorure d'ammonium pour poursuivre. Une brève recherche sur internet donne la valeur de 84,1 J/(mol). On divise alors la chaleur nécessitée par l'eau pour trouver le nombre de moles requis :

    $$ n = \frac{12\:098,625}{84,1} = 143,85... \:mol $$


    Il ne te reste alors qu'à trouver la masse à partir du nombre de moles...


    Cette fiche du site d'Alloprof explique la calorimétrie :


    Pour ce qui est de la question b), dis-toi que la dissolution du chlorure d'ammonium baisse la température. Il y a une absorption d'énergie. La réaction est donc endothermique.


    Cette fiche du site d'Alloprof explique les réactions endothermiques et exothermiques :


    N'hésite pas si tu as d'autres questions!