Secondaire 5 • 2a
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!!
Explication d'Alloprof
Cette explication a été donnée par un membre de l'équipe d'Alloprof.
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 :
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