Expériences de chimie avec Arduino

1. Température

Montage et programme

//Mesure sur thermistance avec résistance 10 kOhm
int PinT1 = A1;

float SMoy; // Moyenne du signal
float alpha = 0.002;

float TempsEntreAffichage = 500;
float TempsAffichageSuivant;

//------------------------------------------------------------------------------
void setup() {
   pinMode(PinT1, INPUT);
   SMoy = 1.0 * analogRead(PinT1);
   Serial.begin(9600);
   TempsAffichageSuivant = millis();
}

//------------------------------------------------------------------------------
void loop() {
   SMoy = alpha * analogRead(PinT1) + (1 - alpha) * SMoy;

   if (millis() > TempsAffichageSuivant) {
      float tempC = 1 / ((log((1024.0 / SMoy - 1))) / 3950 + 1 / 298.15) - 273.15;
      Serial.print(TempsAffichageSuivant / 1000);
      Serial.print(" ");
      Serial.println(tempC, 2);
      TempsAffichageSuivant = TempsAffichageSuivant + TempsEntreAffichage;
   }
}

2. Calorimétrie

Le calorimètre est un appareil destiné à mesurer les échanges de chaleur qui peut se produire entre plusieurs corps, mettre en jeu des changements d'état ou des réactions chimiques. Le calorimètre constitue un système isolé : il n'y a pas d'échange de matière et d'énergie (travail ou chaleur) avec le milieu extérieur. Il existe toutefois des transferts de chaleur entre les différentes parties de l'ensemble calorimétrique (composés objets de l'étude, accessoires et paroi du calorimètre...). Ces transferts sont quantifiés au travers de la capacité thermique du calorimètre.

Un simple thermos peut être utilisé comme calorimètre, dans lequel sera immergée une thermistance étanche permettant de mesurer la température du milieu.

Déterminer la capacité calorifique du calorimètre

avec une valeur de la capacité thermique massique de l'eau c=4,185 J.g^-1.K^-1

Plusieurs expériences successivement réalisés ont conduit à une valeur moyenne de la capacité thermique du calorimètre C égale à 73,5 J.K^-1

2.1. Chaleur latente de fusion de la glace

La chaleur latente de fusion ΔH_fus est l'énergie absorbée sous forme de chaleur par un corps lorsqu'il passe de l'état solide à l'état liquide.

Dans le calorimètre, mettre une masse m₁ (141,6 g) d’eau. Relever la température initiale T₁ (44,92 °C)
Ajouter des glaçons qui auront été préalablement mis en équilibre thermique dans de l'eau (T_glaçon=0°C) puis séchés rapidement sur du papier absorbant (m₂ 19,36 g).
Agiter pour faire fondre la glace, mesurer la température finale T_f (31,98 °C).
Calculer ΔH_fus en supposant le système isolé : ΣQ_i=0.

Diminution de la température de l'eau Q₁ = m₁.c.(T_f-T₁)
Fusion de la glace et élévation de température de l'eau correspondante : Q₂ = m₂.ΔH_fus + m₂.c.(T_f - 0)
Calorimètre  Q₃ = C.(T_f - T₁)
avec c=4,18 J.g^-1.°C^-1 et pour le calorimètre utilisé C=73,5 J.°C^-1.

Pour cette expérience, la résolution de l'équation Q₁+Q₂+Q₃=0 conduit à une valeur de chaleur latente de fusion ΔH_fus = 311 J.g^-1 (valeur tabulée de la littérature ΔH_fus,glace = 334 J.g^-1)

2.2. Enthalpie de dissolution

L'enthalpie standard de dissolution Δ_rH⁰_diss est la somme de l’opposée de l’enthalpie standard réticulaire (endothermique) et de l’enthalpie standard d’hydratation des ions (exothermique).

La dissolution peut être un phénomène exothermique, athermique ou endothermique.

Les relations entre les grandeurs

     Q_diss = - [C + (m₁+m₂).c] . (T_f-T₁) 
     Δ_rH_diss = Q_diss / n₂

Quelques valeurs de référence : 

2.3. Dilution et réaction acide/base

Solution commerciale d'acide chlorhydrique : % HCl  23 ; densité 1,11

Solution commerciale de soude : % NaOH  30,5 ; densité 1,33

Enthalpie de réaction : Mélange de solutions diluées d'acide chlorhydrique et de soude

Réaction H⁺ + OH^- = H₂O    valeur tabulée Δ_rH⁰ (-56 kJ.mol^-1).

2.4. Mélange Eau - Acétone

Répéter cette expérience pour différentes valeurs de la fraction molaire en acétone.

Comparer aux résultats obtenus à 298 K par A.V.BENEDETTI et al, Thermochimica Acta 1983, 66 219-233.

2.5. Mélange Eau - Ethanol

Dans le calorimètre, mettre une masse m_{1 d'eau} (62 g). Relever la température initiale T₁ (19,98 °C)

Répéter cette expérience pour différentes valeurs de la fraction molaire en éthanol.

Comparer aux résultats obtenus à 298 K par J.A. Larkin, J. Chem. Thermodynamics 1975, 7 137-148.