Calorimétrie et enthalpie molaire : examen de révision en chimie

Cette épreuve d’entraînement originale de tutorgum évalue la calorimétrie et l’enthalpie molaire dans le cadre du programme de chimie 2017 fourni. Elle porte sur les calculs utilisant \(q=mc\Delta T\), le signe de l’enthalpie de réaction, la quantité de matière qui réagit effectivement et la fiabilité des résultats expérimentaux. Il s’agit d’une épreuve de révision ciblée, et non d’un examen couvrant l’intégralité du cours ni d’une épreuve officielle, approuvée, antérieure ou prédictive de la NESA.

01Consignes de l’épreuve

• Temps de lecture conseillé : 5 minutes.
• Temps de travail conseillé : 50 minutes.
• Total des points : 40.
• Matériel autorisé : calculatrice scientifique et matériel d’écriture. Aucun document de cours.
• Traitez les cinq questions. Présentez vos calculs, indiquez les unités et donnez les réponses avec un nombre de chiffres significatifs approprié.
• Il s’agit de conditions propres à une épreuve d’entraînement, et non d’affirmations concernant les règles officielles actuelles des examens.

Sauf indication contraire dans une question, utilisez les hypothèses et données suivantes :

• Capacité thermique massique des solutions aqueuses : \(c=4.18\ \text{J g}^{-1}\,^\circ\text{C}^{-1}\).
• Masse volumique des solutions aqueuses : \(1.00\ \text{g mL}^{-1}\).
• Les volumes sont additifs, et la masse totale de la solution est égale au volume total en millilitres, exprimé en grammes.
• Utilisez \(q=mc\Delta T\), où \(q\) est la chaleur transférée en joules (J), \(m\) est la masse en grammes (g), \(c\) est la capacité thermique massique et \(\Delta T=T_f-T_i\) est la variation de température en degrés Celsius.
• Pour calculer l’enthalpie molaire, utilisez la chaleur attribuée à la réaction en kilojoules (kJ) et la quantité de matière appropriée \(n\), en moles (mol), de l’espèce réagissante. Incluez le signe de la variation d’enthalpie.

Champ couvert : cette épreuve porte sur la calorimétrie, l’enthalpie molaire expérimentale, les signes des transferts thermiques, les quantités de matière réagissantes ainsi que l’évaluation des pertes de chaleur et des hypothèses de mesure. Elle exclut la loi de Hess, les enthalpies de liaison, les vitesses de réaction, l’équilibre, l’électrochimie et les contenus d’autres éditions du programme.

02Questions

Question 1 (7 points)

Un élève mélange 50.0 mL d’acide chlorhydrique à \(1.00\ \text{mol L}^{-1}\) avec 50.0 mL d’hydroxyde de sodium à \(1.00\ \text{mol L}^{-1}\) dans un gobelet isolant.

Les deux solutions sont initialement à une température de \(21.50\,^\circ\text{C}\). La température maximale enregistrée après le mélange est de \(28.20\,^\circ\text{C}\).

La réaction est :

\[ \ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} \]

Supposez que la réaction se déroule jusqu’à son terme.

(a) Calculez la variation de température de la solution. (1 point)

(b) Calculez la chaleur reçue par la solution mélangée. (2 points)

(c) Calculez la quantité de matière, en mol, d’eau formée. (1 point)

(d) Calculez l’enthalpie molaire expérimentale de neutralisation par mole d’eau formée. Donnez votre réponse en \(\text{kJ mol}^{-1}\). (2 points)

(e) Indiquez le signe de l’enthalpie de réaction et expliquez ce qu’il indique sur la réaction. (1 point)

Question 2 (8 points)

Un élève mélange 25.0 mL d’acide chlorhydrique à \(2.00\ \text{mol L}^{-1}\) avec 40.0 mL d’hydroxyde de sodium à \(1.00\ \text{mol L}^{-1}\).

Les deux solutions sont initialement à une température de \(22.40\,^\circ\text{C}\). La température maximale enregistrée après le mélange est de \(30.50\,^\circ\text{C}\).

La réaction est :

\[ \ce{HCl(aq) + NaOH(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} \]

Supposez que la réaction se déroule jusqu’à son terme.

(a) Calculez la quantité de matière, en mol, de chaque réactif présent initialement. (2 points)

(b) Identifiez le réactif limitant et calculez la quantité de matière d’eau formée. (2 points)

(c) Calculez la chaleur reçue par la solution mélangée. (2 points)

(d) Calculez l’enthalpie molaire expérimentale de neutralisation par mole d’eau formée. Donnez votre réponse en \(\text{kJ mol}^{-1}\). (2 points)

Question 3 (8 points)

Un élève utilise un brûleur à alcool contenant de l’éthanol pour chauffer 200.0 g d’eau dans une boîte métallique.

La masse du brûleur est de 120.44 g avant le chauffage et de 119.62 g après le chauffage. Pendant l’expérience, la température de l’eau passe de \(20.4\,^\circ\text{C}\) à \(34.1\,^\circ\text{C}\).

Utilisez une masse molaire de \(46.0\ \text{g mol}^{-1}\) pour l’éthanol.

À titre de comparaison, l’enthalpie molaire de combustion de référence de l’éthanol est de \(-1367\ \text{kJ mol}^{-1}\).

La réaction de combustion complète est :

\[ \ce{C2H5OH(l) + 3O2(g) -> 2CO2(g) + 3H2O(l)} \]

(a) Calculez la masse d’éthanol brûlée. (1 point)

(b) Calculez la chaleur reçue par l’eau. (2 points)

(c) Calculez la quantité de matière, en mol, d’éthanol brûlée. (1 point)

(d) Calculez l’enthalpie molaire expérimentale de combustion de l’éthanol. (2 points)

(e) Comparez la valeur absolue de votre résultat expérimental à la valeur de référence. Identifiez une limite expérimentale susceptible d’expliquer cette différence. (2 points)

Question 4 (7 points)

Un élève dissout 5.05 g de nitrate de potassium, \(\ce{KNO3}\), dans 50.0 g d’eau. Le solide se dissout entièrement.

La température de l’eau diminue de \(24.60\,^\circ\text{C}\) à \(19.10\,^\circ\text{C}\).

Le processus de dissolution est représenté par :

\[ \ce{KNO3(s) -> K+(aq) + NO3-(aq)} \]

Utilisez une masse molaire de \(101.1\ \text{g mol}^{-1}\) pour le nitrate de potassium. Supposez que la masse finale de la solution est égale à la somme des masses de l’eau et du nitrate de potassium dissous.

(a) Calculez la variation de température de la solution. (1 point)

(b) Calculez la variation de chaleur de la solution, \(q_{\text{solution}}\). (2 points)

(c) Calculez la quantité de matière, en mol, de nitrate de potassium dissous. (1 point)

(d) Calculez l’enthalpie molaire expérimentale de dissolution, en incluant son signe. (2 points)

(e) Expliquez ce que le signe de l’enthalpie molaire indique concernant le sens du transfert thermique. (1 point)

Question 5 (10 points)

Un élève étudie l’enthalpie molaire de neutralisation en mélangeant 50.0 mL d’acide chlorhydrique à \(1.00\ \text{mol L}^{-1}\) avec 50.0 mL d’hydroxyde de sodium à \(1.00\ \text{mol L}^{-1}\).

L’élève compare deux montages expérimentaux. Chaque montage utilise les mêmes quantités de réactifs, et chaque essai produit 0.0500 mol d’eau.

Les augmentations de température mesurées lors de trois essais sont présentées ci-dessous.

Pour les deux montages, utilisez une masse totale de solution de 100.0 g et une capacité thermique massique de \(4.18\ \text{J g}^{-1}\,^\circ\text{C}^{-1}\).

Pour cette question, prenez comme référence une enthalpie molaire de neutralisation de \(-57.0\ \text{kJ mol}^{-1}\).

(a) Calculez l’augmentation moyenne de température pour chaque montage. (2 points)

(b) Calculez l’enthalpie molaire expérimentale de neutralisation pour chaque montage. Présentez la chaleur reçue par la solution et le signe de l’enthalpie de réaction. (4 points)

(c) Calculez la différence absolue entre chaque résultat expérimental et la valeur de référence. Identifiez le montage qui donne le résultat le plus proche de la valeur de référence. (2 points)

(d) Expliquez pourquoi le montage couvert et isolé donne un résultat différent de celui du montage non couvert. Indiquez une limite expérimentale susceptible d’affecter malgré tout son résultat. (2 points)

03Solutions détaillées et barème de correction

Solution 1

(a) Variation de température (1 point)

Soustrayez la température initiale de la température finale.

\[ \begin{aligned} \Delta T &= T_f-T_i\\ &=28.20-21.50\\ &=6.70\,^\circ\text{C} \end{aligned} \]

Barème : 1 point pour le calcul correct et l’unité.

(b) Chaleur reçue par la solution (2 points)

Calculez d’abord la masse totale de la solution.

\[ \begin{aligned} m&=(50.0+50.0)\times1.00\\ &=100.0\ \text{g} \end{aligned} \]

Remplacez les valeurs dans \(q=mc\Delta T\).

\[ \begin{aligned} q_{\text{solution}} &=100.0\times4.18\times6.70\\ &=2800.6\ \text{J}\\ &=2.80\ \text{kJ} \end{aligned} \]

La solution reçoit \(2.80\ \text{kJ}\) de chaleur, donc \(q_{\text{solution}}\) est positif.

Barème :

• 1 point pour la masse correcte et le remplacement des variables dans \(q=mc\Delta T\).
• 1 point pour la chaleur calculée, avec une unité appropriée.

(c) Quantité de matière d’eau formée (1 point)

Convertissez 50.0 mL en 0.0500 L et utilisez \(n=cV\), où \(n\) est la quantité de matière en mol, \(c\) est la concentration en \(\text{mol L}^{-1}\) et \(V\) est le volume en L.

\[ \begin{aligned} n(\ce{HCl})&=1.00\times0.0500\\ &=0.0500\ \text{mol} \end{aligned} \]

L’hydroxyde de sodium est présent en quantité identique. La réaction présente un rapport de 1:1 entre l’hydroxyde de sodium et l’eau, donc :

\[ n(\ce{H2O})=0.0500\ \text{mol} \]

Barème : 1 point pour la quantité de matière d’eau formée correcte.

(d) Enthalpie molaire de neutralisation (2 points)

La solution reçoit de la chaleur provenant de la réaction. Selon l’hypothèse de calorimétrie énoncée, la réaction cède la même quantité de chaleur.

\[ q_{\text{reaction}}=-2.8006\ \text{kJ} \]

Divisez la chaleur de réaction par la quantité de matière d’eau formée.

\[ \begin{aligned} \Delta H_{\text{neut}} &=\frac{q_{\text{reaction}}}{n(\ce{H2O})}\\ &=\frac{-2.8006}{0.0500}\\ &=-56.0\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

L’enthalpie molaire expérimentale de neutralisation est de \(-56.0\ \text{kJ mol}^{-1}\).

Barème :

• 1 point pour l’utilisation de la quantité de matière réagissante correcte et de la chaleur de réaction négative.
• 1 point pour l’enthalpie calculée avec l’unité correcte.

(e) Signe de l’enthalpie de réaction (1 point)

L’enthalpie de réaction est négative. La réaction libère de la chaleur, qui est transférée à la solution et provoque une augmentation de sa température. La réaction est donc exothermique.

Barème : 1 point pour identifier la réaction comme exothermique et expliquer le transfert thermique.

Solution 2

(a) Quantité de matière de chaque réactif (2 points)

Utilisez \(n=cV\), en convertissant d’abord chaque volume en litres.

Pour l’acide chlorhydrique :

\[ \begin{aligned} n(\ce{HCl})&=2.00\times0.0250\\ &=0.0500\ \text{mol} \end{aligned} \]

Pour l’hydroxyde de sodium :

\[ \begin{aligned} n(\ce{NaOH})&=1.00\times0.0400\\ &=0.0400\ \text{mol} \end{aligned} \]

Barème :

• 1 point pour la quantité de matière d’acide chlorhydrique.
• 1 point pour la quantité de matière d’hydroxyde de sodium.

(b) Réactif limitant et quantité de matière d’eau (2 points)

L’équation de réaction indique un rapport molaire de 1:1 entre \(\ce{HCl}\) et \(\ce{NaOH}\).

La quantité d’acide chlorhydrique présente est de 0.0500 mol, tandis que celle d’hydroxyde de sodium est de 0.0400 mol. L’hydroxyde de sodium est donc le réactif limitant.

Une mole d’hydroxyde de sodium produit une mole d’eau, donc :

\[ n(\ce{H2O})=0.0400\ \text{mol} \]

Barème :

• 1 point pour avoir identifié l’hydroxyde de sodium comme réactif limitant.
• 1 point pour la quantité de matière d’eau formée correcte.

(c) Chaleur reçue par la solution (2 points)

Calculez la variation de température.

\[ \begin{aligned} \Delta T&=30.50-22.40\\ &=8.10\,^\circ\text{C} \end{aligned} \]

Le volume total de la solution est de 65.0 mL, ce qui correspond à une masse de 65.0 g.

\[ \begin{aligned} q_{\text{solution}} &=mc\Delta T\\ &=65.0\times4.18\times8.10\\ &=2200.77\ \text{J}\\ &=2.20\ \text{kJ} \end{aligned} \]

La solution reçoit \(2.20\ \text{kJ}\) de chaleur.

Barème :

• 1 point pour la variation de température, la masse et le remplacement des variables corrects.
• 1 point pour la chaleur calculée avec une unité appropriée.

(d) Enthalpie molaire de neutralisation (2 points)

La réaction libère la chaleur reçue par la solution.

\[ q_{\text{reaction}}=-2.20077\ \text{kJ} \]

Utilisez les 0.0400 mol d’eau formées, et non la quantité initiale d’acide chlorhydrique.

\[ \begin{aligned} \Delta H_{\text{neut}} &=\frac{-2.20077}{0.0400}\\ &=-55.0\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

L’enthalpie molaire expérimentale de neutralisation est de \(-55.0\ \text{kJ mol}^{-1}\).

Barème :

• 1 point pour l’utilisation de la quantité d’eau correcte et du signe correct.
• 1 point pour l’enthalpie calculée avec les unités.

La décision essentielle dans cette question consiste à identifier le réactif qui limite la quantité d’eau formée. Utiliser à la place la quantité d’acide chlorhydrique donnerait une enthalpie molaire incorrecte.

Solution 3

(a) Masse d’éthanol brûlée (1 point)

Soustrayez la masse finale du brûleur de sa masse initiale.

\[ \begin{aligned} m(\text{ethanol}) &=120.44-119.62\\ &=0.82\ \text{g} \end{aligned} \]

Barème : 1 point pour la masse d’éthanol brûlée correcte.

(b) Chaleur reçue par l’eau (2 points)

La variation de température de l’eau est :

\[ \begin{aligned} \Delta T&=34.1-20.4\\ &=13.7\,^\circ\text{C} \end{aligned} \]

Utilisez la masse de l’eau, et non celle du brûleur ou de l’éthanol.

\[ \begin{aligned} q_{\text{water}} &=mc\Delta T\\ &=200.0\times4.18\times13.7\\ &=11453.2\ \text{J}\\ &=11.5\ \text{kJ} \end{aligned} \]

L’eau reçoit \(11.5\ \text{kJ}\) de chaleur.

Barème :

• 1 point pour la variation de température et le remplacement des variables corrects.
• 1 point pour la chaleur reçue par l’eau calculée correctement.

(c) Quantité de matière d’éthanol brûlée (1 point)

Utilisez \(n=m/M\), où \(m\) est la masse d’éthanol en grammes et \(M\) est sa masse molaire en \(\text{g mol}^{-1}\).

\[ \begin{aligned} n(\text{ethanol}) &=\frac{0.82}{46.0}\\ &=0.0178\ \text{mol} \end{aligned} \]

Barème : 1 point pour la quantité de matière d’éthanol correcte.

(d) Enthalpie molaire expérimentale de combustion (2 points)

L’eau reçoit de la chaleur, donc la réaction de combustion libère de la chaleur. La chaleur de réaction attribuée à chaque mole d’éthanol brûlée est estimée en divisant le transfert thermique négatif par la quantité de matière d’éthanol.

En utilisant les valeurs intermédiaires non arrondies :

\[ \begin{aligned} q_{\text{reaction}}&=-11.4532\ \text{kJ}\\ \Delta H_c &=\frac{-11.4532}{0.82/46.0}\\ &=-642.6\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

La masse d’éthanol a été mesurée avec deux chiffres significatifs, donc la réponse finale est :

\[ \boxed{\Delta H_c=-6.4\times10^2\ \text{kJ mol}^{-1}} \]

Barème :

• 1 point pour la division de la chaleur de réaction négative par la quantité de matière d’éthanol brûlée.
• 1 point pour le résultat avec le signe et l’unité corrects.

(e) Comparaison avec la valeur de référence (2 points)

La valeur expérimentale a une valeur absolue d’environ \(640\ \text{kJ mol}^{-1}\), contre une valeur absolue de référence de \(1367\ \text{kJ mol}^{-1}\).

Le résultat expérimental est donc nettement moins exothermique que la valeur de référence.

Une explication possible est qu’une partie de l’énergie chauffe la boîte métallique et le brûleur, ou s’échappe vers le milieu environnant au lieu de chauffer l’eau. Une combustion incomplète pourrait également réduire la quantité de chaleur transférée à l’eau.

Barème :

• 1 point pour une comparaison correcte des valeurs absolues.
• 1 point pour une limite expérimentale valable et son effet sur le résultat.

Il est essentiel de distinguer la chaleur libérée par la réaction de la chaleur mesurée dans l’eau. La variation de température de l’eau mesure uniquement la chaleur qu’elle absorbe, et non nécessairement toute l’énergie libérée par le combustible.

Solution 4

(a) Variation de température (1 point)

\[ \begin{aligned} \Delta T&=T_f-T_i\\ &=19.10-24.60\\ &=-5.50\,^\circ\text{C} \end{aligned} \]

La variation de température négative indique que la solution s’est refroidie.

Barème : 1 point pour la variation de température et l’unité correctes.

(b) Variation de chaleur de la solution (2 points)

La solution finale contient à la fois l’eau et le nitrate de potassium dissous.

\[ \begin{aligned} m_{\text{solution}}&=50.0+5.05\\ &=55.05\ \text{g} \end{aligned} \]

Utilisez la masse de la solution dans \(q=mc\Delta T\).

\[ \begin{aligned} q_{\text{solution}} &=55.05\times4.18\times(-5.50)\\ &=-1265.6\ \text{J}\\ &=-1.27\ \text{kJ} \end{aligned} \]

La solution cède de la chaleur, donc sa variation de chaleur est négative.

Barème :

• 1 point pour l’utilisation de la masse totale de la solution et le remplacement correct des variables.
• 1 point pour la variation de chaleur calculée, avec son signe négatif et son unité.

(c) Quantité de matière de nitrate de potassium dissous (1 point)

\[ \begin{aligned} n(\ce{KNO3}) &=\frac{m}{M}\\ &=\frac{5.05}{101.1}\\ &=0.04995\ \text{mol} \end{aligned} \]

Barème : 1 point pour la quantité de matière de nitrate de potassium correcte.

(d) Enthalpie molaire de dissolution (2 points)

La solution cède \(1.27\ \text{kJ}\) de chaleur. Selon l’hypothèse de calorimétrie énoncée, le processus de dissolution reçoit cette chaleur.

Par conséquent :

\[ q_{\text{reaction}}=+1.2656\ \text{kJ} \]

Divisez par la quantité de matière de nitrate de potassium dissous.

\[ \begin{aligned} \Delta H_{\text{soln}} &=\frac{+1.2656}{0.04995}\\ &=+25.3\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

L’enthalpie molaire expérimentale de dissolution est de \(+25.3\ \text{kJ mol}^{-1}\).

Barème :

• 1 point pour la chaleur de réaction positive correcte et la quantité de nitrate de potassium correcte.
• 1 point pour l’enthalpie calculée avec l’unité correcte.

(e) Sens du transfert thermique (1 point)

L’enthalpie molaire positive signifie que le processus de dissolution est endothermique. Il absorbe de la chaleur du milieu environnant, notamment de la solution, ce qui explique la diminution de température mesurée.

Barème : 1 point pour identifier le processus comme endothermique et expliquer le sens du transfert thermique.

Une erreur fréquente consiste à attribuer à l’enthalpie de réaction le même signe qu’à la variation de chaleur de la solution. Leurs signes sont opposés lorsque la solution fournit la chaleur de réaction ou la reçoit.

Solution 5

(a) Augmentation moyenne de température (2 points)

Calculez la moyenne de chaque montage en additionnant les trois mesures et en divisant par trois.

Pour le montage A :

\[ \begin{aligned} \overline{\Delta T}_A &=\frac{5.90+6.00+6.10}{3}\\ &=6.00\,^\circ\text{C} \end{aligned} \]

Pour le montage B :

\[ \begin{aligned} \overline{\Delta T}_B &=\frac{6.50+6.60+6.70}{3}\\ &=6.60\,^\circ\text{C} \end{aligned} \]

Barème :

• 1 point pour l’augmentation moyenne de température du montage A.
• 1 point pour l’augmentation moyenne de température du montage B.

(b) Enthalpie molaire expérimentale pour chaque montage (4 points)

Les deux montages utilisent des quantités égales d’acide chlorhydrique et d’hydroxyde de sodium à \(1.00\ \text{mol L}^{-1}\). L’énoncé précise que 0.0500 mol d’eau sont formées à chaque essai.

Pour le montage A :

\[ \begin{aligned} q_{\text{solution,A}} &=mc\Delta T\\ &=100.0\times4.18\times6.00\\ &=2508\ \text{J}\\ &=2.508\ \text{kJ} \end{aligned} \]

La réaction libère cette chaleur :

\[ \begin{aligned} \Delta H_A &=\frac{-2.508}{0.0500}\\ &=-50.16\ \text{kJ mol}^{-1}\\ &\approx-50.2\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

Pour le montage B :

\[ \begin{aligned} q_{\text{solution,B}} &=100.0\times4.18\times6.60\\ &=2758.8\ \text{J}\\ &=2.7588\ \text{kJ} \end{aligned} \]

L’enthalpie de réaction est :

\[ \begin{aligned} \Delta H_B &=\frac{-2.7588}{0.0500}\\ &=-55.176\ \text{kJ mol}^{-1}\\ &\approx-55.2\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

Barème :

• 1 point pour la chaleur reçue par la solution dans le montage A.
• 1 point pour l’enthalpie molaire signée dans le montage A.
• 1 point pour la chaleur reçue par la solution dans le montage B.
• 1 point pour l’enthalpie molaire signée dans le montage B.

(c) Écart par rapport à la valeur de référence (2 points)

Comparez chaque résultat expérimental à la valeur de référence de \(-57.0\ \text{kJ mol}^{-1}\).

Pour le montage A :

\[ \begin{aligned} \text{Difference}_A &=|-50.2-(-57.0)|\\ &=6.8\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

Pour le montage B :

\[ \begin{aligned} \text{Difference}_B &=|-55.2-(-57.0)|\\ &=1.8\ \text{kJ mol}^{-1} \end{aligned} \]

Le montage B est plus proche de la valeur de référence, car son écart absolu est plus faible.

Barème :

• 1 point pour les deux écarts absolus, en acceptant les résultats cohérents avec la partie (b).
• 1 point pour avoir identifié le montage B comme étant le plus proche de la valeur de référence.

• Valeurs d’enthalpie rapportées

(d) Explication de la différence et identification d’une limite expérimentale (2 points)

Le gobelet couvert et isolé réduit les transferts thermiques entre la solution et l’air environnant. Une plus grande partie de l’énergie libérée par la réaction contribue donc à réchauffer la solution, ce qui produit une augmentation de température mesurée plus importante.

Cependant, l’expérience n’est pas parfaitement isolée thermiquement. Une partie de la chaleur peut encore s’échapper, ou le gobelet et le thermomètre peuvent absorber de la chaleur qui n’est pas prise en compte dans le calcul de \(q=mc\Delta T\) pour la solution. Chacune de ces limites peut affecter l’enthalpie molaire mesurée.

Barème :

• 1 point pour expliquer comment le couvercle et l’isolation réduisent les pertes thermiques et influencent l’augmentation de température mesurée.
• 1 point pour identifier une limite expérimentale résiduelle valable.

La leçon générale tirée de ces résultats est que l’enthalpie molaire calculée dépend de la quantité de chaleur de réaction captée par la matière dont on mesure la température. Un résultat plus proche de la valeur de référence indique un meilleur accord, mais ne prouve pas que toutes les hypothèses expérimentales étaient correctes.

Total : 40 points