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Détermination des enthalpies molaires de dissolution

Document destiné à un TP de calorimétrie adiabatique. Un "rappel" général de calorimétrie est inclus.

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1.
Détermination des enthalpies molaires de dissolution
L’enthalpie molaire de dissolution d’une substance est la chaleur mise en jeu lors de la
dissolution, à pression constante, d’une mole de cette substance dans un solvant donné.
1. Exemples :
saccharose(s) → saccharose(aq) (dissolution dans l’eau)
méthanol(l) → méthanol(aq) (dissolution dans l’eau)
dioxygène(g) → dioxygène(bz) (dissolution dans le benzène)
Al2Cl6(s) → Al2Cl6(tol) (dissolution dans le toluène)
NH3(g) → NH3(aq) (dissolution dans l’eau)
HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) (dissolution dans l’eau)
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) (dissolution dans l’eau)
MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) (dissolution dans l’eau)
Dissolution exothermique Dissolution endothermique
L’enthalpie des produits est L’enthalpie des produits est
inférieure à celle des réactifs supérieure à celle des réactifs
(Hf < Hi → H < 0) (Hf > Hi → H > 0)
2. Rappels de calorimétrie : (= mesure de la chaleur)
L’expérience quotidienne nous apprend que lorsque de la chaleur est communiquée à un
système, la température de ce dernier augmente en l’absence de changement de phase.
Inversement, sa température diminue pour un transfert de chaleur vers l’extérieur du
système.
H(réactifs)
H(produits) H(réactifs)
H(produits)
Système
T = Tfinale - Tinitiale > 0
Chaleur (Q)
Système
T = Tfinale - Tinitiale < 0
Chaleur (Q)
2.
On déduit une première relation de ces observations. Pour des variations de température pas
trop importantes : 𝑄 = 𝐾. ∆𝑇 (𝐾 𝑒𝑠𝑡 𝑙𝑎 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑡é 𝑡ℎ𝑒𝑟𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑦𝑠𝑡è𝑚𝑒)
L’augmentation de température liée au transfert d’une quantité Q de chaleur dépend
(malheureusement) aussi de la masse du système. Ainsi, la quantité de chaleur qui élève la
température d’un gramme d’eau de 1 °C élèvera la température d’un kilogramme d’eau de
seulement 1/1000 = 0,001 °C. L’équation de base de la calorimétrie s’obtient en explicitant la
masse inclue dans la constante K :
𝑄 = 𝐶. 𝑚. ∆𝑇 (𝐶 = 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑡é 𝑡ℎ𝑒𝑟𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑦𝑠𝑡è𝑚𝑒)
𝑄 = 𝐶 𝑚. 𝑛. ∆𝑇 (𝐶 = 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑡é 𝑡ℎ𝑒𝑟𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑖𝑟𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑦𝑠𝑡è𝑚𝑒)
Avec ces expressions, la chaleur qui quitte un système est négative car Tfinale < Tinitiale
et la chaleur qui entre dans un système est positive car Tfinale > Tinitiale
.
3. Exercices de calorimétrie :
3.1 L’expérience indique qu’une résistance de 10 Ω soumise à une différence de potentiel de
20 V élève de 1,44 °C deux kilos d’eau en 5 minutes. Calculer les capacités thermiques
massiques et molaires de l’eau.
Réponses : C = 4167 J K-1 kg-1 = 4,17 J K-1 g-1
Cm = 75,0 J K-1 mol-1
3.2 On mélange 100 g d’eau à 20 °C avec 38 g d’eau à 52 °C. Calculer la température
d’équilibre du mélange.
Réponse : Tfinale = 28,8 °C
3.3 Un barreau de fer de 100 g à 82 °C est immergé dans 500 g d’eau à 20 °C. Le système se
met en équilibre à 21,3 °C. Calculer les capacités thermiques massiques et molaires du fer
M(Fe) = 56 g/mol.
Réponses : C = 0,448 J K-1 g-1 = 448 J K-1 kg-1
Cm = 25,1 J K-1 mol-1
3.4 Le verre a une capacité thermique massique de 720 J K-1 kg-1 alors que, pour le diamant,
elle vaut 502 J K-1 kg-1.
Une pierre taillée incolore de 3 g à -5,0 °C refroidit 10,0 g d’eau initialement à 22,0 °C
jusqu’à l’équilibre thermique où T = 20,7 °C. S’agit-il d’un diamant ou d’un verre taillé ?
Réponse : Cpierre = 0,71 J K-1 g-1 il s’agit d’un verre taillé.
3.5 Dans l’exercice précédent, la température d’équilibre aurait-elle été plus basse ou plus
haute pour une pierre en diamant ? Répondre sans faire de calcul.
3.6 Pourquoi n’est-il pas nécessaire de travailler en kelvins pour les calculs de calorimétrie
menés ci-dessus ?
3.
4. Le calorimètre adiabatique : (= sans fuite de chaleur vers l’extérieur)
Dans un calorimètre adiabatique, toutes les
précautions possibles sont prises pour limiter
les fuites thermiques vers l’extérieur.
La conservation de l’énergie à l’intérieur du
calorimètre exige donc que la somme des
échanges thermiques qui s’y déroulent soit
nulle :
𝑄 = ∑ 𝑄𝑖 = 0
avec
𝑄𝑖 = 𝐾𝑖.∆𝑇 = 𝐶𝑖 ∙ 𝑚 ∙ ∆𝑇
Comme la paroi du récipient (erlenmeyer), le
thermomètre, l’air et la paroi isolante parti-
cipent à l’équilibre thermique, il faut déter-
miner leurs contributions dans les conditions de
l’expérience ; c’est la capacité thermique (Kcal)
du calorimètre.
4.1 On verse 500 g d’eau à 30 °C dans un calorimètre adiabatique initialement à 20 °C. A
l’équilibre thermique, le thermomètre indique 28 °C. Calculer la capacité thermique (Kcal)
du calorimètre. (Ceau = 4,18 J K-1 g-1 ; c’est une grandeur à mémoriser)
Réponse : Kcal = 522,5 J K-1
4.2 On plonge dans le calorimètre de l’exercice précédent, en équilibre avec 20 g d’eau à 20
°C, 20 g de cuivre à 50 °C. Le thermomètre indique une température d’équilibre de 20,4
°C. Calculer les capacités thermiques massiques et molaires du cuivre.
(MCu = 64 g/mol)
Réponses : C = 0,41 J K-1 g-1
Cm = 26,2 J K-1 mol-1
4.3 La loi de Dulong et Petit stipule que la capacité thermique molaire de beaucoup de corps
simples solides se situe autour de 3.R = 25 J K-1 mol-1.
On dispose 125 g d’un métal à 90 °C dans un calorimètre adiabatique de capacité
thermique égale à 75 J K-1 initialement à 20 °C. La température d’équilibre observée est
de 32 °C. Evaluer la masse molaire de ce métal.
Réponse : M = 202 g/mol
4.4 Un calorimètre adiabatique de capacité thermique égale à 10 J K-1, initialement à 20,0 °C,
est chargé de 20 g d’eau à 20,0 °C + 10 g de zinc à 0,0 °C + 10 g de Pb à 90,0 °C. Quelle
sera la température à l’équilibre thermique ? (CZn = 0,390 J K-1 g-1 ; CPb = 192 J K-1 kg-1)
Réponse : T = 20,6 °C
Thermomètre
Paroi isolante
Air
4.
5. Mode opératoire :
5.1 Assembler le calorimètre adiabatique selon les instructions et noter sa température
d’équilibre thermique (Text) avec l’extérieur.
Text =
5.2 Verser dans le calorimètre (m0  20 g) d’eau chaude de température (T0) connue.
m0 = T0 =
5.3 Agiter le système et noter la nouvelle température d’équilibre (Téq) du calorimètre.
Téq =
5.4 Calculer la capacité thermique (Kcal) du calorimètre. (Ceau = 4,18 J K-1 g-1)
𝑄𝑒𝑎𝑢 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ 𝑚0 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇𝑒𝑥𝑡) =
𝐾𝑐𝑎𝑙 =
5.5 Vider le calorimètre puis y introduire une masse (meau) d’eau à température ambiante.
Attendre l’équilibre thermique et noter la température (T0) à ce moment.
meau = T0 =
5.6 Peser une masse (m=  1 g) de chlorure d’ammonium qui est rapidement introduite, sous
agitation, dans le calorimètre. Noter la température (Téq) à l’équilibre thermique. La
dissolution complète du chlorure d’ammonium dans l’eau s’écrit :
NH4Cl(s) → NH4
+(aq) + Cl-(aq)
m = Téq =
5.7 Calculer la chaleur (Qdiss) mise en jeu lors de la dissolution du chlorure d’ammonium ainsi
que sonenthalpie molaire de dissolution. On suppose que lacapacitéthermique massique
de la solution est égale à celle de l’eau.
5.
𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ ( 𝑚 𝑒𝑎𝑢 + 𝑚) ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
∑ 𝑄𝑖 = 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 + 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = 0
𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = −( 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 ) =
∆𝐻 = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 ∙
𝑀( 𝑁𝐻4 𝐶𝑙)
𝑚
=
5.8 Reprendre les opérations 5.5 à 5.7 avec une masse (m  1 g) de soude pesée rapidement.
La dissolution complète de la soude dans l’eau s’écrit :
NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq)
meau = T0 =
m = Téq =
𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ ( 𝑚 𝑒𝑎𝑢 + 𝑚) ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = −( 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 ) =
∆𝐻 = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 ∙
𝑀( 𝑁𝑎𝑂𝐻)
𝑚
=
5.9 Reprendre les opérations 5.5 à 5.7 avec une masse (m  1 g) de chlorure de sodium. La
dissolution complète du chlorure de sodium dans l’eau s’écrit :
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)
meau = T0 =
m = Téq =
𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ ( 𝑚 𝑒𝑎𝑢 + 𝑚) ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) =
𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = −( 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 ) =
∆𝐻 = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 ∙
𝑀( 𝑁𝑎𝐶𝑙)
𝑚
=
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Détermination des enthalpies molaires de dissolution

  • 1. 1. Détermination des enthalpies molaires de dissolution L’enthalpie molaire de dissolution d’une substance est la chaleur mise en jeu lors de la dissolution, à pression constante, d’une mole de cette substance dans un solvant donné. 1. Exemples : saccharose(s) → saccharose(aq) (dissolution dans l’eau) méthanol(l) → méthanol(aq) (dissolution dans l’eau) dioxygène(g) → dioxygène(bz) (dissolution dans le benzène) Al2Cl6(s) → Al2Cl6(tol) (dissolution dans le toluène) NH3(g) → NH3(aq) (dissolution dans l’eau) HCl(g) → H+(aq) + Cl-(aq) (dissolution dans l’eau) NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) (dissolution dans l’eau) MgCl2(s) → Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq) (dissolution dans l’eau) Dissolution exothermique Dissolution endothermique L’enthalpie des produits est L’enthalpie des produits est inférieure à celle des réactifs supérieure à celle des réactifs (Hf < Hi → H < 0) (Hf > Hi → H > 0) 2. Rappels de calorimétrie : (= mesure de la chaleur) L’expérience quotidienne nous apprend que lorsque de la chaleur est communiquée à un système, la température de ce dernier augmente en l’absence de changement de phase. Inversement, sa température diminue pour un transfert de chaleur vers l’extérieur du système. H(réactifs) H(produits) H(réactifs) H(produits) Système T = Tfinale - Tinitiale > 0 Chaleur (Q) Système T = Tfinale - Tinitiale < 0 Chaleur (Q)
  • 2. 2. On déduit une première relation de ces observations. Pour des variations de température pas trop importantes : 𝑄 = 𝐾. ∆𝑇 (𝐾 𝑒𝑠𝑡 𝑙𝑎 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑡é 𝑡ℎ𝑒𝑟𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑦𝑠𝑡è𝑚𝑒) L’augmentation de température liée au transfert d’une quantité Q de chaleur dépend (malheureusement) aussi de la masse du système. Ainsi, la quantité de chaleur qui élève la température d’un gramme d’eau de 1 °C élèvera la température d’un kilogramme d’eau de seulement 1/1000 = 0,001 °C. L’équation de base de la calorimétrie s’obtient en explicitant la masse inclue dans la constante K : 𝑄 = 𝐶. 𝑚. ∆𝑇 (𝐶 = 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑡é 𝑡ℎ𝑒𝑟𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑚𝑎𝑠𝑠𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑦𝑠𝑡è𝑚𝑒) 𝑄 = 𝐶 𝑚. 𝑛. ∆𝑇 (𝐶 = 𝑐𝑎𝑝𝑎𝑐𝑖𝑡é 𝑡ℎ𝑒𝑟𝑚𝑖𝑞𝑢𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑖𝑟𝑒 𝑑𝑢 𝑠𝑦𝑠𝑡è𝑚𝑒) Avec ces expressions, la chaleur qui quitte un système est négative car Tfinale < Tinitiale et la chaleur qui entre dans un système est positive car Tfinale > Tinitiale . 3. Exercices de calorimétrie : 3.1 L’expérience indique qu’une résistance de 10 Ω soumise à une différence de potentiel de 20 V élève de 1,44 °C deux kilos d’eau en 5 minutes. Calculer les capacités thermiques massiques et molaires de l’eau. Réponses : C = 4167 J K-1 kg-1 = 4,17 J K-1 g-1 Cm = 75,0 J K-1 mol-1 3.2 On mélange 100 g d’eau à 20 °C avec 38 g d’eau à 52 °C. Calculer la température d’équilibre du mélange. Réponse : Tfinale = 28,8 °C 3.3 Un barreau de fer de 100 g à 82 °C est immergé dans 500 g d’eau à 20 °C. Le système se met en équilibre à 21,3 °C. Calculer les capacités thermiques massiques et molaires du fer M(Fe) = 56 g/mol. Réponses : C = 0,448 J K-1 g-1 = 448 J K-1 kg-1 Cm = 25,1 J K-1 mol-1 3.4 Le verre a une capacité thermique massique de 720 J K-1 kg-1 alors que, pour le diamant, elle vaut 502 J K-1 kg-1. Une pierre taillée incolore de 3 g à -5,0 °C refroidit 10,0 g d’eau initialement à 22,0 °C jusqu’à l’équilibre thermique où T = 20,7 °C. S’agit-il d’un diamant ou d’un verre taillé ? Réponse : Cpierre = 0,71 J K-1 g-1 il s’agit d’un verre taillé. 3.5 Dans l’exercice précédent, la température d’équilibre aurait-elle été plus basse ou plus haute pour une pierre en diamant ? Répondre sans faire de calcul. 3.6 Pourquoi n’est-il pas nécessaire de travailler en kelvins pour les calculs de calorimétrie menés ci-dessus ?
  • 3. 3. 4. Le calorimètre adiabatique : (= sans fuite de chaleur vers l’extérieur) Dans un calorimètre adiabatique, toutes les précautions possibles sont prises pour limiter les fuites thermiques vers l’extérieur. La conservation de l’énergie à l’intérieur du calorimètre exige donc que la somme des échanges thermiques qui s’y déroulent soit nulle : 𝑄 = ∑ 𝑄𝑖 = 0 avec 𝑄𝑖 = 𝐾𝑖.∆𝑇 = 𝐶𝑖 ∙ 𝑚 ∙ ∆𝑇 Comme la paroi du récipient (erlenmeyer), le thermomètre, l’air et la paroi isolante parti- cipent à l’équilibre thermique, il faut déter- miner leurs contributions dans les conditions de l’expérience ; c’est la capacité thermique (Kcal) du calorimètre. 4.1 On verse 500 g d’eau à 30 °C dans un calorimètre adiabatique initialement à 20 °C. A l’équilibre thermique, le thermomètre indique 28 °C. Calculer la capacité thermique (Kcal) du calorimètre. (Ceau = 4,18 J K-1 g-1 ; c’est une grandeur à mémoriser) Réponse : Kcal = 522,5 J K-1 4.2 On plonge dans le calorimètre de l’exercice précédent, en équilibre avec 20 g d’eau à 20 °C, 20 g de cuivre à 50 °C. Le thermomètre indique une température d’équilibre de 20,4 °C. Calculer les capacités thermiques massiques et molaires du cuivre. (MCu = 64 g/mol) Réponses : C = 0,41 J K-1 g-1 Cm = 26,2 J K-1 mol-1 4.3 La loi de Dulong et Petit stipule que la capacité thermique molaire de beaucoup de corps simples solides se situe autour de 3.R = 25 J K-1 mol-1. On dispose 125 g d’un métal à 90 °C dans un calorimètre adiabatique de capacité thermique égale à 75 J K-1 initialement à 20 °C. La température d’équilibre observée est de 32 °C. Evaluer la masse molaire de ce métal. Réponse : M = 202 g/mol 4.4 Un calorimètre adiabatique de capacité thermique égale à 10 J K-1, initialement à 20,0 °C, est chargé de 20 g d’eau à 20,0 °C + 10 g de zinc à 0,0 °C + 10 g de Pb à 90,0 °C. Quelle sera la température à l’équilibre thermique ? (CZn = 0,390 J K-1 g-1 ; CPb = 192 J K-1 kg-1) Réponse : T = 20,6 °C Thermomètre Paroi isolante Air
  • 4. 4. 5. Mode opératoire : 5.1 Assembler le calorimètre adiabatique selon les instructions et noter sa température d’équilibre thermique (Text) avec l’extérieur. Text = 5.2 Verser dans le calorimètre (m0  20 g) d’eau chaude de température (T0) connue. m0 = T0 = 5.3 Agiter le système et noter la nouvelle température d’équilibre (Téq) du calorimètre. Téq = 5.4 Calculer la capacité thermique (Kcal) du calorimètre. (Ceau = 4,18 J K-1 g-1) 𝑄𝑒𝑎𝑢 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ 𝑚0 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = 𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇𝑒𝑥𝑡) = 𝐾𝑐𝑎𝑙 = 5.5 Vider le calorimètre puis y introduire une masse (meau) d’eau à température ambiante. Attendre l’équilibre thermique et noter la température (T0) à ce moment. meau = T0 = 5.6 Peser une masse (m=  1 g) de chlorure d’ammonium qui est rapidement introduite, sous agitation, dans le calorimètre. Noter la température (Téq) à l’équilibre thermique. La dissolution complète du chlorure d’ammonium dans l’eau s’écrit : NH4Cl(s) → NH4 +(aq) + Cl-(aq) m = Téq = 5.7 Calculer la chaleur (Qdiss) mise en jeu lors de la dissolution du chlorure d’ammonium ainsi que sonenthalpie molaire de dissolution. On suppose que lacapacitéthermique massique de la solution est égale à celle de l’eau.
  • 5. 5. 𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ ( 𝑚 𝑒𝑎𝑢 + 𝑚) ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = ∑ 𝑄𝑖 = 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 + 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = 0 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = −( 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 ) = ∆𝐻 = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 ∙ 𝑀( 𝑁𝐻4 𝐶𝑙) 𝑚 = 5.8 Reprendre les opérations 5.5 à 5.7 avec une masse (m  1 g) de soude pesée rapidement. La dissolution complète de la soude dans l’eau s’écrit : NaOH(s) → Na+(aq) + OH-(aq) meau = T0 = m = Téq = 𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ ( 𝑚 𝑒𝑎𝑢 + 𝑚) ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = −( 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 ) = ∆𝐻 = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 ∙ 𝑀( 𝑁𝑎𝑂𝐻) 𝑚 = 5.9 Reprendre les opérations 5.5 à 5.7 avec une masse (m  1 g) de chlorure de sodium. La dissolution complète du chlorure de sodium dans l’eau s’écrit : NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) meau = T0 = m = Téq = 𝑄𝑐𝑎𝑙 = 𝐾𝑐𝑎𝑙 ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 = 𝐶 𝑒𝑎𝑢 ∙ ( 𝑚 𝑒𝑎𝑢 + 𝑚) ∙ (𝑇é𝑞 − 𝑇0) = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 = −( 𝑄𝑐𝑎𝑙 + 𝑄𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 ) = ∆𝐻 = 𝑄 𝑑𝑖𝑠𝑠 ∙ 𝑀( 𝑁𝑎𝐶𝑙) 𝑚 =