La sublimation fait référence au processus inhabituel d'un matériau qui passe de la phase solide directement à la phase gazeuse sans former d'abord un liquide. Les scientifiques classent cela comme un processus endothermique parce qu'il correspond au composé absorbant la chaleur de son environnement. Les scientifiques peuvent mesurer la quantité de chaleur nécessaire pour cette transformation et exprimer ensuite le résultat comme «chaleur de sublimation», généralement en unités de joules de chaleur par gramme de substance, J /g, ou parfois joules par mole de substance, J /mol.

Configurez votre calorimètre en fonction de ses instructions d'utilisation.

Calculez le changement de température, deltaT, de l'eau en soustrayant la température finale de l'eau de la température initiale de l'eau. Ainsi, si la température de l'eau dans le calorimètre est passée de 55,0 degrés Celsius à 22,6 degrés Celsius, alors deltaT = 22,6 - 55,0 = -32,4 degrés Celsius.

Calculer la chaleur perdue par l'eau, Q, selon à l'équation Q = m * c * deltaT, où m représente la masse d'eau et c représente la capacité calorifique spécifique de l'eau, soit 4,184 joules par gramme Celsius. Notez que 1 millilitre d'eau pèse environ 1 gramme. Par conséquent, si le calorimètre était rempli de 200 ml d'eau, ce qui pèserait 200 g, alors Q = 200 * -32,4 * 4,184 = -27,100 joules de chaleur. Le signe négatif devant la valeur indique que la chaleur a été perdue par l'eau. La chaleur gagnée par la substance sublimée sera égale en quantité, mais opposée en signe à la chaleur perdue par l'eau.

Calculer la chaleur de sublimation de la substance en divisant la chaleur absorbée par la substance, telle que calculée dans étape 2, par la masse de substance en grammes. Par exemple, si 47,5 g de substance étaient placés dans le calorimètre, la chaleur de sublimation serait de 27,100 /47,5 = 571 J /g.