Par Jack Brubaker, mis à jour le 24 mars 2022
La sublimation est la transition directe d'un solide en gaz, en contournant la phase liquide. Parce que le processus absorbe de l’énergie, il est classé comme endothermique. Les scientifiques quantifient l'énergie requise et l'expriment sous forme de chaleur de sublimation, généralement en joules par gramme (J/g) ou en joules par mole (J/mol).
Suivez les instructions du fabricant pour assembler le calorimètre. Assurez-vous que le récipient est scellé, que le thermomètre est correctement positionné et que l'échantillon est prêt à être introduit.
Enregistrez la température initiale de l’eau et la température finale après l’événement de sublimation. Calculez le changement de température (ΔT) en soustrayant la valeur finale de la valeur initiale. Par exemple, si l'eau refroidit de 55,0°C à 22,6°C, ΔT =22,6°C – 55,0°C =–32,4°C.
Utilisez la formule Q =m × c × ΔT, où m est la masse de l'eau (1 ml ≈ 1 g) et c est la capacité thermique spécifique de l'eau (4,184 Jg⁻¹°C⁻¹). Avec 200 ml d'eau, m =200 g, ΔT =–32,4 °C, la perte de chaleur est Q =200 g × 4,184 Jg⁻¹°C⁻¹ × (–32,4 °C) =–27 100 J. Le signe négatif indique une perte de chaleur; la substance sublimatrice gagne une quantité égale de chaleur.
Divisez l'ampleur de la chaleur absorbée par le matériau sublimateur par sa masse. Si 47,5 g de la substance ont été utilisés, la chaleur de sublimation est de 27 100 J ÷ 47,5 g =571 Jg⁻¹.
