La sublimation fait référence au processus peu commun d’un matériau convertissant directement la phase solide en phase gazeuse sans former de liquide au préalable. Les scientifiques considèrent cela comme un processus endothermique, car il correspond au composé absorbant la chaleur de son environnement. Les scientifiques peuvent mesurer la quantité de chaleur nécessaire à cette transformation, puis exprimer le résultat en «chaleur de sublimation», généralement en unités de joules de chaleur par gramme de substance, J / g, ou parfois de joules par mole de substance, J / mol.
Configurez votre calorimètre conformément à 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. Ainsi, si la température de l'eau dans le calorimètre est passée de 55,0 degrés Celsius à 22,6 degrés Celsius, deltaT = 22,6 - 55,0 = -32,4 degrés Celsius.
Calculez la perte de chaleur par l’eau Q, selon l’équation Q = m * c * deltaT, où m représente la masse d’eau et c la capacité thermique spécifique de l’eau, soit 4,184 joules par gramme de degré Celsius. Notez que 1 millilitre d'eau pèse environ 1 gramme. Par conséquent, si le calorimètre était rempli de 200 ml d’eau, qui pèserait 200 g, alors Q = 200 * -32,4 * 4,184 = -27 100 joules de chaleur. Le signe négatif devant la valeur indique que l'eau a perdu de la chaleur. La chaleur gagnée par la substance sublimée sera égale en quantité mais opposée en signe de chaleur perdue par l'eau.
Calculez la chaleur de sublimation de la substance en divisant la chaleur absorbée par la substance, calculée à l'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 alors de 27 100 / 47,5 = 571 J / g.