L'enthalpie de combustion du lactose $C_{12}H_{22}O_{11}(s)$ vaut pour la combustion d'une mole: $-5652\;kJ$ Un échantillon de $4\;g$ de cette substance est brûlé dans une bombe calorimétrique de capacité thermique totale = $1630\frac{J}{K}$ et renfermant $1,35\; kg$ d'eau. La température initiale vaut $24,58\;^oC$. Quelle est la température finale?
$C_{12}H_{22}O_{11}(s)$ $+$ $12O_2(g)$ $\longrightarrow$ $12CO_2(g)$ $+$ $11H_2O(l)$ $\Delta H$ $=$ $-5652 \cdot \frac{4}{12\cdot 12+22\cdot 1+11\cdot 16}$ $\approx -66,1kJ$ $\Delta U$ $=$ $\Delta H$ $-$ $\Delta n RT$ = $-66,1$ $-$ $(12-12)\cdot 8,3\cdot10^{-3}\cdot 298$ = $-66,1\;kJ $
Loi de la calorimétrie: $ Q$ $ =$ $ -4184\cdot m_{eau}\cdot (\theta_f$ $-$ $\theta_i)$ $ - $ $C \cdot (\theta_f$ $-$ $\theta_i)$ $ -66100$ $=$ $-4184\cdot 1,35\cdot (\theta_f$ $-$ $24,58)$ $ - $ $1630 \cdot (\theta_f$ $-$ $24,58)$ Cette équation fournit: $\theta_f$ $=$ $33,66\;^oC$