L'enthalpie de combustion du lactose $C_{12}H_{22}O_{11}(s)$ vaut pour la combustion d'une mole: $\Delta H_c( lactose)$ $=$ $-5652kJ$ 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$ $-$ $\Delta n RT$ $=$ $-66,1-(12-12)\cdot 8,3\cdot10^{-3}\cdot 298$ $=$ $-66,1kJ $
Loi de la calorimétrie: $ Q$ $=$ $-4184\cdot m_{eau}\cdot (\theta_f$ $-$ $\theta_i)$ $ -$ $C \cdot (\theta_f$ $-$ $\theta_i)$ $ -66100$ $=$ $-4184\cdot 1,35\cdot (\theta_f$ $-$ $24,58)$ $ - $ $1630 \cdot (\theta_f$ $-$ $24,58)$ d'où: $\theta_f$ $=$ $33,66\;^oC$