Document ID: /fineweb-2-swissfilter-quality_10-filterrobots/filtered/06917.jsonl.gz/1237

Maurice Cosandey
Président de l’Association suisse des Olympiades de chimie
Ecole Polytechnique Fédérale de Lausanne
Lausanne, Suisse
E-mail : <email-pii>
English version
Nouveau : Quelques séances de travaux pratiques
CHIMIE
Vingt démonstrations faciles
à faire en classe
2006
1. Neutralisations acides - bases, en milieu très dilué.
1.1. Neutralisation NaOH - HCl, donc sans effet tampon.
Remplir à demi deux béchers de 250 ml avec de l’eau
distillée. Mettre une baguette de verre dans l’un
d’entre eux.
Encadrer ces béchers par deux flacons de HCl 0.1 M ou 0.2 M, et de NaOH de même concentration. Ouvrir les flacons.
Tremper la baguette dans le flacon d’acide, et la ressortir. Il
reste une ou deux gouttes d’acide sur la baguette. Remettre la
baguette dans le bécher d’où elle venait.
Répéter la même opération avec l’autre bécher et la solution de NaOH
Verser une goutte de bleu de bromothymol dans chaque bécher.
L’eau de gauche devient bleue et jaune à droite.
Tremper la baguette de verre dans le flacon de NaOH, puis
l’amener dans le becher acide (jaune). La solution jaune devient
bleue (il faut parfois répéter un deuxième apport).
Répéter l’opération en plongeant la baguette
dans le flacon de HCl, puis dans l’un des béchers bleus,
qui devient jaune. Répéter ce mouvement si le bleu reste.
On peut répéter ce va-et-vient autant de fois qu’on veut.
1. 2. (suite de 1. 1). Difficile recherche de la neutralité.
On peut répéter le petit jeu
précédent indéfiniment. On n’arrive jamais
au vert de la neutralité, à moins d’une chance
extraordinaire...
Essayons d’y parvenir autrement. Vider la moitié de l’eau acide.
Verser peu à peu l’eau basique (bleue) dans le reste
d’eau acide, on parvient à atteindre le vert, avec de la
chance. La solution est alors neutre.
.
1. 3. Absence de pouvoir tampon.
Suite de 1.2. Verser quelques mL de trop : la solution devient bleue
Conclusion : la couleur de la solution est très sensible au
moindre excès de base ou d’acide. On dit que la solution
n’a aucun “pouvoir tampon”.Enoncer qu’il y a
des cas où l’eau “résiste” à
l’adjonction d’acide et de base, et qu’on va le
montrer avec l’eau du robinet.
1. 4. Impuretés de l’eau pure et de l’eau du robinet.
Remplir à demi deux béchers de 250 ml,
l’un avec de l’eau distillée, l’autre avec de
l’eau du robinet, un peu calcaire. Verser udeux gouttes de bleu
de bromothymol dans chaque solution. L’une est jaune, acide :
l’eau pure. L’autre est bleue, basique : l’eau du
robinet
Question à l’auditoire : Quelle est l’impureté de chaque sorte d’eau ?
Expliquer que :
1) le gaz carbonique CO2 de l’air se dissout légèrement en formant un acide (H2CO3)
2) le calcaire dissous dans l’eau du robinet forme une base (HCO3-).
Selon le niveau des élèves, on peut aussi “mentir” et dire que la base est Ca(OH)2.
1. 5. Pouvoir tampon du calcaire.
Prendre les deux béchers de 1.4. et verser lentement
l’eau du robinet dans l’eau distillée. Quand on a
versé le 20% à 25%, le mélange est vert.
Mais faire observer que ce mélange est
“résistant” à l’ajonction de base. Il
reste vert si on verse davantage de l’eau du robinet bleue.
Expliquer que : La position de la zone verte n’est pas
très sensible à la quantité de base
ajoutée, ce qui est très différent de ce
qu’on a vu avec HCl et NaOH.
Mieux : Répéter toutes les opérations du
§ 1.1. en utilisant de l’eau du robinet, et non de
l’eau distillée. Une fois verte, la solution reste verte,
même si on ajoute une ou deux gouttes d’acide ou de base.
Ceci montre que le calcaire a un bon pouvoir tampon.
2. Neutralisation NaOH solide + HCl concentré
Attention ! Prudence ! Cette réaction est très vive !
Introduire quelques grains de NaOH solide au fond d’un gros tube
à essais (d’au moins 15 cm de longueur). Ouvrir un flacon
de HCl concentré. Verser une goutte, maximum deux ! Quand la
goutte atteint les grains NaOH, la réaction démarre et
produit un bruit de pneu crevé.
Rajouter une autre goutte, puis une autre : le même phénomène se produit.
Mais très vite, le tube s’échauffe. On ne peut plus
le tenir à la main. Le poser dans un support, par exemple un
gros bécher.
Continuer d’ajouter HCl goutte à goutte, en agitant. Même bruissement à chaque goutte !
Mais tout-à-coup le bruissement cesse : la réaction est terminée.
Demander à l’auditoire la nature des grains blancs résiduels.
Montrer que c’est du sel en remplissant le tube d’eau : les grains disparaissent !
3. Neutralisation en phase gazeuse NH3 + HCl
Se procurer une cloche de verre étanche (et pas un bécher
retourné) et une plaque de verre un peu plus grande que la
cloche, plus deux petits béchers (50 ml).
Remplir à demi le premier petit bécher avec HCl conc., et le second avec NH3 concentré.
Mais faire vite, à cause de l’odeur ! Poser les deux
béchers au milieu de la plaque de verre et recouvrir la plaque
avec la cloche de verre. Il se forme très vite une intense
fumée blanche dans la cloche, qui se dépose sous forme de
poudre blanche sur la plaque de verre.
Attendre 20 à 30 minutes. Puis soulever la cloche (sous
ventilation !), et enlever les deux béchers : jeter les deux
solutions résiduelles. Observer la plaque de verre, blanchie
partout sauf sous les béchers. Goûter le
dépôt blanc salé, de chlorure d’ammonium NH4Cl.
NH3 + HCl ---> NH4Cl
4. Transferts de proton de H2SO4 à NaCl, puis à H2O.
Préparer un erlenmeyer de 150 ml ou 200 ml équipé
d’un bouchon de caoutchouc, percé d’un trou par
où passe un tube de verre recourbé deux fois pour former
un U. Le bouchon ne doit pas avoir de fuites !
Recouvrir le fond de l’erlenmeyer de sel de cuisine NaCl sec. Ajouter 50 ml de H2SO4
conc. et fermer très vite avec le bouchon muni du tube en verre
doublement coudé. L’autre extrémité du tube
doit plonger dans un erlenmeyer de même hauteur que
l’erlenmeyer, plein d’eau.
On voit le gaz formé (HCl) chasser l’air qui barbotte
à travers le bécher. Puis les bulles ne traversent plus
l’eau, car elles sont faites de HCl seul qui se dissout. Puis
quand le dégagement de gaz se calme, on assiste avec surprise
à un retour d’eau extrêmement tumultueux vers l’erlenmeyer.
Les réactions sont toutes des transferts de proton. Dans l’erlenmeyer, il se passe :
H2SO4 + NaCl --> NaHSO4 + HCl
ou mieux :
H2SO4 + Cl- ---> HSO4- + HCl
Dans le bécher d’eau il se passe :
HCl + H2O ---> H3O+ + Cl-
N.B. Le retour d’eau ne se produit que si le bouchon est
absolument étanche. L’expérience rate avec des
vieux bouchons.
5. Coloration de flamme
Tenir un coton-tige (Q-tips) par une extrémité. Humecter
l’autre, puis le plonger dans un peu de poudre de CaCl2.
Introduire aussitôt cette prise dans la partie externe de la flamme
d’un bec Bunsen. la flamme prend une vive couleur orangée,
qui dure longtemps. On peut observer la flamme au spectroscope :
nombreuses raies orange et rouges, avec une raie verte.
- Ne pas introduire le coton-tige dans la flamme. Sinon la tige fond !
- Si la coloration s’atténue, tremper encore une fois dans la réserve de CaCl2.
- La raie jaune du Sodium n’apparaît pas avec cette
technique, ce qui est un progrès par rapport à la
technique concurrente utilisant un fil de platine.
- Si le coton-tige sèche, rajouter de l’eau avec une pissette.
- S’il sèche et brûle, tant pis. On recommence avec un autre coton-tige !
Variantes.
LiCl donne une vive coloration rouge pourpre, avec pour spectre une
seule raie dans le rouge. NaCl donne une flamme jaune vif, et le
spectre a une seule raie jaune.
KCl donne une flamme blafarde et son spectre a une raie rouge
pâle et une violette pâle, difficiles à observer,
plus une raie jaune due à des impuretés de sodium.
SrCl2 donne une vive coloration rouge éclatante, avec beaucoup de raies rouges et oranges.
CaCl2 donne une coloration rouge-brique, peu durable, car CaCl2 se dissout vite dans l’eau du coton-tige, et ne se vaporise plus.
BaCl2 donne une flamme jaune
verdâtre pâle et peu durable, car il se transforme assez
vite en oxyde BaO non volatil, et ne colore pas la flamme.
CuCl2 donne une flamme verte, avec des flammèches jaunes, voire bleues, dues à la pyrolyse progressive de CuCl
6. Flamme du bec Bunsen
On peut montrer que l’intérieur du cône bleu est
froid en mettant rapidement une allumette tenue entre deux doigts en
travers de la flamme, le plus bas possible
: seules s’enflamment les parties qui sont à
l’extérieur de la flamme. L’intérieur ne
s’enflamme pas !
On peut aussi introduire la pointe de l’allumette au centre du
cône bleu : il ne s’enflamme pas, alors que le bois
s’enflamme. La pointe est faite de KClO3, de colorant et de colle.
Si on veut montrer que la flamme dégage CO2 et H2O, coiffer la flamme avec un gros ballon.
Il se dépose de la buée et très vite la flamme
s’éteint. Fermer le gaz aussitôt, enlever le
ballon,le boucher avec un bouchon de liège, et verser un peu
d’eau de chaux à l’intérieur. Agiter :
l’eau se trouble. Il s’est formé du gaz carbonique,
qui réagit avec l’eau de chaux (sol. de Ca(OH)2 :
Ca(OH)2 + CO2 --> CaCO3 + H2O
7. Combustion de l’essence.
Enroberer une capsule en porcelaine dans une feuille d’aluminium
de ménage. Verser quelques gouttes d’essence (benzine) qui
est un mélange de C8H18 et d’autres hydrocarbures.
Jeter sans attendre une allumette enflammée. La benzine
brûle en dégageant une fumée noire, riche en
carbone C, signe d’une combustion incomplète.
La plupart des molécules C8H18 brûlent selon l’équation globale :
2 C8H18 + 25 O2 ---> 16 CO2 + 18 H2O
Mais quelques molécules C8H18 brûlent selon l’équation globale :
2 C8H18 + 9 O2 ---> 16 C + 18 H2O
Indiquer que la réaction dure un certain temps, car
chaque grupe de deux molécules essence doit se vaporiser et
aller chercher 25 molécules d’oxygène pour
réagir, et que cela prend du temps.
Annoncer ensuite qu’on va réaliser la même
expérience, mais dans un cas où chaque molécule
d’essence dispose d’assez d’oxygène alentour
pour que toutes les molécules puissent réagir en
même temps : cela crée une explosion.
8. Principe du moteur à explosion
Prendre un récipient cylindrique de verre d’environ 1
litre de contenance ( sans bec, donc pas un bécher).
L’idéal est un bocal de café en poudre, vide.
Déposer sur l’ouverture une rondelle de carton à
peine un peu plus grand qu’elle, et munie d’un trou
central, de 1 cm de diamètre.
Prélever 1ml d’essence, à l’aide d’une
seringue de 1 ml. En injecter trois gouttes par le trou de la rondelle.
Attendre une minute que la goutte se soit évaporée. Jeter
alors une allumette enflammée par le trou de la rondelle sans en toucher le bord : aussitôt le mélange explose en soulevant le rondelle de quelques centimètres.
9. Combustion du magnésium Mg
Tenir un brin de métal magnésium de 3 à 5 cm de
long avec une pince métallique. L’enflammer dans la flamme
extérieure
d’un bec Bunsen (A l’intérieur, le magnésium
fond sans brûler !). La flamme est éblouissante, car riche
en UV. Attention à l’aveuglement possible !
2 Mg + O2 ---> 2 MgO
Recueillir les cendres dans une grosse éprouvette contenant un
peu d’eau. Faire bouillir l’eau et y verser une goutte de
bleu de bromothymol. La solution bleuit, signe qu’il s’est
formé une base, l’hydroxyde de magnésium Mg(OH)2.
MgO + H2O ---> Mg(OH)2
On peut détruire cette base Mg(OH)2 en ajoutant un peu de HCl 2 M, et en chauffant à nouveau.
Mg(OH)2 + 2 HCl ---> MgCl2 + 2 H2O
P.S. Pour être honnête, il faut reconnaître que la
réaction basique de la solution est aussi due à la
présence de Mg3N2 dans les cendres de magnésie, qui forment NH3 par réaction avec l’eau.
Mg3N2 + 6 H2O ---> 3 Mg(OH)2 + 2 NH3
10. Combustion d’autres métaux
a. Cérium. La pierre à briquet est faite de Cérium Ce, qui s’enflamme par frottement :
2 Ce + 3 O2 ---> 2 Ce2O3
b. Fer. La laine d’acier, portée dans une flamme,
s’enflamme à l’air. La combustion ne se maintient
que dans un courant d’air. L’équation de la
réaction est :
3 Fe + 2 O2 ---> Fe3O4
Commentaires.
- Protéger la table au-dessus de laquelle on fait cet essai. Les escarbilles laissent des traces.
- L’augmentation de poids est quasi négligeable !... Inutile de songer faire des calculs stoechiométriques.
- Fe3O4 contient un atome Fe(II) et deux atomes Fe(III). On l’appelle parfois oxyde magnétique de fer, car Fe3O4
est attiré par l’aimant comme le fer. Sa formule
développée peut être representée par :
O=Fe-O-Fe-O-Fe=O.
- Ne pas confondre cette oxydation avec la rouille, laquelle forme Fe2O3.
- Il peut être utile de savoir que la formation de rouille est un
phénomène électrochimique qui demande quatre
conditions : 1) un grain de charbon à la surface du fer, 2) une
goutte d’eau, 3) de l’air et 4) du gaz carbonique dans
l‘air. Si l’une quelconque de ces quatre substances manque,
le fer ne rouille pas.
- Il existe trois oxydes de fer : FeO, Fe2O3 et Fe3O4. Ce dernier est le plus stable à haute température.
11. Inflammation de la poudre noire
La poudre noire est un mélange de salpêtre KNO3,
de charbon C et de soufre S, qui réagit, lorsqu’on
l’enflamme, selon l’équation de Liebig (1859) :
2 KNO3 + 3 C + S ---> K2S + N2 + 3 CO2.
Proportions théoriques : 74.8% KNO3, 13.3% C (charbon de bois), et 11.9% S.
Pour préparer de la poudre noire, on mélange dans un
mortier en procelaine de quoi faire 40 g de poudre, on ajoute assez
d’eau pour que le mélange soit pâteux, et on broie
le tout soigneusement jusqu’à ce qu’on ne distingue
plus de touches jaunes de soufre. C’est long ! Puis on laisse
sécher à l’air pendant 24 heures. En
séchant, la poudre adhère au mortier. On la
détache au couteau.
Ne jamais broyer le mélange sec ! Risque d’explosion prématurée !
Pour enflammer la poudre noire, en verser un peu sur un treillis
métallique imprégné de céramique. Diriger
la flamme du bec Bunsen directement. La poudre s’enflamme au bout
de quelques secondes : ce n’est pas immédiat ! Joli effet
pyrotechnique !
Problèmes de sécurité
- Ne jamais mélanger le salpêtre, le charbon et le soufre
à sec. En 2001, un maître secondaire d’Irlande a
perdu un oeil en essayant de le faire. De toute manière
l’adjonction d’eau dissout le salpêtre, qui
pénètre mieux dans les grains de charbon.
- La poudre noire se conserve indéfiniment en flacon
fermé. Elle supporte les chocs modérés. On ne
connaît pas de cas d’autoinflammation spontanée
(comme les poudres au chlorate ou la nitroglycérine).
Commentaires.
- Utiliser un vieux treillis pour effectuer cet essai : l’inflammation endommage le treillis.
- Selon le Petit Larousse, la poudre noire est formée de 75%
salpêtre, 15% de charbon de bois, et de 10% de soufre. Il y a
donc un excès de charbon.
- Seul ennui, à ne pas révéler aux élèves : L’analyse ne décèle pas de K2S dans les résidus, mais un mélange de K2CO3 et K2S2O3.
12. Fusée au chlorate.
Préparer un mini-tube à combustion, un cure-dent et une
pince à linge en bois. Remplir le fond du tube de poudre de
chlorate de potassium KClO3, sur 5 mm environ.
Tenir le tube avec la pincette, placée près de
l’ouverture. Chauffer au bec Bunsen. Le chlorate fond, puis se
décompose en dégageant des bulles d’oxygène O2.
A ce moment sortir le tube de la famme, et y introduire rapidement un
bout de bois (cure-dent par exemple) préalablement
enflammé à une extrémité. Il brûle
vivement dans le gaz issu de la décomposition. Mais si on le
trmpe dans la phase liquide, il se consume avec une telle vigueur
qu’on croirait assister au départ d’une fusée.
Commentaires.
- La réaction créant l’oxygène O2 est .
2 KClO3 ---> 2 KCl + 3 O2
- Il y a une réaction secondaire de dismutation en perchlorate KClO4 et chlorure KCl :
4 KClO3 ---> KClO4 + 3 KCl
- Si on veut utiliser cette réaction pour préparer un grand volume de gaz Oxygène O2, on a intérêt à ajouter un volume égal de MnO2 ou de Fe2O3 au chlorate KClO3, avant de chauffer. La réaction est plus régulière. Elle ne génère pas de KClO4, et elle démarre à plus basse température.
- Cette méthode a servi au 19ème siècle à
analyser les substances organiques, en mesurant la masse de CO2 et de H2O produit (méthode de Gay-Lussac).
13. Manipulation de SO2 sans être géné par l’odeur.
L’anhydride sulfureux ou dioxyde de soufre SO2 possède une odeur piquante désagréable
La méthode suivante permet d’éviter cet
inconvénient, mais elle exige un petit matériel
qu’il faut fabriquer à l’avance, à base de
seringues hypodermiques en plastique. Voir le croquis !
13.1. Préparation de SO2.
Remplir au quart un petit tube à combustion avec l’un des produits suivants, à choix :
- bisulfite de sodium Na2S2O5, hydraté ou non
- hydrogénosulfite de sodium NaHSO3, hydraté ou non.
Recouvrir la poudre choisie avec un peu de laine de verre (pas
indispensable). Fermer le tube avec un bouchon de caoutchouc
percé par une aiguille hypodermique. Voir le croquis. Adapter
une seringue de 10 ml en plastique (à la rigueur 20 ml).
Prendre en main la seringue, ainsi “prolongée” par
le tube de bisulfite. La porter dans la flamme du bec de gaz. Il va se
dégager un gaz (SO2) qui repousse le piston.
Il se produit l’une des réactions suivantes :
Na2S2O5 ---> Na2SO3 + SO2.
2 NaHSO3 ---> Na2SO3 + SO2 + H2O
Le gaz dégagé remplit peu à peu la seringue
plastique. Quand elle est presque pleine de gaz, l’enlever de
l’aiguille, la poser sur la table, et replacer une 2ème
seringue, qui se remplit à son tour.
Commentaires :
Il n’est pas nécessaire de boucher la pointe des
seringues. Le gaz ne diffuse que très lentement hors de la
seringue.
13.2. Etude des réactions de SO2 (Suite).
Adapter une longue aiguille hypodermique (émoussée au
préalable) à la pointe de l’une des seringues
remplies de gaz.
Prendre trois petites éprouvettes cutes, pas plus longues que l’aiguille hypodermique.
Remplir ces éprouvettes au quart en utilisant :
- dans la première une solution diluée de bichromate de potassium K2Cr2O7,
- dans la seconde une solution de vanadate d’ammonium NH4VO3, acidifiée à H2SO4 dil.
- dans la dernière une solution de permanganate de potassium KMnO4.
Ces trois éprouvettes sont colorées respectivement en orange, jaune et violet.
Introduire la pointe hypodermique de la seringue dans l’un de ces
tubes. Appuyer pour fire barbotter le gaz. Assez vite on note que ce
barbottage produit un changement de couleur.
Les équations des réactions sont les suivantes :
SO2 + 2 VO3- + 4 H+ ---> 2 VO2+ + SO42- + 2H2O
3 SO2 + Cr2O72- + 2 H+ ---> 2 Cr3+ + 3 SO42- + H2O
5 SO2 + 2 MnO4- + 2 H2O ---> 2 Mn2+ + 5 SO42- + 4 H+.
Commentaires.
- On a intérêt à prendre des solutions les plus
diluées possibles, car une seringue ne contient que peu de gaz.
Selon Avogadro, 0.001 mole de gaz occupe 25 mL. C’est peu, 0.001
mol. Une seringue de 10 ml ne contient donc guère plus de 0.2
à 0.3 mmol de SO2.
- Il vaut la peine de remarquer que :
a) les trois atomes V, Cr, et Mn se suivent dans la table périodique
b) les degrés d’oxydation de V, Cr et Mn sont
respectivement 5, 6 et 7 à l’état initial, ce qui
est égal au numéro de la colonne dans la table.
c) leurs degrés d’oxydation à l’état
final sont respectivement 4, 3 et 2, soit 9 moins le numéro de
la colonne.
(D.o.final) = 9 - (D.o.initial)
14. Circuits imprimés et équations redox.
Il faut disposer de feuilles de plastique recouvertes de cuivre, telles
que les électroniciens en emploient pour fabriquer leurs
circuits imprimés. On peut s’en procurer en Suisse chez
Conrad, sous le nom de plaques Isel® en dimension 10x16 cm, avec le
numéro 52.62.53-12. Adresse : www.conrad.ch.
Découper une de ces feuilles avec une paire de ciseaux, de
manière à avoir une bandelette assez étroite pour
entrer sans frottements dans un gros tube à essais. En
général, une bandelette de 50 mm de long sur 15 mm de
large fait l’affaire.
Ecrire vos initiales sur la face cuivre avec un feutre
indélébile noir. Repasser une ou deux fois, pour que la
couche noire soit bien dense. Laisser sécher une minute.
Préparer une solution de CuCl2 1 M, en dissolvant 17 g CuCl2•2H2O dans 100 ml eau.
Prendre le gros tube à essais où on va glisser ensuite la
bandelette de cuivre. En prévoir un second identique, en
réserve.
Y introduire des volumes égaux de CuCl2 1 M, de HCl concentré, et de H2O2 30%.
La solution chauffe et verdit un peu, par suite de la formation de ions chlorocuprate CuCl42- .
Y glisser la bandelette de cuivre, de manière à ce
qu’elle soit immergée. Une vive réaction
démarre avec dégagement de gaz O2. Le cuivre non protégé est attaqué rapidement.
Transvaser plusieurs fois aller et retour la solution bleue-verte d’un tube dans un autre.
Quand le cuivre non protégé par le vernis est
détruit (au bout de 10 à 15 secondes) arrêter
l’opération en vidant le liquide. Laver la bandelette
à grande eau. Enlever le vernis noir à
l’acétone. Il reste le motif dessiné mais
imprimé dans le cuivre.
L’équation de la réaction chimiques est :
Cu + 2 H+ + H2O2 ---> Cu2+ + 2 H2O
Commentaires.
- La décomposition spontanée de H2O2 en H2O et O2 se produit simultanément, et donne lieu à une effervescence très visible.
- Cette opréation est un peu délicate. Il faut laisser un
minimum de temps la bandelette dans le bain cuivrique. Sinon le vernis
est aussi attaqué, et il ne reste rien sur la bandelette
plastique.
15. Illustration analogique de l’équilibre chimique.
Il faut se procurer deux éprouvettes, ou tubes à essais,
de diamètres différents, un gros et un mince. Il faut
ensuite en percer le fond au chalumeau, et les fermer par un bouchon de
caoutchouc percé lui-même d’un trou.
Prendre ensuite un bécher de 150 ou 200 ml de forme haute, rempli d’eau du robinet.
Avant de commencer la démonstration, bien expliquer que,
en trempant un tel tube percé et bouché dans le
bécher, on prélève toujours le même
pourcentage de l’eau qui s’y trouve, quel qu’en soit
le niveau. Si le tube mince en prélève 5%, le tube gros
en prélèvera le double.
Prendre un deuxième bécher, identique au premier, mais
vide, et le poser à côté de l’autre.
Enoncer clairement que le bécher de gauche désignera toujours les réactifs, et celui de droite les produits sortant de réaction, toujours.
Expliquer aussi qu’on va transvaser simultamément 5% des
produits de gauche et 10% des produits de droite, chaque fois vers
l’autre bécher, et ceci avec les tubes percés.
Plonger simultanément les deux tubes dans les deux
béchers. Attendre qu’ils se remplissent d’eau.
Boucher avec le pouce. Sortir les deux tubes et les vider tous deux, et
simultanément, dans l’autre bécher.
Répéter l’opération autant de fois qu’on le veut.
Assez vite on voit que le bécher de gauche (dont on
prélève 5% du contenu par fois) se remplit au double de
celui de droite (où on prélève 10% du contenu)
On peut continuer ce petit jeu aussi longtemps que l’on veut.
L’état d’équilibre est atteint quand la
quantité d’eau prélevée par chaque
éprouvette est la même.
Ceci démontre que l’équilibre est un état dynamique.
16. Equilibre chimique
Explications préalables.
Le chlorure de cobalt CoCl2.6H2O est une poudre rose qui se dissout dans l’eau en formant une solution rose contenant le ion [Co(H2O)6]2+ de couleur rose pâle.
CoCl2.6H2O --> [Co(H2O)6]2+ + 2 Cl- (14)
Dans l’alcool, le même CoCl2.6H2O forme une solution bleue, selon l’équation :
2 CoCl2.6H2O --> [Co(H2O)6]2+ + [CoCl4]2- + 6 H2O (15)
rose pâle bleu foncé
La couleur bleue de [CoCl4]2- cache celle de [Co(H2O)6]2+ en solution. Mais si on ajoute de l’eau H2O à la solution alcoolique, elle va rosir peu à peu, selon l’équation
[CoCl4]2- + 6 H2O <--> [Co(H2O)6]2+ + 4 Cl- (16)
bleu rose
Cette réaction (16) est un équilibre, ce qu’on va démontrer ci-dessous.
Mode opératoire.
Prendre 3 tubes à essais identiques. Mettre un peu d’eau
dans le premier et une pincée de poudre de chlorure de cobalt.
Agiter pour dissoudre. Montrer la couleur rose à la classe.
Faire pareil dans les deux autres, mais en remplaçant l’eau par l’éthanol (ou de l’isopropanol).
Conserver un tube rose et un bleu comme témoin.
Verser prudemment trois ou quatre gouttes d’eau (pas trop) dans
l’une des solutions bleues, en agitant. La solution vire au rose.
Arrêter avant d’atteindre la teinte rose du témoin
aqueux.
Pour montrer que la réaction peut être inversée,
chauffer le tube devenu rose au bec Bunsen. La solution redevient
bleue. Refroidir sous le robinet : la solution redevient rose
Commentaires thermodynamiques.
La réaction (16) est exothermique dans le sens gauche-droite.
Mais elle conduit à une diminution du nombre
d’espèces indépendantes (5 à droite, contre
7 à gauche), donc à une diminution de l’entropie.
Donc la réaction endothermique (vers la gauche) est
favorisée à HT, puisqu’elle condut à une
augmentation de l’entropie.
17. Fabrication de savon quasi instantanée.
Introduire une dizaine de grains de NaOH solide au fond d’une
éprouvette. Rajouter assez d’eau pour tout juste immerger
les grains. Agiter. NaOH se dissout et la solution
s’échauffe. On voit mal que tout est dissous, car la
solution est trouble, à cause d’impuretés
insolubles dues à Na2CO3 qui recouvre les grains de NaOH dans le flacon.
Ajouter un volume d’huile végétale (arachide,
tournesol, olive ou colza) égale au double du volume de la
solution de NaOH. L’huile flotte sur la soude sans
rtéagir. Expliquer que la saponification ne se produit
qu’à l’interface, et que le contact est mauvais.
Dans l’industrie, on agite violemment pendant plusieurs heures.
Ajouter délicatement, et sans agiter un volume
d’éthanol égal au volume de la solution de NaOH.
Observer les trois phases superposées. Boucher le tube avec un
bouchon ou à la main, et agiter violemment en retournant
plusieurs fois le tube. Les trois phases
s’homogénéisent très vite et le tout se
prend en un solide en quelques secondes : le savon remplit le tube !
Pour extraire ce savon, enlever le bouchon. Porter le fond du tube dans
la flamme d’un bec Bunsen. Chauffer très doucement.
L’éthanol bout et cette vapeur repousse le bloc de savon
hors du tube. Le mouler entre les mains pour faire une savonnette.
Commentaires.
Encore une fois, la vitesse de la réaction dépend de la qualité du contact.
18. Etirement du polyéthylène
Se procurer des sachets à congélation, comme en
utilisent les ménagères pour emballer la nourriture au
congélateur. Ils sont en polyéthylène.
Découper avec une paire de ciseaux des bandes de plastique
occupant toute la largeur du sachet, de manière à
créer le moins d’irrégularités possible. Ces
irrégularités sont des amorces de déchirures
ultérieures. Largeur idéale de la bande : 1 cm. Observer
que la bande plastique est presque transparente.
Saisir une de ces bandes entre le pouce et l’index de chaque
main. Etirer très très très doucement ladite bande
plastique. Elle s’étend peu à peu en
s’amincissant et prenant un aspect parfaitement transparent.
Quand la bande a acquis le double de longueur, on ne peut plus
l’étendre. Elle acquiert une grande résistance
à la traction. A cet instant les chaînes de
polymères sont toutes paralléles.
Commentaires.
- L’éthéne ou éthylène est formé de molécules CH2=CH2.
Sa polymérisation le transforme ne longues chaînes
linéaires dites de polyéthylène, ou PE : -CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-
etc. Le plastique brut contient de telles chaînes
distiribuées eu hasard. Par étirement, elles se disposent
parallèlement l’une à l’autre, et
acquièrent une plus grande résistance à la
traction.
- Quant à la polymérisation elle-même, elle peut se produire dans l’industrie de deux façons :
- soit à très haute pression (400 bars) en présence de traces de O2
comme catalyseur, auquel cas le polymère formé
s’appelle polyéthylène basse densité (PELD),
- soit à pression ordinaire en présence du catalyseur de Ziegler-Natta (mélange TiCl3 + Al(C2H5)3), auquel cas on obtient du polyéthylène haute densité (PEHD).
19. Pouvoir rotatoire
Cette manipulation exige l’emploi de feuilles plastiques en verre
Polaroid, dites “Polarizing Films” vendues en format A4 :
http://www.3Dlens.com, à raison de Fr. 9.50, la pièce.
Ces feuilles ont la propriété de transformer la
liumière ordinaire qui les traverse en lumière
polarisée. On s’en aperçoit en superposant deux de
ces feuilles. La lumière les traverse si elles sont
parallèles. Mais si elles sont croisées à angle
droit, l’ensemble est opaque.
Il faut expliquer à la classe cet étrange
phénomène avant d’aller plus loin, et dire quela
lumière est comme une corde tendue entre votre main gauche et un
mur éloigné. Avec votre main droite vous donnez des
à-coups secs désordonnés sur la corde, qui se
propagent vers le mur.
Le verre Polaroid est semblable à une grille, un peigne ou un
râteau qui chevauche la corde. Selon la disposition relative de
deux de ces grilles, le mouvement d’oscillation passe ou ne passe
pas vers le mur.
Quand on dispose une ampoule n’émettant qu’une seule
couleur et qu’on la regarde au travers de deux écrans
Polaroid croisés, aucune lumière ne passe. Et c’est
pareil si on intercale une solution aqueuse quelconque entre les deux
Polaroids. par contre si on intercale une solution d’eau
sucrée la lumière passe. Pour rétablir
l’extinction, il faut tourner l’un des Polaroids d’un
certain angle.
Ceci démontre simplement que le sucre (et toutes les substances
optiquement actives) agit en faisant tourner le plan de polarisation de
la lumière, un peu à la manière de l’ouvrier
qui manie un tournevis.
Commentaires.
- Forme de la cuve. L’eau sucrée doit être
dans une cuve ou une bouteille de verre à faces planes et
parallèles. Si on prend un récipient cylindrique,
l’extinction ne peut pas être retrouvée, car
l’angle de rotation dépend de l’épaisseur de
solution traversée.
- Choix de la couleur. Eviter les ampoules qui émettent
de la lumière blanche, car le sucre n’agit pas de la
même façon sur tous les composants de la lumière.
Le bleu “tourne” plus que le rouge. On n’arrive
jamais à obtenir l’extinction parfaite avec de la
lumière blanche. Les petites ampoules colorées
utilisées pour les décorations de Noël vont
très bien. Le vert est le meilleur, car il correspond au macimum
de sensibilité de l’oeil.
20. Auto-inflammation spontanée à froid..
Mettre deux ou trois pointes de spatule de thiocyanate d’ammonium NH4CNS dans une capsule de porcelaine. Jeter par-dessus une petite pointe de chlorite de sodium NaClO2.
Un jet de flamme spontané apparaît au contact des deux
poudres. Si ce n’est pas le cas, ajouter une goutte d’eau
(pas plus d’une !). On pweut continuer à verser davantage
de chlorite : à chaque adjonction, une nouvelle flamme se
produira. L’équation de la réaction est :
NH4CNS + NaClO2 --> NaCl + N2 + 2 H2O + S (28)
Le mélange s’échauffe, et jaunit par suite de la
formation de soufre. Mais ce soufre finit par réagir avec le
chlorite de sodium si ce dernier est en excès, selon
l’équation :
NaClO2 + S --> NaCl + SO2. (29)
En conséquence, il se dégage du gaz SO2 d’odeur piquante !
Commentaires.
- Chlorite de sodium NaClO2.
1. Il est assez dificile de se procurer du chlorite de sodium. On
en trouve chez Acros, au numéro de code 223.235.000, et au prix
de 50 ¤ les 500 grammes. De plus, ce produit s’oxyde
facilement au contact de l’air et se transforme en chlorate, non
réactif.
2. Ne pas confondre le terme Chlorite avec les deux termes voisins Chloride (équivalent anglais de Chlorure), et Chlorate. Le chlorate de sodium est NaClO3.
- Thiocyanate. A la place de thiocyanate d’ammonium, on peut aussi utiliser le thiocyanate de potassium.
21. Synthèse et explosion de la nitroglycérine.
L’équation globale de synthèse de la nitroglycérine C3H5(NO3)3 est :
C3H5(OH)3 + 3 HNO3 ---> C3H5(NO3)3 + 3 H2O (30)
Attention. Ce n’est pas HNO3 qui ataque la glycérine (ou glycérol), mais NO2+ formé par :
HNO3 + 2 H2SO4 ---> NO2+ + H3O+ + 2 HSO4- (31)
Le mode opératoire suivant a été effectué
par tous mes élèves aux Travaux Pratiques, pendant plus
de 20 ans d’enseignement. Il n’y a jamais eu ni accidents,
ni échec.
Mode opératoire.
Introduire 3 ml HNO3 concentré (65%) dans un tube à essais sec, puis le double (6 ml) de H2SO4 concentré (96%) dans un autre tube. Verser H2SO4 dans HNO3.
Bien mélanger en transvasant plusieurs fois aller et retour. Le
mélange s’échauffe. Refroidir en trempant le tube
dans un bécher de 150 ml rempli de glace.
Quand le tube est refroidi à < 10°C, laisser tomber, avec
une seringue de 5 ou 10 ml, 10 gouttes de glycérine, en agitant
à chaque goutte. Il en résulte un trouble qui
hélas reste près de la surface. Mélanger pour
homogénoéiser en transvasant plusieurs fois d’un
tube à l’autre. La réaction de nitration
dégage de la chaleur. Plonger le tube dans la glace au moins 5
minutes.
A la fin verser le mélange trouble dans ce qui reste de glace.
La glace fond en partie. les acides nitriques et susslfurique se
dissolvent dans l’eau ainsi que la glycérine qui n’a
pas réagi. Agitzer avec le tube à essais maiantenant
vide. On voit une grosse goutte d’huile se rassembler au fond du
bécher : la nitroglycérine.
Verser peu à peu tout le liquide, glace compriuse, dans un
entonnoir pourvu d’un papier filtre. La solution acide traverse,
puis la glace fond. A la fin, il reste une grosse goutte d’huile
au fond du filtre.
Tremper la pointe d’un fin capillaire de 10 microlitres
(Blaubrand 708709) dans la goutte d’huile qui reste dans le
filtre. Attention de ne pas percer le filtre. Il entre environ 1
microlitre d’huile dans le capillaire. Fixer ce capillaire
horizontalement à 30 cm au-dessus de la table de travail, en
pinçant l’autre extrémité du capillaire par
une pince sur un statif.
Glisser rapidement un bec Bunsen allumé juste au-dessous du
tube, et se retirer sans retard. le tube éclate avec un bruit
sec.
A la fin, on se débarrasse de l’excès de
nitroglycérine en ouvrant le filtre et en le posant sur un
treillis métallique lui-même posé sur un
trépied. On dirige alors la flamme du bec Bunsen directement sur
la goutte de nitroglycérine. Elle s’enflamme et
brûle doucement comme une goutte de cire fondue.
FIN