CHIMIE-

                                                                 Changer l'eau en vin puis en soda


*Tu peux verser du bicarbonate de soude NaHCO₃ dans du vinaigre : cela fait de la mousse. On trouve ces deux produits dans les grandes surfaces. C'est gentil, efficace et inoffensif.

Tu peux faire de l'extrait de chou rouge au mixer avec un peu d'eau du robinet. Tu verses un peu de cette décoction bleu-violette (sans les résidus de chou rouge) dans de l'eau qui contient un peu d'acide (HCl) : elle devient rouge. Dans de l'eau qui contient un peu de base (NaOH), elle devient jaune.

Tu verses une goutte d'encre bleue, extraite de la cartouche de ton stylo, dans un verre d'eau du robinet. Tu attends un quart d'heure : la solution bleue se décolore. Tu ajoutes un peu de vinaigre : le bleu revient.

une autre idée! le choux rouge pour montrer l'acidité c'est pas mal non plus. Tu montre plein de produits de la vie quotidienne( sel, coca, citron,orange,pomme,vinaigre, lessive, javel (là, il faut etre vigilant), et tu achètes un paquets de bonbons acidulés, demande leur pourquoi ils piquent.... ils répondent parce que c'est salé! garde les bonbons pour la récompense finale et teste le sucre du fond du paquet. ils auront compris ce qu'est acide

A partir des sirops bon marché - vérifier sur l'étiquette la présence de colorants E102, ou E104, (jaunes), ou E110 (orangé), ou E125 (rouge) ou E131 (bleu) - on peut extraire les colorants pour teindre de la laine, puis décolorer à nouveau la laine.
Pour cela, il faut avoir une pelote de laine brute, du vinaigre d'alcool et une pastille de lavage pour lave-vaisselle.
On met quelques gouttes de sirop dans un peu d'eau, on ajoute qqs gouttes de vinaigre et un brin de laine, et on chauffe le tout quelques minutes. On retire le brin de laine et on le lave à l'eau froide pour enlever le sucre (du sirop). Le brin de laine a fixé le colorant.
Pour le décolorer, on met le brin de laine dans un peu d'eau avec un peu de produit de lavage pour lave-vaisselle, et on chauffe quelques minutes : le colorant repasse dans l'eau et le brin de laine esgt décoloré.

1 Précautions

Outre les précautions en chimie qui sont d'usage, cette expérience comporte les attentions suivantes :

• L'eau oxygénée  peut provoquer des brûlures de la peau et des muqueuses, et devient très dangereuse à manipuler lorsqu'elle est concentrée. Utiliser des gants de latex.
• Ne surtout pas boire les liquides obtenus, même si ça ressemble au vin ou au Cola, cela n'en est pas du tout !

2 Matériel

• 3 béchers (150 mL) ou 3 verres (mais pas de gobelets en plastique)
• Permanganate de potassium , sous forme de poudre ou de cristaux
• Eau oxygénée à 130 volumes  

3 Protocole expérimental

• À l'abris des regards, disposer les trois récipients devant vous et remplissez le premier avec de l'eau ordinaire. Mettre quelques grains de permanganate de potassium dans le deuxième (s'assurer que le récipient est bien sec) et 0,5 mL d'eau oxygénée concentrée dans le troisième. Les deux derniers récipients doivent paraître vides à l'auditoire.
• Verser l'eau du premier verre dans le deuxième, celui-ci se colore immédiatement en violet. Ceci ressemble à du jus de raisin ou à du vin de qualité très moyenne !
• Verser le contenu du deuxième verre dans le troisième, le liquide se colore en marron-beige et devient effervescent. Cela ressemble beaucoup à un soda du type Cola ou, si l'on diminue la quantité de permanganate de potassium, à du champagne.

4 Explications

• La première étape consiste uniquement à diluer le permanganate de potassium dans l'eau, d'où une solution de teinte violette, caractéristique des ions .
• La seconde étape est la réaction du permanganate de potassium avec l'eau oxygénée. C'est une réaction d'oxydo-réduction (transfert d'électrons entre les deux réactifs) qui dégage du dioxygène   et de la vapeur d'eau , d'où l'effervescence observée. On peut mettre en évidence le dioxygène en approchant de l'effervescence une baguette de bois incandescente (rouge mais sans flamme) : la flamme réapparaît car le dioxygène  est un bon comburant. La réaction est très exothermique c'est-à-dire qu'elle dégage beaucoup de chaleur.

                                                                    faire du feu sans allumette ni briquet

1 Matériel

• Une petite boîte de conserve vide et propre
• Permanganate de potassium sous forme de poudre
• Glycérol pur (glycérine)
• Un compte-goutte

2 Protocole expérimental

• Faire un petit tas de poudre de permanganate de potassium au centre de la boîte de conserve et l'aplanir avec le dos d'une spatule.
• Faire tomber 4 ou 5 gouttes de glycérol (liquide très visqueux) sur la poudre.
• Rien ne se passe...
• Au bout de quelques secondes (parfois une ou deux minutes), de la fumée se dégage du mélange, puis des flammes violettes apparaissent rapidement.

3 Explications

• Le permanganate de potassium oxyde le glycérol, très lentement au début, en dégageant de la chaleur. La chaleur accélère la réaction et le permanganate de potassium libère son oxygène plus rapidement.
• Le démarrage très lent de la réaction montre bien qu'il est dangereux de mélanger des produits chimiques dont on ne connait pas les propriétés, même si ceux-ci ne sont pas dangereux ; une réaction inattendue peut commencer après un long moment et provoquer des catastrophes : incendie, explosion ou production de gaz asphyxiant...
• La couleur violette des flammes provient de la présence du potassium, comme le montre l'expérience sur les flammes colorées.

4 Précautions

• Attention à la forte chaleur produite, c'est une réaction assez vive une fois initiée, il ne faut donc utiliser que de petites quantités de réactifs.
• La boîte de conserve reste brûlante pendant un certain temps. En cas d'urgence pour éteindre les flammes, verser un peu d'eau froide dans la boîte.

                                                                                FLAMMES COLOREES

1 Précautions

Outre les précautions en chimie qui sont d'usage, cette expérience comporte les attentions suivantes :

• Certains sels métalliques sont toxiques. Porter des gants et des lunettes de protection.
• Il faut prendre garde à ne pas mélanger les solutions et toujours tremper une tige en bois dans la même solution.

2 Matériel

• Tiges en bois pour brochettes
• Spatule
• Sels métalliques en poudre :
  • Sulfate de cuivre ou chlorure de cuivre (II)
  • Nitrate de baryum ou chlorure de baryum
  • Chlorure de sodium
  • Nitrate de strontium
  • Chlorure de calcium
  • Nitrate de potassium
  • Nitrate de lithium
• Petits flacons (100 mL), autant que de sels métalliques disponibles
• Bec Mecker ou bec Bunsen ou, à défaut, un chalumeau à gaz

3 Protocole expérimental

• Préparer les solutions de sels métalliques en introduisant dans chaque flacon l'équivalent de 2 cuillères à café de poudre. Laver la spatule entre chaque poudre de manière à ne pas faire de mélanges. Remplir les flacons d'eau aux 2/3 et plonger une tige en bois dans chaque flacon.
• Au dessus de la flamme du chalumeau (la plus bleue possible), faire passer tour à tour les tiges en bois imbibées des solutions de sels. Observer les différentes couleurs : vert, vert pâle, rouge, orangé-rouge, jaune-orange, lilas, rose fuchsia.

4 Explications

• Lorsqu'un métal sous forme de sel est placé dans une flamme assez chaude, celui-ci absorbe de l'énergie puis la restitue sous forme de lumière. Si la lumière émise appartient au domaine du visible, nous observons une couleur. D'autres métaux peuvent émettre dans le domaine de l'ultra-violet mais nous ne le voyons pas.
• La couleur de la flamme n'est pas reliée à la couleur de la solution du sel métallique. Par exemple, la solution de sulfate de cuivre est bleu et sa couleur de flamme est verte. De nombreux ions métalliques donnent des solutions colorées (cobalt, nickel, fer...) mais n'ont pas de couleur de flamme.
• Cette expérience peut être utilisée pour montrer que les électrons des atomes sont placés sur des niveaux ayant une énergie bien déterminée et pas n'importe comment. Lors de l'excitation par la chaleur, les électrons passent des niveaux stables à des niveaux instables (plus hauts en énergie). En se désexcitant, ils retournent à leur niveau d'origine et émettent un photon (lumière) d'une longueur d'onde bien précise (couleur). On dit que le spectre d'émission atomique est un spectre de raies ou discontinu car il ne contient que certaines couleurs et non pas toutes les couleurs, par opposition au spectre de rayonnement du corps noir comme dans l'expériences des étincelles. Ceci peut illustrer le modèle théorique de l'atome décrit par Niels Bohr.

Élément	Cation	Spectre d'émission de flamme	Couleur observée
Cuivre			Vert
Baryum			Vert pâle / Jaune
Strontium			Rouge
Calcium			Orangé-rouge
Potassium			Lilas
Lithium			Rose fuchsia
Sodium			Jaune-orange
		Spectre visible (pour comparaison)

Note : ces spectres ont été reproduits assez approximativement... 
Les verriers de laboratoire, qui font chauffer le verre avec des chalumeau pour le ramolir et le modeler, observent à chaque fois la flamme jaune et intense du sodium. En effet, le verre, en plus de la silice , contient d'autres substances minérales telles que . Afin de ne pas être éblouis par cette lumière intense, ils utilisent des lunettes teintées en bleu de cobalt qui filtre les longueurs d'ondes d'émission du sodium. Bunsen [1] (inventeur du bec Bunsen) et Kirchhoff [2], deux chimistes allemands du XIXe siècle, avaient déjà utilisé ce filtre bleu pur montrer que, dans un mélange contenant les ions sodium et potassium, la flamme lilas (pâle) du potassium était bien présente mais masquée par la flamme jaune du sodium. C'est d'ailleurs eux qui avaient observés et tenté d'interpréter scientifiquement, pour la première fois, ce phénomène d'émission atomique. Ils avaient ainsi inventé une nouvelle méthode d'analyse : la spectroscopie [3].

Remarque : on retrouve ces couleurs de flamme dans d'autres expériences de chimie : du feu sans allumette ni briquet, le feu au lac, les poudres pyrotechniques.

Pulvérisation d'une solution alcoolique de sulfate de cuivre.

Pulvérisation d'une solution alcoolique de nitrate de strontium.

                                                                     LE JET DE MOUSSE                      


Précautions

Outre les précautions en chimie qui sont d'usage, cette expérience comporte les attentions suivantes :

• Attention à se protéger les yeux et les mains et ne pas toucher la mousse car elle contient de l'eau oxygénée concentrée (risques de brûlures chimiques) et elle est très chaude (risques de brûlures thermiques). Éliminer la mousse avec une serpillière humide, bien rincer les surfaces touchée. (À faire en extérieur de préférence !)
• La formation de diiode peut être irritante, aérer la pièce après l'expérience.

2 Matériel

• Grand cristallisoir, à défaut une grande bassine
• Grande éprouvette étroite ou erlenmeyer
• Petit bécher
• Gants en latex
• Iodure de sodium ou iodure de potassium
• Eau oxygénée à 130 volumes
• Liquide vaisselle concentré

3 Protocole expérimental

• Dans le petit bécher dissoudre l'équivalent de deux spatules d'iodure de sodium dans quelques millilitres d'eau tiède.
• Dans l'éprouvette, verser 1 mL de liquide vaisselle puis 5 mL d'eau oxygénée concentrée . Homogénéiser.
• Placer l'éprouvette à l'intérieur du cristallisoir, bien au centre. Poser l'ensemble sur une surface qui ne craint pas les produits chimiques.
• Verser rapidement la solution d'iodure de sodium dans l'éprouvette et se reculer.
• Observer la formation de plus en plus rapide de mousse qui jailli de l'éprouvette. La mousse fume, elle est très chaude. Remarquer sa faible coloration marron.

4 Explications

• Il y a plusieurs réactions successives et simultanées pour comprendre cette expérience, qui est plus complexe qu'on ne peut le penser :

1. La demi-pile du couple est

sauf qu'ici la réaction ne s'effectue pas en milieu acide, mais neutre. En ajoutant de chaque côté et en simplifiant par , on trouve l'équation

qui correspond au couple

Ce potentiel apparent est calculé en utilisation la loi de Nernst

avec pH=7 puisque nous somme dans une solution neutre.

2. La demi-pile du couple est

3. Comme 1,35 V > 0,54 V, l'oxydant réagit avec le réducteur selon

En mesurant le pH, celui-ci augmente bien, au delà de 8. Le diiode donne au milieu réactionnel une teinte marron et une odeur iodée.

4. Ce faisant, le pH devient de plus en plus basique. Au delà de pH = 8, le diiode est instable et se transforme en ions iodates et iodures . Le milieu prend une teinte jaune pâle.

5. Les ions iodates (oxydants) réagissent avec l'eau oxygénée pour former du dioxygène (cette fois-ci, c'est le couple )

6. Parallèlement à cette réaction, il y a la possibilité de dismuter selon l'équation :

Cette réaction est très lente à pH neutre car sa cinétique est limité par les transferts d'électrons. Mais elle peut être catalysée par les ions , le platine ou encore les ions ou . Dans notre cas, c'est l'apparition d'un pH basique (ions ) qui va accélérer cette dismutation (les transferts d'électrons sont accélérés en milieu acide ou basique).

• Ces réactions sont exothermiques, elles dégagent de la chaleur, d'où la formation d'un léger brouillard autours de la mousse, provenant de la recondensation de la vapeur d'eau.
• C'est une réaction autocatalysée par la chaleur qu'elle produit : la chaleur accélère les réactions. Pour cette raison on observe que la réaction s'accélère de plus en plus.
• La mousse provient des minuscules bulles de dioxygène
  

  O - Comburant
  produites par la réaction. Le liquide vaisselle, qui n'entre pas en jeu dans la réaction chimique, est simplement là pour emprisonner ces bulles et forme une fine mousse. Comme la réaction s'accélère la mousse monte de plus en vite. Il est facile de montrer qu'il s'agit bien de dioxygène en trempant dans la mousse une baguette de bois incandescente : celle-ci se rallume.

Remarque : il est possible de produire de la mousse avec d'autres réactions chimiques, à condition qu'elles produisent un gaz et d'y ajouter du liquide vaisselle. Exemples :

Mélange	Gaz produit	Risque
poudre de craie (calcaire) et vinaigre	CO2	-
cachet effervescent et eau	CO2	-
eau oxygénée et permanganate de potassium	O2
eau oxygénée et sulfate de fer (II)	O2
eau oxygénée et chlorure de fer (III)	O2
acide chlorhydrique et poudre d'aluminium	H2

                                                                                           spectre

1 Précautions

Outre les précautions en chimie qui sont d'usage, cette expérience comporte les attentions suivantes :

• Attention aux particules incandescentes pouvant brûler les mains ou les yeux : porter des lunettes de protection.

2 Matériel

• Bougies, bec Bunsen ou chalumeau à gaz
• Poudre de fer
• Poudre d'aluminium
• Poudre de zinc
• Poudre de magnésium
• Poudre de charbon de bois (carbone)
• Des poivrières vides

3 Protocole expérimental

• Remplir des poivrières avec chacun une poudre : de fer, d'aluminium, de zinc, de magnésium, de charbon de bois réduit en poudre fine.
• Allumer les bougies ou le chalumeau.
• Saupoudrer la flamme des bougies avec les substances, séparément. Il apparaîtra des gerbes d'étincelles plus ou moins éblouissantes et colorées selon le composé: orange pour le carbone, jaune pour fer, blanches et éblouissantes pour l'aluminium, le magnésium et le zinc (étincelles bleutés).
• On peut ressentir une certaine chaleur à proximité des étincelles lors de la combustion.

4 Explications

• Ces composés ne s'enflamment pas lorsqu'ils sont en masse (c'est à dire en solide compact), sauf le magnésium qui est un fort réducteur, comme le montre l'expérience de la combustion du magnésium. Ils sont facilement oxydables mais pas assez pour donner une combustion s'ils ne sont pas réduits en poudre. Le charbon de bois devient incandescent si on le chauffe un moment et ne donne pas d'étincelles (ou à peine en soufflant dessus). Réduits en poudre, la surface de contact entre le combustible et le dioxygène contenu dans l'air augmente considérablement.
• La chaleur de la flamme commence par chauffer les particules solides, et initie alors la combustion et des oxydes sont produits :
  •  : oxyde d'aluminium ou alumine, poudre blanche
  •  : oxyde de magnésium ou magnésie, poudre blanche
  •  : oxyde de zinc, poudre blanche
  •  : oxyde de fer (III) ou rouille, poudre marron
  • et  : dioxyde de carbone et monoxyde de carbone, gaz incolores

Ces combustions dégagent aussi de la chaleur (réactions exothermiques) ce qui rend les particules encore plus lumineuses.

• Selon le composé, la chaleur dégagée lors de la combustion est plus ou moins élevée, on observe alors des étincelles plus ou moins éblouissantes dont les couleurs varient avec la température des particules incandescentes : rouge (comme le carbone) pour une température d'environ 800°C, puis orange (comme le fer) vers 1000°C, jaune vers 1500°C, blanc (comme l'aluminium) à partir de 3000°C et blanc-bleuté (comme le magnésium et le zinc) pour les températures plus hautes.
• Pour être plus précis, ce phénomène est appelé rayonnement du corps noir. L'explication de ces couleurs est bien différente de l'explication des flammes colorées. Ici, plus la chaleur provoquée par la combustion est grande et plus les couleurs émises s'étalent du rouge vers le violet de manière continue. La couleur résultante vue par notre oeil est une addition des couleurs émises :

Note : ces spectres sont reproduits approximativement.

Combustion de l'élément	Spectre d'émission du corps noir	Couleur observée
Carbone		Rouge-orange
Fer		Orange-jaune
Aluminium		Blanc
Zinc		Blanc-bleuté
Magnésium		Blanc-bleuté
	Spectre visible entier (pour comparaison)

• Grâce à ce module en flash (© 2004 - Conception : Clovis Darrigan - Réalisation : exlineo), vous pouvez voir le spectre d'émission continu du corps noir en fonction de sa température, et avoir une correspondance approximative avec la teinte de couleur observée.
• La chaleur dégagée par la combustion et ressentie par notre peau provient de la grande quantité de rayons infrarouges émis. Les spectres présentés ci-dessus ne représentent que la partie visible des rayonnements électromagnétiques. Plus à gauche du rouge se trouvent les rayonnements infrarouges (IR) ; plus à droite du violet se trouvent les rayonnements ultra-violets (UV), qui sont d'ailleurs émis en grande quantité pendant la combustion du magnésium. Les rayons IR et UV sont invisibles par notre oeil. (Pour en savoir plus sur les rayonnements électromagnétiques, les ultraviolets, [[la lumière visible] et les infrarouges, voyez la catégorie ondes électromagnétiques.)