Mise en solution de solides ioniques -
Matériel et Produits :
Sulfate de Cuivre solide - Solution saturée de Sulfate de Cuivre - Chlorure de Sodium cristallisé - Chlorure de Calcium - Solution de KI 10 % - Soude Solide - Nitrate d'Ammonium Solide - Chlorure de Cobalt Solide - Solution 0,01 M de NaCl, HCl et NaOH - Ether - Ethanol - White Spirit - Eau Minérale - Tubes à essais (12) - Portoir (2) - Becher 250 ml (3) - Montage pour Electrolyse de NaCl fondu - Modèles de structures ioniques CsCl et NaCl - Loupe Binoculaire - Petite spatule - Pince Brucelles - Conductimètre + électrodes -
Introduction :
La notion d'ions est une notion fondamentale de la chimie. Un ion porte une charge électrique qui le distingue des molécules neutres. Les solides ioniques présentent une structure cristalline très ordonnée. Cette structure est détruite par dissolution dans l'eau ou un autre solvant polaire. Cette dissolution entraîne des effets thermiques et modifie profondément les propriétés électriques de la solution. Les ions sont alors libérés, puis s'entourent de molécules de solvant, c'est le phénomène de solvatation. Ce sont ces notions fondamentales que nous allons essayer de mettre en évidence expérimentalement.
I) Structure ordonnée des solides ioniques : les cristaux
1) Obtention de cristaux de sulfate de cuivre :
Dans un becher introduire 200 ml d'une solution saturée de sulfate de cuivre. Rajouter 2 spatulées de sulfate de cuivre bleu en poudre. Chauffer sur grille d'amiante. On observe la dissolution progressive du solide. Chauffer à l'ébullition douce en ajoutant du solide jusqu'à obtenir une solution presque saturée à chaud. Sortir délicatement le becher et laisser refroidir à l'abri des vibrations et des courants d'air. En refroidissant des cristaux vont se former ; surveiller leur apparition et leur croissance. Quand un cristal est jugé assez gros et assez joli le sortir délicatement avec une petite spatule et le poser sur un bout de papier filtre. Préparer ainsi quelques cristaux de tailles différentes. Tous ces cristaux doivent présenter une forme identique en losange (système cristallin rhomboédrique). Il faut compter sur une vingtaine de minutes de refroidissement avant que les cristaux n'apparaissent. On peut partager la solution chaude dans trois béchers pour accélérer le refroidissement. Dans le troisième bécher introduire un morceau de fil de couture avec son extrémité à peu prés au centre, les cristaux se formeront sur le fil. On obtient un agglomérat de cristaux généralement très spectaculaire.
2) Examen de cristaux :
a) sulfate de cuivre :
Regarder les cristaux formés à l'aide d'une loupe binoculaire. Bien remarquer que leur forme est identique à la taille prés. Cela montre que leur formation obéit à un principe de construction et n'est pas due au hasard.
b) Chlorure de sodium :
Prendre du chlorure de sodium cristallisé. Sous la loupe binoculaire sélectionner quelques cristaux de forme cubique de tailles différentes. Ce sont ces cristaux que l'on montrera.
Ici aussi, on arrive à la même conclusion : Un cristal est une structure ordonnée. Il s'agit d'un empilement régulier d'atomes ou d'ions.
d) Présentation de modèles de structures cristallines :
Présenter des modèles simples tels que cubique centré CsCl et cubique à faces centrées NaCl. Des maquettes de type "modèles moléculaires" existent dans le commerce. Il existe ainsi de nombreux types de structures cristalline qui confèrent aux cristaux correspondant des formes très différentes.
II) Mise en solution de solides ioniques :
1) Mise en évidence des ions :
a) Etude électrique du cristal : (A la limite du thème au sens strict)
Nous allons montrer que les cristaux ioniques contiennent des ions prisonniers d'un réseau d'interactions électrostatiques qui les empêchent de se déplacer et par là de conduire le courant électrique. Pour cela on va réaliser l'électrolyse du chlorure de sodium fondu.
Montage :(Si le laboratoire n'en possède pas un "tout prêt")
Sur un pied, fixer à l'aide d'une pince métallique et d'une noix, une cuillère à soupe que l'on aura préalablement tordue de manière à ce que sa partie creuse soit bien horizontale. (La cuillère sera sacrifiée).Placer un gros bec Mecker ou un chalumeau type "Butagaz" sous la cuillère. Prendre un gros fil de fer que l'on fixera verticalement, son extrémité basse doit tomber au centre de la partie creuse de la cuillère, 1 ou 2 mm au dessus de celle-ci. Grâce à des pinces crocodiles faire parvenir des fils électriques aux deux électrodes ainsi constituées. La cuillère servira d'anode, le fil de fer de cathode. Avant de tester le montage, s'assurer que les deux électrodes sont bien isolées l'une de l'autre. Relier, par l'intermédiaire d'un multimètre numérique (utilisé en ampèremètre sur son Calibre 10 A) les deux électrodes à un générateur ( type "rabine" ou accumulateur de voiture), si le montage est correct aucun courant ne doit passer.
Préparation de l'électrolyte :
Dans un mortier, introduire du chlorure de sodium cristallisé et du chlorure de calcium solide (1/2 - 1/2). Bien broyer et mélanger grâce au pilon. Placer un peu de ce mélange dans la cuillère et allumer le bec Mecker. (L'introduction du CaCl2 permet d'abaisser considérablement le point de fusion ce qui facilite la réalisation pratique de l'expérience).
Réalisation de l'électrolyse :
Fermer le circuit. Tant que le mélange n'aura pas fondu aucun courant ne circulera. Dans le solide cristallin les ions Na+ et Cl- sont "fixes" et ne peuvent assurer le passage du courant. Dés que le mélange commence à fondre, un courant de quelques ampères commence à passer et l'électrolyse démarre. Dans le liquide les ions peuvent se déplacer librement et assurer le passage du courant. Observer alors attentivement la cathode, des globules lumineux jaunes se forment, il s'agit de sodium à l'état fondu qui brûle au contact de l'air. On peut rendre le phénomène plus visible en sortant le bec Mecker, en effet, le chlorure de sodium chauffé colore la flamme en jaune ce qui masque le phénomène. L'effet Joule entretient néanmoins suffisamment la fusion pour qu'il soit possible de supprimer momentanément le chauffage, ce qui rend le phénomène bien visible. A l'anode il se forme du dichlore, difficile à mettre en évidence.
Remarque : Si on ne dispose pas d’un chauffage assez puissant on pourra réaliser l’électrolyse de la soude fondue plus facile en raison du point de fusion beaucoup moins élevé de NaOH.
b) Etude électrique de la solution :
Montrer que l'eau pure est très mauvaise conductrice du courant. Pour cela réaliser un circuit générateur - voltamètre - ampèremètre. Un très faible courant sera détecté sur le plus petit calibre de l'ampèremètre. Rajouter quelques cristaux de NaCl un courant important apparaît immédiatement et augmente sensiblement avec la quantité de cristaux ajoutés.
c) Interprétation :
* Dans le cristal les ions existent mais ne sont pas libres de se déplacer.
* La fusion entraîne la rupture de l'édifice cristallin, on obtient un liquide dans lequel les ions sont libres de se déplacer.
* La dissolution dans l'eau détruit elle aussi l'édifice cristallin et libère les ions qui peuvent alors se déplacer librement rendant la solution très conductrice.
2) Aspect énergétique de la dissolution - Effet thermique :
La dissolution d'un solide ionique s'accompagne très souvent d'un effet thermique. La plupart des dissolutions sont exothermiques mais il existe quelques cas endothermiques et athermiques.
Préparer deux bechers d'eau distillée et un thermomètre de démonstration ou un pH-mètre muni d'une sonde de température. Montrer que la dissolution de la soude est fortement exothermique et que celle du chlorure d'ammonium est endothermique. On peut aussi mesurer une enthalpie de dissolution par calorimétrie. Se reporter au thème N°3 pour le mode opératoire. Seule la première partie de l'expérience concernant la dissolution est à réaliser. Mesurer par exemple l'enthalpie de dissolution du chlorure d'ammonium ou celle de la soude et comparer aux valeurs de la littérature.
(DHDissNaOH = - 42,9 k J mol-1 ; DHDissNH4Cl = 15,2 k J mol-1)
III) Rôle de l'eau :
1) Eau de cristallisation :
a) Déshydratation du sulfate de cuivre hydraté :
Montrer un flacon de sulfate de cuivre et constater qu'il porte les mentions " Penta Hydraté " " CuSO4, 5 H2O ". Le solide contient donc de l'eau, il s'agit de molécules d'eau qui sont partie intégrante des cristaux. On peut enlever cette eau de cristallisation par simple chauffage. Au fond d'un tube à essais introduire un peu de CuSO4, 5 H2O. Chauffer au bec Bunsen. Les cristaux changent de couleur et deviennent d'un blanc grisâtre. De la buée se condense sur les parois du tube à essais. L'eau de cristallisation à subit une évaporation, les cristaux ont été déshydratés. Le solide blanc est le sulfate de cuivre anhydre.
b) Réhydratation du sulfate de cuivre anhydre :
Préparer préalablement du sulfate de cuivre anhydre. Chauffer dans un becher du sulfate de cuivre hydraté en remuant constamment avec une spatule pour obtenir une poudre blanc grisâtre de CuSO4 anhydre. Mouiller un bout de papier filtre avec de l'eau puis déposer dessus quelques cristaux blancs. Les cristaux bleuissent en se réhydratant. Cette expérience constitue un test de reconnaissance de l'eau. Le montrer en procédant de même avec du White Spirit à la place de l'eau, les cristaux ne bleuissent pas en l'absence d'eau. On peut aussi montrer que l'hydratation est exothermique en mettant un thermomètre dans un tube à essais contenant des cristaux de CuSO4 anhydre en ajoutant un peu d'eau on constate que la température augmente.
c) Cas des sels de cobalt :
Les sels de cobalt présentent le même phénomène de changement de coloration. Par déshydratation il passent du rose au bleu. Ils sont utilisés dans les "baromètres gadgets" qui prévoient la pluie ou le beau temps. Il s'agit de figurines recouvertes de sels de cobalt et qui changent de couleur selon le taux d'humidité de l'atmosphère. Montrer rapidement le phénomène avec le chlorure de cobalt.
2) Dissolution des cristaux :
Si l'eau permet la dissolution des cristaux ioniques il n'en est pas de même de tous les solvants. Comparer la dissolution du chlorure de sodium dans l'eau, l'éthanol absolu et l'éther éthylique. Seule l'eau permet la dissolution, les autres solvants, trop peu polaires, ne permettent pas la destruction de l'édifice cristallin.
3) Solvatation des ions :
Dans un tube à essais introduire un peu d'acide nitrique pur. Ajouter une tournure de cuivre. Le cuivre est attaqué, il se forme des vapeurs rousses de NO2. Laisser l'attaque se terminer et les vapeurs s'échapper. La solution obtenue est verte. Procéder de même avec de l'acide nitrique dilué on obtient une solution bleue. Rajouter un peu d'eau à la solution verte, celle ci vire immédiatement au bleu. Cette expérience montre qu'en l'absence d'eau l'ion Cu2+ n'est pas bleu comme on le pense couramment mais vert. En réalité la couleur bleue n'est pas celle de Cu2+ mais celle de Cu2+(aq) , ion Cu2+ solvaté par des molécules d'eau.
IV) Etude de solutions ioniques :
Ce titre est relativement vague et on peut mettre bien des choses sous cette rubrique. Voici quelques propositions qu'on choisira en fonction du temps disponible.
1) Comparaison de conductivités :
A l'aide d'un conductimètre comparer les conductivités des solutions suivantes :
A : eau distillée - B : eau du robinet - C : eau minérale -
D : solution de chlorure de sodium 0,01 M - E : solution d'acide chlorhydrique 0,01 M - F : solution de soude 0,01 M -
On constate que la quantité d'ion présente influe fortement sur la conductivité de la solution (A, B et C). D'autre part, tous les ions n'ont pas la même mobilité. A concentrations égales ils rendent la solution plus ou moins conductrice. H+ et OH- sont des ions beaucoup plus mobiles que Na+ et Cl- (D, E et F).
2) Caractérisation de certains ions : ( Voir thème N° 2 )
3) Electrolyses de solutions : (Voir thème N° 18)