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DES EXPÉRIENCES DIVERTISSANTES À LA MAISON
Attention, rapidité ! Expériences chimiques
Expériences divertissantes à la maison / Expériences de chimie pour les enfants En science chimique, il existe un domaine spécial qui étudie les taux et les mécanismes de diverses réactions - la cinétique chimique. Bien que la théorie chimique puisse expliquer beaucoup de choses, il n'est pas encore possible de prédire théoriquement la vitesse d'une réaction. Il est étudié expérimentalement, en laboratoire, puis ils développent des moyens de modifier cette vitesse. Il y a pas mal de réactions importantes pour l'industrie qui sont trop lentes, il faut pouvoir les accélérer. D'autres réactions, au contraire, doivent être inhibées car elles sont nocives. En bref, la cinétique chimique est une science expérimentale. La validité de ses lois peut être vérifiée par quelques expériences simples. Pour commencer, assurons-nous que la vitesse d'une même réaction peut vraiment changer, et de manière assez significative. (Cependant, cela peut être supposé sur la base non pas de produits chimiques, mais de l'expérience de la vie; par exemple, les aliments au froid se détériorent plus lentement qu'à la chaleur, car à différentes températures, les mêmes réactions biochimiques se déroulent à des vitesses différentes.) Pour vérifier, répétez l'expérience du chapitre "horloge chimique", mais cette fois, ne changez pas la concentration des substances (cela vous est déjà familier), mais la température. Si les deux solutions initiales - sulfate de sodium et iodate de potassium avec de l'acide sulfurique - sont versées dans de l'eau glacée, alors le temps avant l'apparition d'une couleur bleue prendra sensiblement plus de temps que lors de l'utilisation d'eau tiède. Notez seulement que dans l'eau très chaude, aucune couleur n'apparaît du tout, car la combinaison colorée d'iode et d'amidon est instable. Ainsi, vous l'avez découvert par expérience : plus la concentration et la température sont élevées, plus la réaction est rapide. Mais certaines réactions semblent à première vue faire exception à la règle. Voici un exemple. Versez de l'acide acétique dans un tube à essai jusqu'à une hauteur de 1 à 2 cm et déposez-y quelques morceaux de zinc. Le zinc doit d'abord être nettoyé en l'immergeant pendant vingt secondes dans une solution d'acide chlorhydrique et en le rinçant à l'eau. L'acide acétique est faible et le zinc s'y dissout très lentement - les bulles d'hydrogène sont à peine libérées. Comment accélérer la réaction ? Chauffez la solution. Droite. Ce n'est pas possible autrement ? Faisons ceci : nous ajouterons progressivement de l'eau propre dans le tube à essai, en mélangeant bien à chaque fois. Gardez un œil attentif sur les bulles. Chose étonnante : l'acide est déjà dilué de moitié, trois fois, et la réaction, au lieu de ralentir, va de plus en plus vite ! Si vous mettez cette expérience dans le cercle, remplacez le zinc par un petit morceau de copeaux de magnésium et ne le traitez avec rien. Avec l'acide acétique dilué, le magnésium réagit encore plus vigoureusement que le zinc. Une telle "exception" à la règle devient claire si vous l'étudiez bien. Notre expérience avec l'acide acétique est expliquée comme suit. La vitesse à laquelle le zinc ou le magnésium réagit avec un acide dépend de la concentration d'ions hydrogène dans la solution. Ces ions se forment lorsqu'un acide est dissous dans l'eau. Mais lorsque l'eau est rare, l'acide acétique faible se trouve en solution presque exclusivement sous forme de molécules non dissociées. Au fur et à mesure qu'il est dilué avec de l'eau, de plus en plus de molécules d'acide acétique se décomposent en ions et la réaction se déroule plus rapidement. Mais si vous ajoutez trop d'eau, la réaction ralentira à nouveau, pour une raison différente : en raison d'une forte dilution, la concentration en ions hydrogène diminuera à nouveau. L'acide acétique à 15 % réagit le plus rapidement avec le zinc. Bien sûr, nous n'avons analysé cette expérience nullement pour montrer simplement à quel point les transformations chimiques peuvent être inhabituelles. Nous voulions attirer votre attention sur ceci : pour contrôler la vitesse d'une réaction, il faut savoir comment ça se passe. Toute réaction commence par le fait que les molécules de substances entrent en collision les unes avec les autres. Voyons comment la réaction commence.
Prenez un tube de verre pas très large de plusieurs dizaines de centimètres de long et ramassez-y deux bouchons.De l'intérieur face au tube, insérez une petite tige de verre dans les deux bouchons et enroulez un morceau de coton autour d'eux. Humidifier une pièce avec quelques gouttes d'acide chlorhydrique concentré, l'autre avec une solution concentrée d'ammoniaque. En même temps, insérez les bouchons avec du coton dans le tube des deux extrémités. Après quelques minutes - selon la longueur du tube - dedans, plus près du coton avec de l'acide chlorhydrique, un anneau blanc de chlorure d'ammonium NH apparaîtra4Cl. Habituellement, lors de réactions chimiques, le mélange est agité pour accélérer le processus. Nous ne l'avons délibérément pas fait et n'avons même pas essayé d'aider les molécules à se rencontrer - elles se déplaçaient d'elles-mêmes. Un tel mouvement indépendant de molécules dans l'un ou l'autre milieu est appelé diffusion. S'évaporant du coton, les molécules des deux substances ont subi des milliards de collisions par seconde avec les molécules d'air et entre elles. Et bien que la vitesse des molécules soit très élevée, elle se calcule en centaines de mètres par seconde, à 0°C et pression normale, le libre parcours, c'est-à-dire la distance qu'une molécule parvient à parcourir d'une collision à l'autre, est seulement environ 0,0001 mm pour ces substances. C'est pourquoi l'ammoniac et le chlorure d'hydrogène (provenant de l'acide chlorhydrique) se déplaçaient si lentement dans le tube. Tout aussi lentement, une substance odorante se propage dans une pièce à l'air calme. Mais pourquoi l'anneau blanc n'est-il pas apparu au milieu du tube ? Parce que les molécules d'ammoniac sont plus petites, elles se déplacent plus rapidement dans l'air. Si de l'air est pompé hors du tube, les molécules d'ammoniac et de chlorure d'hydrogène se rencontreront en une fraction de seconde - le libre parcours moyen des molécules augmentera considérablement. Nous vous conseillons de faire une petite recherche par vous-même pour découvrir comment la gravité et la température affectent la diffusion. Pour ce faire, positionnez le tube verticalement et obliquement, et chauffez également des parties individuelles de celui-ci (y compris l'endroit où le chlorure d'ammonium se dépose). Essayez de tirer vos propres conclusions. Passons des gaz aux liquides. Chez eux, la diffusion se fait encore plus lentement. Vérifions-le expérimentalement. Sur une plaque de verre lisse et propre, déposez quelques gouttes de trois liquides les uns à côté des autres: au milieu - de l'eau, sur les côtés - des solutions de soude et d'acide chlorhydrique. Les liquides avant le début de l'expérience ne doivent pas entrer en contact. Puis, très soigneusement, en évitant de remuer, combiner les solutions avec un bâton. Le dioxyde de carbone devrait être libéré, mais cela ne se produira pas immédiatement. Et lorsque le gaz commencera à être libéré, ses bulles seront situées le long de la frontière séparant les zones de diffusion de l'acide et de la soude. Au lieu de soude et d'acide, vous pouvez prendre deux substances solubles dans l'eau qui, lorsqu'elles sont mélangées, se colorent ou précipitent. Cependant, dans de telles expériences, il est difficile d'éviter les flux de liquide qui déforment l'image, il est donc préférable de mener des expériences dans des solutions épaissies. Et vous pouvez les épaissir avec de la gélatine. Préparez une solution de gélatine à 4 % en la plongeant dans de l'eau chaude (ne pas faire bouillir !). Versez la solution chaude dans un tube à essai et, lorsqu'elle refroidit, insérez rapidement, en un seul mouvement, un cristal de permanganate de potassium, de sulfate de cuivre ou d'une autre substance de couleur vive et soluble dans l'eau au centre du tube à essai avec une pince à épiler. Retirez immédiatement la pince à épiler avec un mouvement prudent mais rapide. En quelques heures, un très beau schéma de diffusion peut être observé. Le soluté se propage dans toutes les directions à la même vitesse, formant une sphère colorée. Avec une solution épaissie, vous pouvez mettre une autre expérience. Versez la solution de gélatine chaude dans deux tubes à essai et ajoutez un peu de solution alcaline dans l'un et de la phénolphtaléine dans l'autre. Lorsque le contenu des tubes à essai durcit, avec une pince à épiler, insérez rapidement un morceau de comprimé de phénolphtaléine au centre du premier tube à essai et un morceau de carbonate de soude au centre du second. Dans les deux cas, une couleur pourpre apparaîtra. Mais attention : dans le deuxième tube à essai, la couleur s'étale beaucoup plus vite. Les ions hydroxyde formés lors de la dissociation de l'alcali sont beaucoup plus petits et plus légers que la molécule de phénolphtaléine organique complexe et, par conséquent, ils se déplacent plus rapidement en solution. Passons maintenant aux solides. Dans les réactions entre elles (ou entre un solide et un liquide ou un gaz), les molécules ne peuvent entrer en collision qu'en surface. Plus l'interface est grande, plus la réaction est rapide. Assurons-nous cela. Le fer ne brûle pas dans l'air. Cependant, cela n'est vrai que pour les objets en fer. Par exemple, les ongles ont une petite surface de contact avec l'air, la réaction d'oxydation est trop lente. La limaille de fer réagit beaucoup plus rapidement avec l'oxygène : dans le froid, elle se transforme plus tôt en rouille et dans une flamme, elle peut s'enflammer. Les plus petits grains peuvent flamber sans s'échauffer du tout. Ce fer est dit pyrophorique. Il ne peut pas être raboté même avec la plus petite lime, il est donc obtenu chimiquement, par exemple, en décomposant le sel d'acide oxalique - oxalate de fer. Mélanger des solutions aqueuses de certains sels ferreux, tels que le sulfate ferreux, et l'acide oxalique ou son sel soluble. Filtrez le précipité jaune d'oxalate de fer et remplissez le tube à essai avec celui-ci pas plus d'un cinquième du volume. Chauffez la substance dans la flamme du brûleur, tout en tenant le tube à essai horizontalement ou légèrement incliné, avec le trou vers le bas et loin de vous. Retirez toutes les gouttelettes d'eau qui sortent avec un papier filtre ou un coton. Lorsque l'oxalate s'est décomposé et s'est transformé en poudre noire, fermez le flacon et mettez-le au réfrigérateur. Versez progressivement et très délicatement le contenu de l'éprouvette sur une feuille de métal ou d'amiante : la poudre s'embrasera d'étincelles vives. L'expérience est particulièrement efficace dans une pièce sombre. Avertissement important : le fer pyrophorique ne doit pas être stocké, il peut provoquer un incendie ! À la fin de l'expérience, assurez-vous d'enflammer la poudre dans l'air ou de la traiter avec de l'acide afin qu'il ne reste plus de particules non brûlées - elles peuvent s'enflammer spontanément. Ensuite, nous étudions comment la taille de la surface d'un solide affecte la vitesse de sa réaction avec un liquide. Prenez deux morceaux de craie identiques et réduisez l'un d'eux en poudre. Placer les deux échantillons dans des tubes et les remplir avec des volumes égaux d'acide chlorhydrique. La craie finement divisée, comme on pouvait s'y attendre, se dissoudra beaucoup plus rapidement. Placer un autre morceau de craie dans un tube à essai avec de l'acide sulfurique. La réaction énergétique qui a commencé au début s'atténue, puis s'arrête complètement. De quoi ? Après tout, l'acide sulfurique n'est pas plus faible que l'acide chlorhydrique... Lorsque la craie réagit avec l'acide chlorhydrique, il se forme du chlorure de calcium CaCl.2 qui est facilement soluble dans l'eau et n'interfère pas avec le flux de nouvelles portions d'acide à la surface de la craie. Lorsqu'il réagit avec de l'acide sulfurique, du sulfate de calcium CaSO est obtenu.4, et très peu soluble dans l'eau, reste à la surface de la craie et la referme. Pour que la réaction aille plus loin, il faut de temps en temps nettoyer au préalable la surface de la craie ou la transformer en poudre. La connaissance de ces détails de processus est très importante pour le génie chimique. Et une expérience de plus. Mélanger dans un mortier et un mortier deux substances solides qui donnent des produits de réaction colorés : nitrate de plomb et iodure de potassium, sulfate ferreux et sel sanguin rouge, etc. - et frotter le mélange avec un pilon. Au fur et à mesure que le mélange est frotté, le mélange commence à se colorer, à mesure que la surface d'interaction des substances augmente. Si vous versez un peu d'eau sur le mélange, une couleur intense apparaîtra immédiatement - après tout, les molécules se déplacent beaucoup plus facilement dans la solution. Et en conclusion des expériences sur la cinétique, nous mettrons en place une expérience quantitative ; le seul outil dont vous aurez besoin est un chronomètre ou une montre avec une trotteuse. Préparez 0,5 l d'une solution à 3 % d'acide sulfurique (en versant de l'acide dans l'eau !) et la même quantité d'une solution à 12 % de thiosulfate de sodium. Avant de dissoudre le thiosulfate, ajoutez quelques gouttes d'ammoniac à l'eau. Sur deux flacons cylindriques (verres, piles) d'une contenance de 100 ml, marquer au niveau 50 ; 25; 12,5 et 37,5 ml, en divisant séquentiellement la hauteur en deux. Marquez les flacons et versez-y les solutions préparées jusqu'au repère supérieur (50 ml). Placer un verre fin ordinaire d'une contenance de 200 ou 250 ml sur du papier foncé et y verser une solution de thiosulfate, puis d'acide. Notez immédiatement l'heure et remuez le mélange pendant une à deux secondes. Afin de ne pas casser le verre, il est préférable d'utiliser un bâton en bois. Dès que la solution commence à devenir trouble, notez le temps écoulé depuis le début de la réaction. Il est commode de réaliser l'expérience ensemble : l'un surveille l'horloge, l'autre draine les solutions et signale la nébulosité. Lavez le verre et répétez l'expérience trois fois de plus; verser la solution de thiosulfate dans un verre jusqu'au troisième (37,5), deuxième (25) et premier (12,5 ml) repères en ajoutant de l'eau à chaque fois jusqu'à la division supérieure. La quantité d'acide dans toutes les expériences reste constante et le volume total du mélange réactionnel est toujours de 100 ml. Dessinez maintenant un graphique : comment la vitesse de réaction dépend de la concentration de thiosulfate. Il est commode d'exprimer la concentration en unités arbitraires : 1, 2, 3 et 4. Mettez-les sur l'axe des abscisses. Mais comment calcule-t-on la vitesse d'une réaction ? Cela ne peut pas être fait exactement, ne serait-ce que parce que nous déterminons le moment de turbidité à l'œil nu, dans une certaine mesure subjectivement. De plus, la nébulosité montre seulement que les plus petites particules de soufre libérées lors de la réaction ont atteint une taille telle qu'elles peuvent être vues. Et pourtant, faute de mieux, prenons le début de la turbidité comme la fin de la réaction (ce qui, soit dit en passant, n'est pas très éloigné de la vérité). Faisons encore une hypothèse : la vitesse de réaction est inversement proportionnelle à sa durée. Si la réaction a pris 10 secondes, nous supposerons que le taux est de 0,1. Tracez les vitesses sur l'axe des ordonnées. Quatre expériences ont donné quatre points, le cinquième - l'origine. Les cinq points seront situés approximativement sur une ligne droite. Son équation s'écrit ainsi : v == k [N / A2S2O3] où v- est la vitesse de la réaction, les crochets sont la désignation de concentration acceptée en cinétique chimique, et K - la constante de vitesse, qui est facile à trouver à partir du graphique. Mais la vitesse de réaction doit aussi dépendre de la concentration en acide sulfurique. En laissant la quantité de thiosulfate inchangée et en diluant l'acide sulfurique, vérifiez comment la vitesse de réaction change. Bizarrement, ça ne change pas ! De tels cas ne sont pas rares. Dans notre expérience, une réaction complexe a lieu et son produit, le soufre, n'est pas immédiatement libéré lors des collisions directes des molécules de thiosulfate et d'acide. En général, il n'y a pas tellement de réactions où les produits sont obtenus immédiatement. Dans les réactions séquentielles complexes Certaines étapes sont plus lentes que d'autres. Dans notre cas, ce dernier, dans lequel le soufre se forme. C'est sa vitesse que nous avons, en fait, mesurée. Auteur : Olgin O.M.
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