Réactions conduisant à la précipitation d’un solide.

1. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Certains composés chimiques sont insolubles dans le solvant utilisé pour effectuer la réaction. Ils vont donc précipiter sous forme de solides et déplacer l’équilibre chimique entre réactifs et produits. Les solutions de départ contiennent les réactifs dissouts, c’est à dire sous forme d’ions hydratés. Ions = atomes ou groupements d’atomes chargés électriquement. Ces ions sont stabilisés par un certain nombre de molécules d’eau.

2. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Les réactions se passent entre ions. Comme toutes charges électriques de signes opposés, ces ions s’attirent et la réaction est toujours très rapide (quasi instantanée.)

3. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Nitrate d’argent + hydroxyde de sodium Ag NO3 + Na OH  Ag OH + Na NO3 2 Ag OH  Ag2O+ H2O La réaction se produit entre les ions Ag+ et OH- se trouvant dans les solutions de départ pour former de l’hydroxyde d’argent (blanc). Elle est rapidement suivie par une déshydratation de l’hydroxyde d’argent en oxyde d’argent (noir). Ag +(AQ) + OH-(AQ)  Ag OH

4. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Nitrate de fer +hydroxyde de sodium Fe(NO3)3 + 3NaOH  Fe(OH)3 +3NaNO3 L’hydroxyde de fer, insoluble dans l’eau va précipiter sous forme d’un solide brun-rouge. La réaction rapide, se produit entre les ions Fe+++ et OH- se trouvant dans les solutions de départ. 2Fe+++(AQ) +3OH-(AQ)  Fe(OH)3

5. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Sulfate de cuivre + hydroxyde de sodium Cu SO4 + 2Na OH  Cu(OH)2 + Na2 SO4 L’hydroxyde de cuivre produit est un solide bleu. La réaction se produit entre les ions Cu++ et OH- Cu++(AQ) + OH-(AQ) Cu(OH)2

6. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Nitrate d’argent + iodure de potassium Ag NO3 + KI  Ag I + K NO3 L’iodure d’argent, insoluble dans l’eau va précipiter sous forme d’un solide jaune pâle. La réaction rapide est ionique et se produit en fait entre les ions Ag+ et I- Ag+(AQ)+ I-(AQ) Ag I(S)

7. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Nitrate de plomb + iodure de potassium Pb (NO3)2 + KI  Pb I2 +2 K NO3 L’iodure de plomb, insoluble dans l’eau va précipiter sous forme d’un solide jaune. La réaction rapide est ionique et se produit en fait entre les ions Pb++ et I- Pb++ (AQ) +2 I- (AQ) Pb I2

8. Réactions conduisant à la précipitation d’un solide. Nitrate de plomb +sulfate de cuivre Pb(NO3)2 + CuSO4 PbSO4 + Cu(NO3)2 Le sulfate de plomb, insoluble dans l’eau va précipiter sous forme d’un solide blanc. La réaction rapide est ionique et se produit en fait entre les ions Pb++ et SO4-- Pb++(AQ) + SO4--(AQ) Pb SO4

9. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). Les réactions rédox sont des réactions d’échange d’électrons entre ions ou molécules neutres, le plus souvent sans formation de précipité. Les entités en question sont appelées : Oxydant : entité capable de capter des électrons. Réducteur : entité capable de donner des électrons.

10. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). Nitrate de fer + iodure de potassium Fe(NO3)3 + 2KI  I2 + Fe(NO3)2 +K NO3 La solution orange de nitrate de fer va se colorer en brun à cause de l’iode moléculaire produit par la réaction de transfert d’électon entre les ions fer et iodure. L’iode moléculaire I2se trouve en solution dans l’eau. 2Fe+++(AQ) + 2I-(AQ) 2Fe++(AQ) +I2(AQ)

11. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). 2 Na(S) + 2H2O  2Na OH(AQ) + H2(G) Le sodium (Na) cède un électron à un atome d’hydrogène de la molécule d’eau. Celui-ci va se séparer de la molécule et réagir rapidement avec un autre atome (H) pour former une molécule de dihydrogène gazeux (H2). H2 est directement oxydé par l’oxygène de l’air pour redonner de l’eau (oxyde d’hydrogène). H2 + 1/2 O2  H2O La réaction est rapide et explosive.

12. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). 2 Na(S) + 2H2O  2Na OH(AQ) + H2(G) L’apparition de la base NaOH est mise en évidence par le virage de la phénolphtaléine qui est un indicateur coloré ; c’est-à-dire une substance dont la couleur dépend de l’acidité du milieu . La phénolphtaléine est incolore en milieu acide et rouge-violet en milieu basique .

13. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). 2 Li(S) + 2H2O  2LiOH(AQ) + H2(G) Le lithium (Li) cède un électron à un atome d’hydrogène de la molécule d’eau. Celui-ci va se séparer de la molécule et réagir rapidement avec un autre atome (H) pour former une molécule de dihydrogène gazeux (H2). H2 est directement oxydé par l’oxygène de l’air pour redonner de l’eau (oxyde d’hydrogène). H2 + 1/2 O2  H2O La réaction est rapide et explosive.

14. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). Application : une pile Dans une pile les échanges d’électrons se font au niveau des électrodes . La réaction d’oxydation se passe à l’anode qui est chargée négativement et la réaction de réduction se déroule à la cathode qui porte une charge positive.

15. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). Application : une pile avec carte musicale Un taille crayon en magnésium Mg forme l’anode de la pile et la mine en carbone d’un crayon en constitue la cathode. Réaction d’oxydation : Mg  Mg++ + 2e- Réaction de réduction : 2H2O + 2e- H2 +2 OH-

16. Réactions d’oxydo-réduction (Rédox). 2Fe+++(AQ) + 2I-(AQ) 2Fe++(AQ) +I2(AQ) La solution orange de nitrate de fer va se colorer en brun à cause de l’iode produit par la réaction. Lors de cette réaction, le sel ferrique oxyde les ions iodures en iode atomique (I). Ces atomes s’allient rapidement pour former une molécule d’iode (I2).

17. Réactions acide-base. Les réactions acido-basiques sont des réactions d’échange de proton (H+)entre ions ou molécules neutres, le plus souvent dans l’eau. Les entités en question sont appelées : Base : entité capable de capter un proton. Acide: entité capable de donner un proton. La réaction est très rapide (quasi instantanée.)

18. Réactions acide-base. Ammoniac + chlorure d’hydrogène. NH3(G) + HCl(G) NH4 Cl(s) Transfert de proton de HCl vers NH3, qui conduit à la formation d’un sel ionique. (vapeurs blanches)

19. Réactions acide-base. Réaction acide-base en milieu aqueux NaOH(AQ) + HCl(AQ) NaCl(AQ) + H2O(liq) Cette réaction de neutralisation d’une base par un acide conduit à la formation d’un sel et d’eau. Elle se passe en réalité entre l’ion hydroxyde(OH-) et un proton (H+) OH- + H+  H2O Le chlorure de sodium NaCl est un composé ionique à l’état solide qui se dissocie en ses ions constitutifs Na+ et Cl- en solution aqueuse (mise en solution)

20. Réaction exothermique :combustion. Le charbon (C ) et le bois brûlent lentement à l’air. Le carbone et l’hydrogène contenu dans ces substances, sont oxydées par l’oxygène de l’air. La réaction exothermique produit de la chaleur (qui nous sert d’ailleurs de principale source d’énergie). La cellulose est dont la formule est donnée ci-dessous, est aussi un combustible. (C6H7O2(OH)3)n

21. Réaction endothermique spontanée. Ba(OH)2.8H2O(S) + NH4SCN(S)  2NH3(G) + Ba++(AQ) + 2SCN-+ 10H2O(L) Au cours de cette réaction chimique, des réactifs solides donnent naissance à de l’eau, des sels en solution aqueuse et du gaz ammoniac.La réaction demande de l’énergie (réaction endothermique) et s’accompagne d’une diminution de température.

22. Vitesse de réaction : réaction lente Exemple : la combustion. La cellulose brûle lentement car elle contient trop peu d’oxygène et celui-ci est stable car lié au carbone. (C6H7O2(OH)3)n + 6n O2  6n CO2 + 5n H2O

23. Vitesse de réaction : réaction rapide.Exemple : la combustion explosive. La nitrocellulose brûle tellement vite qu’elle explose car elle contient beaucoup d’oxygène instable car lié à l’azote de nitration de la cellulose. (C6H7O2(ONO2)3)n + x O2  n CO2 + m H2O + p NO + q CO + r N2 (La réaction est complexe!)

24. Déshydratation brutale du sucre. L’acide sulfurique, avide d’eau, provoque la déshydratation complète du saccharose, ne laissant que le carbone contenu dans la molécule de départ. C12H22O11 12 C(s) +11 H2O(g)

25. Combustion brutale de la glycérine La glycérine (combustible) est oxydée par le permanganate de potassium (comburant ou oxydant).La chaleur dégagée par la réaction porte la température à 400°C, qui provoque l’inflammation de la glycérine. 14 KMnO4 + 4 C3H8O3  7 K2CO3 + 7 Mn2O3 + 5 CO2 + 16 H2O

26. Flash vert ! • Réaction d’oxydoréduction entre le zinc et le soufre. • Lors de cette réaction, on brûle le zinc dans du soufre et non dans l’air. Zn + S  ZnS

27. Observation du point triple du CO2 A température ordinaire et pression atmosphérique (1 atm), le CO2 est un gaz (gaz carbonique). A –78°C, et 1 atm, il est solide et sublime (passe de la phase solide à la phase gazeuse sans passer par la phase liquide). A partir de la pression de 5,1 atm, on peut observer l’apparition d’une phase liquide : le CO2 a fondu ! Le point triple est un point du diagramme «pression-température» où les 3 phases du CO2 (solide-liquide-gaz) sont en équilibre. En s’éloignant de ce point (en pression ou en température), seuls 2 états seront possibles.

28. Diagramme de phases du CO2

29. Observation du point triple du CO2 Lorsqu’on introduit la carboglace dans la bouteille et que celle-ci est refermée, la pression augmente rapidement de par la sublimation du CO2. Lorsqu’elle atteint 5,1 atm, on arrive au point triple et on observe l’apparition de CO2 liquide. (voir graphique). En ouvrant la bouteille, le CO2 gazeux s’échappe et la pression et la température* chutent brutalement, entraînant ainsi la solidification immédiate du CO2 liquide (le CO2 gèle) (*détente adiabatique)

30. Où le CO2 se comporte comme un acide ! (1) A l’instar du jus de choux rouge et des petits pois, certains produits organiques changent de couleur en fonction du pH (taux d’acidité) du milieu lesquels ils sont mis en solution. On les utilise pour marquer l’acidité d’un milieu. Ce sont les indicateurs colorés. Selon leur nature chimique, ils changent de couleur à des pH différents et bien déterminés: Indicateur Zone de virage et couleur • Phénolphtaléine 8.2 (incolore) 9.8 (violet) • Rouge neutre 6.8 (rouge) 8.0 (jaune-orangé) • Bleu de bromothymol 6.0 (jaune) 7.6 (bleu) • Vert de bromocrésol 3.8 (jaune) 5.4 (bleu)

31. Où le CO2 se comporte comme un acide ! (2) En mettant la carboglace dans une solution aqueuse de soude caustique (NaOH), le CO2 réagit avec l’eau pour former de l’acide carbonique. CO2(s) + H2O  H2CO3 Celui-ci neutralise les OH- de la soude, ce qui entraîne un abaissement du pH de la solution (acidification de la solution) H2CO3 + OH- HCO3- + H2O Ce qui fait changer la couleur des indicateurs, selon le pH atteint (taux d’acidification).

32. Où le CO2 se comporte comme un acide ! (3) La réaction du CO2 avec l’eau prend ‘un certain temps’ ! Le pH initial de 12 (solution alcaline) est abaissé petit à petit et provoque le virage des indicateurs, à des moments différents. Le vert de bromocrésol ne vire pas, ce qui signifie que le pH de la solution reste supérieur à 5,4. Le CO2 ne donne pas naissance à un acide fort, ce qui est heureux car c’est lui qui est utilisé pour gazéifier les sodas !!!

33. Le magnésium brûle aussi dans le CO2 Le magnésium est un métal réducteur qui s’oxyde violemment à haute température en présence d’un oxydant. Réaction dans l’air : 2 Mg(s) + O2(g) MgO(s) Réaction dans le CO2 : 2 Mg(s) + CO2(g)2 MgO(s) + C (s)

34. Volcan chimique La décomposition du dichromate d’ammonium est une réaction fortement exothermique qui conduit à la formation de composés gazeux . Cette production de gaz est responsable de l’augmentation de volume observée . (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) + 4 H2O(g) + Cr2O3(s) L’oxyde de chrome III est le pigment responsable de la couleur verte du dollar

35. La bouteille magique En milieu alcalin , le glucose se transforme en acide gluconique en libérant deux électrons ; ces derniers vont réduire le bleu de méthylène pour donner sa forme incolore : C6H12O6 + 2 OH- C6H12O7 + H2O + 2 e- Ox (bleu) + H2O + 2 e-  Red- (incolore) + OH- Si on agite le milieu incolore , le bleu de méthylène est ré oxydé par l’oxygène de l’air : 2 Red- (incolore) + O2  Ox (bleu) + 2 OH- Le bleu de méthylène est un indicateur rédox dont la couleur varie en fonction de son état d’oxydation.

36. Flammes colorées (1) Lorsque des ions métalliques sont chauffés dans une flamme , ils absorbent de l’énergie calorifique et passent ainsi dans un état excité. Cet état est instable et les ions tendent à redescendre dans leur état fondamental en libérant leur excédent d’énergie sous forme de lumière. Selon la quantité d’énergie restituée, la couleur de la lumière émise varie. Sr2+(excité) Sr2+(état fondamental) + lumière rouge Cu2+(excité) Cu2+(état fondamental) + lumière verte

37. Flammes colorées (2) Voici un spectre de lumière visible : A chaque couleur est associée une énergie qui lui est propre. Celle-ci augmente lorsque la couleur de la lumière passe du rouge au violet .

38. Résine urée formaldéhyde Le formaldéhyde est l’aldéhyde industriellement le plus important. Il est commercialisé sous la forme de solutions aqueuses à 37% sous le nom de formol. Il est principalement utilisé dans la production de résines thermodurcissables, dont la « mousse isolante d’urée formaldéhyde » L’urée réagit avec le formaldéhyde en présence d’H2SO4 comme catalyseur et déshydratant , pour former une résine blanche et compacte n NH2-CO-NH2 + n HCOH  -(-NH-CO-NH-CH2-)n- + n H2O

39. Synthèse du Nylon Le nylon est un polyamide c’est-à-dire un polymère obtenu par la polycondensation d’une diamine avec un diacide. n NH2-(CH2)6-NH2 + n COOH-(CH2)4-COOH  -(-CO-(CH2)4-CO-NH-(CH2)6-NH-)n- + n H2O Le dichlorure d’acide remplace souvent l’acide car il est plus réactif. n NH2-(CH2)6-NH2 + n COCl-(CH2)4-COCl  -(-CO-(CH2)4-CO-NH-(CH2)6-NH-)n- + n HCl Ici le nylon synthétisé est du nylon 6-6.

40. Synthèse du Nylon Le nylon est un polyamide c’est-à-dire un polymère obtenu par la polycondensation d’une diamine avec un diacide. n NH2-(CH2)6-NH2 + n COOH-(CH2)8-COOH  -(-CO-(CH2)8-CO-NH-(CH2)6-NH-)n- + n H2O Le dichlorure d’acide remplace souvent l’acide car il est plus réactif. Ici le chlorure de sébacyle. n NH2-(CH2)6-NH2 + n COCl-(CH2)8-COCl  -(-CO-(CH2)8-CO-NH-(CH2)6-NH-)n- + n HCl Ici le nylon synthétisé est du nylon 6-10.