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Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Tue, 16 Dec 2025 11:13:52 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article à relire}}

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le [[dioxyde de carbone]]. Une partie de ce dioxyde de carbone est converti en acide carbonique, d'où le goût acide de ces boissons.
Cette expérience montre que la chimie impliquant l'acide carbonique est bien plus lentes que des réactions acide-base classiques.

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (température ≈ 5°C, vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200 mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5 mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente,
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long,
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, on peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200 mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]]{{Pict_BasseTempérature}} : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.
* Il est difficile de juger de la concentration exacte en dioxyde de carbone présent, celle-ci pouvant aller jusqu'à 11 g/L dans des boissons gazeuses.<ref name="Liger-Belair"> Gérard LIGER-BELAIR. « Carbon Dioxide in Bottled Carbonated Waters and Subsequent Bubble Nucleation under Standard Tasting Condition ». ''Journal of Agricultural and Food Chemistry'' 67, nᵒ 16 ('''2019'''): p. 4560‑67. https://doi.org/10.1021/acs.jafc.9b00155.</ref> Pour obtenir facilement une solution à environ 0,1 mol/L, on peut utiliser une bouteille d'eau gazeuse conservée au frigo en la dégazant quotidiennement pendant quelques jours.<ref name="Shakhashiri"/>. Pour avoir une solution de concentration précise, on peut neutraliser une solution de [[bicarbonate de sodium]] avec de l'[[acide chlorhydrique]] {{sgh05}} ajouté en proportions stœchiométriques.<ref name="Jones"> Peter JONES, Max L. HAGGETT et Jethro L. LONGRIDGE « The hydration of carbon dioxide: A double clock experiment ». ''Journal of Chemical Education'' 41, nᵒ 11 (1964): p. 610-612. https://doi.org/10.1021/ed041p610.</ref>

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7 pour retarder le temps du changement de couleur.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
|-
| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
|-
| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
[[Image:ChronoEauPetillanteYamada.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (température ≈ 5°C, vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)]]
===Le dioxyde de carbone dans l'eau===
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref name="Soli"> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): p. 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lent.
* Cette conversion est tellement lente qu'elle affecte nos échanges de dioxyde de carbone entre le sang et les organes (poumons compris), nécessitant l'usage d'une enzyme ([https://fr.wikipedia.org/wiki/Anhydrase_carbonique anhydrase carbonique]) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.<ref name="Shakhashiri"> Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126 </ref>
* L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement :<center><math>\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) </math></center>

===Processus dans la réaction===
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément<ref name="Kern">David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.</ref> :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** la transformation des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérée instantanée : <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limité par la première réaction, sa constante de vitesse relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsque le pH est inférieur à 8, les ions hydroxydes deviennent négligeables et une autre voie de neutralisation est à l'œuvre :
** on forme lentement de l'acide carbonique à partir du dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightarrow H_2CO_3 (aq) </math></center>
** la neutralisation de l'acide carbonique peut être considérée instantanée : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limité par la première réaction, sa constante de vitesse faible en fait une réaction lente : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{CO}_2} \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{CO}_2}=0,03 \textrm{ s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

==Pour aller plus loin==
* une démonstration de l'effet catalytique du sang sur cette réaction chronomètre : https://www.instagram.com/p/DKIXMbsAgOF/
* l'article de JONES et al.<ref name="Jones"/> pour un exemple de mise en place de cette expérience pour une séance de travaux pratique sur la cinétique

{{Refs}}
<references />

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Tue, 16 Dec 2025 10:34:02 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article à relire}}

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le [[dioxyde de carbone]]. Une partie de ce dioxyde de carbone est converti en acide carbonique, d'où le goût acide de ces boissons.
Cette expérience montre que la chimie impliquant l'acide carbonique est bien plus lentes que des réactions acide-base classiques.

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (température ≈ 5°C, vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200 mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5 mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente,
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long,
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, on peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200 mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]]{{Pict_BasseTempérature}} : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7 pour retarder le temps du changement de couleur.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
|-
| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
|-
| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
[[Image:ChronoEauPetillanteYamada.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (température ≈ 5°C, vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)]]
===Le dioxyde de carbone dans l'eau===
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref name="Soli"> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lent.
* Cette conversion est tellement lente qu'elle affecte nos échanges de dioxyde de carbone entre le sang et les organes (poumons compris), nécessitant l'usage d'une enzyme ([https://fr.wikipedia.org/wiki/Anhydrase_carbonique anhydrase carbonique]) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.<ref name="Shakhashiri"> Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126 </ref>
* L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement :<center><math>\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) </math></center>

===Processus dans la réaction===
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément<ref name="Kern">David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.</ref> :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** la transformation des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérée instantanée : <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limité par la première réaction, sa constante de vitesse relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsque le pH est inférieur à 8, les ions hydroxydes deviennent négligeables et une autre voie de neutralisation est à l'œuvre :
** on forme lentement de l'acide carbonique à partir du dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightarrow H_2CO_3 (aq) </math></center>
** la neutralisation de l'acide carbonique peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limité par la première réaction, sa constante de vitesse faible en fait une réaction lente : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{CO}_2} \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{CO}_2}=0,03 \textrm{ s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Tue, 16 Dec 2025 10:27:29 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article à relire}}

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le [[dioxyde de carbone]]. Une partie de ce dioxyde de carbone est converti en acide carbonique, d'où le goût acide de ces boissons.
Cette expérience montre que la chimie impliquant l'acide carbonique est bien plus lentes que des réactions acide-base classiques.

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (température ≈ 5°C, vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200 mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5 mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente,
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long,
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, on peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200 mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]]{{Pict_BasseTempérature}} : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7 pour retarder le temps du changement de couleur.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
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! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
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| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
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| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
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| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
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| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
[[Image:ChronoEauPetillanteYamada.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (température ≈ 5°C, vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)]]
===Le dioxyde de carbone dans l'eau===
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lent.
* Cette conversion est tellement lente qu'elle affecte nos échanges de dioxyde de carbone entre le sang et les organes (poumons compris), nécessitant l'usage d'une enzyme ([https://fr.wikipedia.org/wiki/Anhydrase_carbonique anhydrase carbonique]) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.<ref> Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126 </ref>
* L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement :<center><math>\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) </math></center>

===Processus dans la réaction===
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément<ref>David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.</ref> :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** la transformation des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérée instantanée : <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limité par la première réaction, sa constante de vitesse relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsque le pH est inférieur à 8, les ions hydroxydes deviennent négligeables et une autre voie de neutralisation est à l'œuvre :
** on forme lentement de l'acide carbonique à partir du dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightarrow H_2CO_3 (aq) </math></center>
** la neutralisation de l'acide carbonique peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limité par la première réaction, sa constante de vitesse faible en fait une réaction lente : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{CO}_2} \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{CO}_2}=0,03 \textrm{ s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Utilisateur:Brusicor02

Brusicor02 — Tue, 16 Dec 2025 10:15:58 GMT

Brusicor02 :

Contributions :
* Expérience avec l'encre bleue effaçable
* [[Réaction chronomètre à l'iode]]
* [[Le clou qui saigne un peu]]
* [[Réaction chronomètre à eau pétillante]]

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Mon, 15 Dec 2025 19:32:44 GMT

Brusicor02 : /* Processus dans la réaction */

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article en travaux}}

Titre souhaité : Réaction chronomètre à eau pétillante

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le dioxyde de carbone. Une partie de ce dioxyde de carbone est converti en acide carbonique, d'où le goût acide de ces boissons.
Cette expérience montre que la chimie impliquant l'acide carbonique est bien plus lentes que des réactions acide-base classiques.

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'hydroxyde de sodium {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit pas après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, il peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]] : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7 pour retarder le temps du changement de couleur.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
|-
| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
|-
| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
[[Image:ChronoEauPetillanteYamada.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)]]
===Le dioxyde de carbone dans l'eau===
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lente.
* Cette conversion est tellement lente qu'elle affecte nos échanges de dioxyde de carbone entre le sang et les organes (poumons compris), nécessitant l'usage d'une enzyme ([https://fr.wikipedia.org/wiki/Anhydrase_carbonique anhydrase carbonique]) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.<ref> Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126 </ref>
* L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement :<center><math>\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) </math></center>

===Processus dans la réaction===
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** la transformation des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérée instantanée : <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction, sa constante relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsque le pH est inférieur à 8, les ions hydroxydes deviennent négligeables et une autre voie de neutralisation est à l'œuvre :
** on forme lentement de l'acide carbonique à partir du dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightarrow H_2CO_3 (aq) </math></center>
** la neutralisation de l'acide carbonique peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction, sa constante faible en fait une réaction lente : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{CO}_2} \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{CO}_2}=0.03 \textrm{ s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />
* David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Mon, 15 Dec 2025 17:33:52 GMT

Brusicor02 : /* Processus dans la réaction */

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article en travaux}}

Titre souhaité : Réaction chronomètre à eau pétillante

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le dioxyde de carbone. Une partie de ce dioxyde de carbone est converti en acide carbonique, d'où le goût acide de ces boissons.
Cette expérience montre que la chimie impliquant l'acide carbonique est bien plus lentes que des réactions acide-base classiques.

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'hydroxyde de sodium {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit pas après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, il peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]] : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7 pour retarder le temps du changement de couleur.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
|-
| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
|-
| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
[[Image:ChronoEauPetillanteYamada.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)]]
===Le dioxyde de carbone dans l'eau===
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lente.
* Cette conversion est tellement lente qu'elle affecte nos échanges de dioxyde de carbone entre le sang et les organes (poumons compris), nécessitant l'usage d'une enzyme ([https://fr.wikipedia.org/wiki/Anhydrase_carbonique anhydrase carbonique]) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.<ref> Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126 </ref>
* L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement :<center><math>\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) </math></center>

===Processus dans la réaction===
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** les transformations de l'acide carbonique et des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center> <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction, sa constante relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsque le pH est inférieur à 8, les ions hydroxydes deviennent négligeables et une autre voie de neutralisation est à l'œuvre :
** on forme lentement de l'acide carbonique à partir du dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightarrow H_2CO_3 (aq) </math></center>
** les : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsqu'on ajoute du dioxyde de carbone gazeux dans de l'eau, une partie se dissout. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Seule une partie de ce dioxyde de carbone dissous se convertit en acide carbonique, ce qui est suffisant pour lui donner un caractère acide. Cet équilibre est '''lent''', surtout à basses températures. <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Lorsqu'on ajoute l'hydroxyde de sodium, les ions hydroxydes neutralisent la totalité de l'acide carbonique présent. Cette réaction est '''très rapide''' et considérée totale. <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Pour l'instant, les ions hydroxydes sont en excès. Le milieu est donc basique (pH supérieur à 10), d'où le changement de couleur de l'indicateur (au rose pour le rouge de phénol).

* Mais le dioxyde de carbone dissous est en excès, il va lentement se transformer en acide carbonique qui neutralise les ions hydroxydes restants, formant un premier saut de pH : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Puis l'acide carbonique neutralise les ions carbonates : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + CO_3^{2-} (aq) \rightarrow 2 \, HCO_3^{-} (aq)</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />
* David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Fri, 12 Dec 2025 16:13:42 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article en travaux}}

Titre souhaité : Réaction chronomètre à eau pétillante

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le dioxyde de carbone. Une partie de ce dioxyde de carbone est converti en acide carbonique, d'où le goût acide de ces boissons.
Cette expérience montre que la chimie impliquant l'acide carbonique est bien plus lentes que des réactions acide-base classiques.

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'hydroxyde de sodium {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit pas après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, il peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]] : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7 pour retarder le temps du changement de couleur.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
|-
| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
|-
| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
[[Image:ChronoEauPetillanteYamada.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)]]
===Le dioxyde de carbone dans l'eau===
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lente.
* Cette conversion est tellement lente qu'elle affecte nos échanges de dioxyde de carbone entre le sang et les organes (poumons compris), nécessitant l'usage d'une enzyme ([https://fr.wikipedia.org/wiki/Anhydrase_carbonique anhydrase carbonique]) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.<ref> Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126 </ref>
* L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement :<center><math>\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) </math></center>

===Processus dans la réaction===
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** les transformations de l'acide carbonique et des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center> <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction, sa constante relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] \textrm{ avec } k_{\textrm{HO}^-} =8500 \textrm{ mol}^{-1} \cdot \textrm{L}^{1} \cdot \textrm{s}^{-1} \textrm{ à 25°C}</math></center>

* Lorsqu'on ajoute du dioxyde de carbone gazeux dans de l'eau, une partie se dissout. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Seule une partie de ce dioxyde de carbone dissous se convertit en acide carbonique, ce qui est suffisant pour lui donner un caractère acide. Cet équilibre est '''lent''', surtout à basses températures. <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Lorsqu'on ajoute l'hydroxyde de sodium, les ions hydroxydes neutralisent la totalité de l'acide carbonique présent. Cette réaction est '''très rapide''' et considérée totale. <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Pour l'instant, les ions hydroxydes sont en excès. Le milieu est donc basique (pH supérieur à 10), d'où le changement de couleur de l'indicateur (au rose pour le rouge de phénol).

* Mais le dioxyde de carbone dissous est en excès, il va lentement se transformer en acide carbonique qui neutralise les ions hydroxydes restants, formant un premier saut de pH : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Puis l'acide carbonique neutralise les ions carbonates : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + CO_3^{2-} (aq) \rightarrow 2 \, HCO_3^{-} (aq)</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />
* David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Utilisateur:Brusicor02

Brusicor02 — Fri, 12 Dec 2025 15:51:33 GMT

Brusicor02 :

Contributions :
* Expérience avec l'encre bleue effaçable
* [[Réaction chronomètre à l'iode]]
* [[Le clou qui saigne un peu]]

Fichier:ChronoEauPetillanteYamada.gif

Brusicor02 — Fri, 12 Dec 2025 15:18:05 GMT

Brusicor02 : Brusicor02 a téléchargé une nouvelle version de Fichier:ChronoEauPetillanteYamada.gif

== Description ==
Réaction chronomètre à eau pétillante en utilisant de l'indicateur universel Yamada
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Fri, 12 Dec 2025 14:20:11 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article en travaux}}

Titre souhaité : Réaction chronomètre à eau pétillante

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le dioxyde de carbone. Le goût acide de ces boissons est causé par la formation d'acide carbonique, mais ce composé présentent des caractéristique
La dissolution de ce gaz dans l'eau forme de l'acide carbonique, mais sa formation dépend de réactions bien plus lentes que pour les réactions acide-base classiques. Cette expérience illustre cette différence de cinétique

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'hydroxyde de sodium {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit pas après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, il peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]] : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
|-
| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
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| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
|-
| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
|-
| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref> Alan L. SOLI et Robert H. BYRNE. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lente.
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** les transformations de l'acide carbonique et des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center> <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction et une constante : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] </math></center>

* Lorsqu'on ajoute du dioxyde de carbone gazeux dans de l'eau, une partie se dissout. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Seule une partie de ce dioxyde de carbone dissous se convertit en acide carbonique, ce qui est suffisant pour lui donner un caractère acide. Cet équilibre est '''lent''', surtout à basses températures. <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Lorsqu'on ajoute l'hydroxyde de sodium, les ions hydroxydes neutralisent la totalité de l'acide carbonique présent. Cette réaction est '''très rapide''' et considérée totale. <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Pour l'instant, les ions hydroxydes sont en excès. Le milieu est donc basique (pH supérieur à 10), d'où le changement de couleur de l'indicateur (au rose pour le rouge de phénol).

* Mais le dioxyde de carbone dissous est en excès, il va lentement se transformer en acide carbonique qui neutralise les ions hydroxydes restants, formant un premier saut de pH : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Puis l'acide carbonique neutralise les ions carbonates : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + CO_3^{2-} (aq) \rightarrow 2 \, HCO_3^{2-} (aq)</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />
* David M. KERN « The hydration of carbon dioxide ». ''Journal of Chemical Education'' 37, nᵒ 1 ('''1960'''): p.14-23. https://doi.org/10.1021/ed037p14.
* Bassam Z. SHAKHASHIRI « 6.4 Carbon Dioxide Equilibria and Reaction Rates: Carbonic Anhydrase-Catalyzed Hydration » dans ''Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry'', vol. 2. Univ of Wisconsin Press, '''1985'''. p.122-126

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Thu, 11 Dec 2025 17:58:45 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
{{Article en travaux}}

Titre souhaité : Réaction chronomètre à eau pétillante

Les sodas et les eaux gazéifiées sont rendus pétillants grâce à la dissolution d'un gaz sous pression : le dioxyde de carbone. La dissolution de ce gaz dans l'eau forme de l'acide carbonique,

{{Modèle:Précautions}}
* Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'hydroxyde de sodium {{sgh05}}. Porter une blouse pour se protéger des bases et aussi pour éviter les taches des différents indicateurs colorés.
* Toutes ces solutions peuvent être jetées à l'évier et diluée à l'eau courante, hormis si l'indicateur coloré utilisé n'est pas alimentaire.

== Matériel ==
*Deux béchers de 250 mL
*Pipettes en plastique
*Gants en latex
*[[Hydroxyde de sodium]] 30,5% {{sgh05}} (lessive de soude commerciale)
*Eau pétillante
*Solution de rouge de phénol

== Protocole expérimental ==
[[Image:ChronoRougePhenol.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide]]
===Préparation en amont===
*Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

===Début de la réaction===
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Ajouter quelques gouttes de solution de bleu de bromothymol.
**Compléter avec 200mL d'eau pétillante froide. On obtient la coloration acide de l'indicateur (jaune pour le rouge de phénol).
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser un fond d'eau (une dizaine de mililitres)
**Ajouter une dizaine de gouttes d'hydroxyde de sodium (environ 0,5mL)

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''' : la solution passe à la couleur basique de l'indicateur (rose pour le rouge de phénol).

*Au bout d'une dizaine de secondes, la solution retourne à la coloration initiale de rose à jaune.

===Remarques et variations===
* Si aucun changement de couleur ne se produit pas après une trentaine de secondes : l'eau pétillante ne contient pas assez de dioxyde de carbone.
** soit il faut changer d'eau pétillante pour une bouteille plus récente
** soit il faut moins d'hydroxyde de sodium, en ajoutant moins de gouttes.
* Si le changement de couleur a lieu de manière trop rapide :
** soit il faut refroidir d'avantage l'eau pétillante, par exemple en utilisant un bain de glace pendant un temps plus long
** soit on peut ajouter d'avantage d'hydroxyde de sodium. Attention à ne pas trop en ajouter, sinon le changement de couleur ne se produira pas.
* Une fois la solution redevenue acide, il peut tenter d'ajouter de l'hydroxyde de sodium supplémentaire pour débuter un nouveau changement de couleur. Par exemple, en prévoyant plusieurs béchers avec une ou deux gouttes d'hydroxyde de sodium, on peut relancer un cycle rapidement en versant le bécher plein dans un de ces béchers.
* Au lieu d'eau pétillante, on peut utiliser 200mL d'eau dans lequel on a ajouté quelques grammes de [[glace sèche|glace carbonique]] : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

===Changement d'indicateurs===
Parmi la liste des [[indicateurs colorés de pH]] disponibles, il est préférable d'utiliser un indicateur dont la zone de virage se trouve vers pH 6-7.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
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! Indicateur || Couleur acide initiale || Zone de virage (pKa) || Couleur basique finale || Préparation de l'indicateur
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| [[Bleu de bromothymol]] ||bgcolor='#FFFF00'| || 6,0 - (7,30) - 7,6 ||bgcolor='#0000FF'| || 0,1 g dans 16 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
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| [[Rouge de phénol]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 6,6 - (8,0) - 8,4 ||bgcolor='#FF00FF' | || 0,1 g dans 28,2 mL [[NaOH]] 0,01 mol/L + eau complété 250 mL, utiliser quelques gouttes
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| Tournesol ||bgcolor='#FF0000' | || 5,0 - 8,0 ||bgcolor='#0000FF' | || |5 g de bleu de tournesol en poudre + eau complété à 250 mL, utiliser 10mL
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| [[Curcumine]] ||bgcolor='#FFFF00' | || 7,4 - 8,6 ||bgcolor='#993300' | || Une pointe de spatule de curcuma moulu dans un peu d'éthanol, utiliser en entier
|-
| Chou rouge ||bgcolor='#993366' | || multiples virages ||bgcolor='#2FB58C' | || Une feuille de chou rouge en lamelle dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| Pois bleu ||bgcolor='#4379FF' | || multiples virages ||bgcolor='#00B58C' | || Quelques fleurs de pois bleus dans un fond d'eau chaude, utiliser en entier
|-
| ''m''-Nitrophénol ||bgcolor='#FFFFFF' | || 6,8 - (8,28) - 8,6||bgcolor='#FFFF00' | || 0,3% dans eau, utiliser quelques gouttes
|}

== Explications ==
* Le dioxyde de carbone est un gaz soluble dans l'eau, des molécules du gaz vont alors passer en solution. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Ce dioxyde de carbone dissous est en équilibre avec une petite quantité d'acide carbonique (environ 1 molécule d'acide carbonique formée pour 800 molécules de dioxyde de carbone dissous<ref>Soli, Alan L., et Robert H. Byrne. « CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution ». ''Marine Chemistry'' 78, nᵒ 2 ('''2002'''): pp 65‑73. https://doi.org/10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
</ref>) : <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Cet équilibre est '''lent''' et il est affecté par la température : plus la température est basse, plus le passage d'une forme à l'autre est lente.
* Lors de l'ajout de l'hydroxyde de sodium, le pH grimpe au delà de 10 et plusieurs réactions de neutralisation produisent simultanément :
** un processus rapide consomme directement le dioxyde de carbone dissous : <center><math>\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) </math></center>
** les transformations de l'acide carbonique et des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérées instantanées : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) </math></center> <center><math>\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) </math></center>
** l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction et une constante : <center><math> - \frac{\mathrm{d} \left [ \textrm{CO}_2 \right ]}{\mathrm{d} t} = k_{\textrm{HO}^-} \left [ \textrm{HO}^- \right ] \left [ \textrm{CO}_2 \right ] </math></center>

* Lorsqu'on ajoute du dioxyde de carbone gazeux dans de l'eau, une partie se dissout. <center><math>\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) </math></center>
* Seule une partie de ce dioxyde de carbone dissous se convertit en acide carbonique, ce qui est suffisant pour lui donner un caractère acide. Cet équilibre est '''lent''', surtout à basses températures. <center><math>\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) </math></center>
* Lorsqu'on ajoute l'hydroxyde de sodium, les ions hydroxydes neutralisent la totalité de l'acide carbonique présent. Cette réaction est '''très rapide''' et considérée totale. <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Pour l'instant, les ions hydroxydes sont en excès. Le milieu est donc basique (pH supérieur à 10), d'où le changement de couleur de l'indicateur (au rose pour le rouge de phénol).

* Mais le dioxyde de carbone dissous est en excès, il va lentement se transformer en acide carbonique qui neutralise les ions hydroxydes restants, formant un premier saut de pH : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + 2 \, HO⁻ (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H_2O(\ell) </math></center>
* Puis l'acide carbonique neutralise les ions carbonates : <center><math>\rm H_2CO_3 (aq) + CO_3^{2-} (aq) \rightarrow 2 \, HCO_3^{2-} (aq)</math></center>

== En savoir plus ==

{{Refs}}
<references />

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Thu, 11 Dec 2025 02:55:55 GMT

Brusicor02 :

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 04:28:14 GMT

Brusicor02 :

Fichier:ChronoRougePhenol.gif

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 02:50:13 GMT

Brusicor02 : Brusicor02 a téléchargé une nouvelle version de Fichier:ChronoRougePhenol.gif

== Description ==
Réaction chronomètre avec eau pétillante et rouge de phénol
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Fichier:ChronoRougePhenol.gif

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 02:40:03 GMT

Brusicor02 : Brusicor02 a téléchargé une nouvelle version de Fichier:ChronoRougePhenol.gif

== Description ==
Réaction chronomètre avec eau pétillante et rouge de phénol
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 02:38:59 GMT

Brusicor02 : Ajout d'une illustration

Fichier:ChronoRougePhenol.gif

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 02:33:34 GMT

Brusicor02 : Réaction chronomètre avec eau pétillante et rouge de phénol

== Description ==
Réaction chronomètre avec eau pétillante et rouge de phénol
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Fichier:ReactionChronoPetillanteRougePhenol.gif

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 02:13:59 GMT

Brusicor02 : Brusicor02 a téléchargé une nouvelle version de Fichier:ReactionChronoPetillanteRougePhenol.gif

== Description ==
Réaction chronomètre à eau pétillante en utilisant du rouge de phénol
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Fichier:ReactionChronoPetillanteRougePhenol.gif

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 02:08:49 GMT

Brusicor02 : Réaction chronomètre à eau pétillante en utilisant du rouge de phénol

== Description ==
Réaction chronomètre à eau pétillante en utilisant du rouge de phénol
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Fichier:ChronoEauPetillanteYamada.gif

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 01:46:17 GMT

Brusicor02 : Réaction chronomètre à eau pétillante en utilisant de l'indicateur universel Yamada

== Description ==
Réaction chronomètre à eau pétillante en utilisant de l'indicateur universel Yamada
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Réaction chronomètre à eau pétillante

Brusicor02 — Tue, 09 Dec 2025 01:30:04 GMT

Brusicor02 :

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Wed, 30 Oct 2024 10:01:33 GMT

Brusicor02 : Changement de titre

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
[[Image:Clouthiochanate.jpg |right|thumb|Expérience du clou qui saigne avec du [[thiocyanate de potassium]]]]
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.

===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Adaptation pour une version "à la maison"==
[[Image:Le trombone qui saigne.png|thumb|main|Version maison avec du vinaigre et du parfum "Angel"]]
===Préparation===
L'éthylmaltol est un ingrédient très utilisé en parfumerie pour donner des notes sucrées et pralinées. Il est présent dans quasiment tous les parfums gourmands, comme "Angel" (Mügler, 1992) ou "La Vie Est Belle" (Lancôme, 2012).
*Dans un récipient long tube à essai, récupérer 1 à 2 sprays de parfum.
* Ajouter 5mL d'[[éthanol]] (alcool à 90° ou alcool à brûler) {{sgh02}} pour diluer le parfum.
* Ajouter 4 mL de vinaigre d'alcool ([[acide acétique]] 9%) {{sgh07}} et 1 mL d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}
* Introduire un objet en fer (clou, trombone déplié, etc) dans le tube à essai et ne plus le toucher une fois dans le liquide.
Après quelques instants, une coloration rouge apparait aux alentours de l'objet en fer et tombent en panaches. L'ensemble du liquide finit par avoir une coloration rouge à terme.

===Explications===
*L'éthylmaltol peut former des complexes colorés avec le fer(III), allant du jaune au pourpre en passant par le rouge, selon le nombre de ligands impliqués.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]
* brusicor02, "La Vie est Belle… ou pas ?", ''YouTube'', '''24 octobre 2024''' : [https://www.youtube.com/watch?v=f2QD2nnh8i0]
* I. A. Antipova ''et al.'', "Determination of Composition and Instability Constants of Maltol Complexes with Iron(III) Ions", ''Russ. Chem. Bull.'', '''2004''', vol 53, nᵒ4, pp780‑84 [https://doi.org/10.1023/B:RUCB.0000037841.67079.2b.]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Wed, 30 Oct 2024 09:55:58 GMT

Brusicor02 : Ajout de sources

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
[[Image:Clouthiochanate.jpg |right|thumb|Expérience du clou qui saigne avec du [[thiocyanate de potassium]]]]
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.

===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
[[Image:Le trombone qui saigne.png|thumb|main|Version maison avec du vinaigre et du parfum "Angel"]]
===Préparation===
L'éthylmaltol est un ingrédient très utilisé en parfumerie pour donner des notes sucrées et pralinées. Il est présent dans quasiment tous les parfums gourmands, comme "Angel" (Mügler, 1992) ou "La Vie Est Belle" (Lancôme, 2012).
*Dans un récipient long tube à essai, récupérer 1 à 2 sprays de parfum.
* Ajouter 5mL d'[[éthanol]] (alcool à 90° ou alcool à brûler) {{sgh02}} pour diluer le parfum.
* Ajouter 4 mL de vinaigre d'alcool ([[acide acétique]] 9%) {{sgh07}} et 1 mL d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}
* Introduire un objet en fer (clou, trombone déplié, etc) dans le tube à essai et ne plus le toucher une fois dans le liquide.
Après quelques instants, une coloration rouge apparait aux alentours de l'objet en fer et tombent en panaches. L'ensemble du liquide finit par avoir une coloration rouge à terme.

===Explications===
*L'éthylmaltol peut former des complexes colorés avec le fer(III), allant du jaune au pourpre en passant par le rouge, selon le nombre de ligands impliqués.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]
* brusicor02, "La Vie est Belle… ou pas ?", ''YouTube'', '''24 octobre 2024''' : [https://www.youtube.com/watch?v=f2QD2nnh8i0]
* I. A. Antipova ''et al.'', "Determination of Composition and Instability Constants of Maltol Complexes with Iron(III) Ions", ''Russ. Chem. Bull.'', '''2004''', vol 53, nᵒ4, pp780‑84 [https://doi.org/10.1023/B:RUCB.0000037841.67079.2b.]

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Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 16:13:06 GMT

Brusicor02 : /* Préparation */

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
[[Image:Clouthiochanate.jpg |right|thumb|Expérience du clou qui saigne avec du [[thiocyanate de potassium]]]]
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.

===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
[[Image:Le trombone qui saigne.png|thumb|main|Version maison avec du vinaigre et du parfum "Angel"]]
L'éthylmaltol est un ingrédient très utilisé en parfumerie pour donner des notes sucrées et pralinées. Il est présent dans quasiment tous les parfums gourmands, comme "Angel" (Mügler, 1992) ou "La Vie Est Belle" (Lancôme, 2012).
*Dans un récipient long tube à essai, récupérer 1 à 2 sprays de parfum.
* Ajouter 5mL d'[[éthanol]] (alcool à 90° ou alcool à brûler) {{sgh02}} pour diluer le parfum.
* Ajouter 4 mL de vinaigre d'alcool ([[acide acétique]] 9%) {{sgh07}} et 1 mL d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}
* Introduire un objet en fer (clou, trombone déplié, etc) dans le tube à essai et ne plus le toucher une fois dans le liquide.
Après quelques instants, une coloration rouge apparait aux alentours de l'objet en fer et tombent en panaches. L'ensemble du liquide finit par avoir une coloration rouge à terme.

===Explications===
*bla.

==Version avec du cuivre==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

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Fichier:Le trombone qui saigne.png

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 15:58:24 GMT

Brusicor02 : Brusicor02 a téléchargé une nouvelle version de Fichier:Le trombone qui saigne.png

== Description ==
Réaction d'un trombone en fer avec de l'acide acétique et de l'eau oxygénée, avec du parfum à l'éthylmaltol indiquant la formation d'ions fer(III)
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==
brusicor02

Fichier:Le trombone qui saigne.png

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 15:55:41 GMT

Brusicor02 : Brusicor02 a téléchargé une nouvelle version de Fichier:Le trombone qui saigne.png

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 15:48:51 GMT

Brusicor02 : Ajout d'images

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
[[Image:Clouthiochanate.jpg |right|thumb|Expérience du clou qui saigne avec du [[thiocyanate de potassium]]]]
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.

===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
L'éthylmaltol est un ingrédient très utilisé en parfumerie pour donner des notes sucrées et pralinées. Il est présent dans quasiment tous les parfums gourmands, comme "Angel" (Mügler, 1992) ou "La Vie Est Belle" (Lancôme, 2012).
*Dans un récipient long tube à essai, récupérer 1 à 2 sprays de parfum.
* Ajouter 5mL d'[[éthanol]] (alcool à 90° ou alcool à brûler) {{sgh02}} pour diluer le parfum.
* Ajouter 4 mL de vinaigre d'alcool ([[acide acétique]] 9%) {{sgh07}} et 1 mL d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}
* Introduire un objet en fer dans le tube à essai, typiquement un clou ou un trombone déplié.
Après quelques instants, une coloration rouge apparait aux alentours de l'objet en fer et tombent en panaches.

===Explications===
*bla.

==Version avec du cuivre==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 15:42:40 GMT

Brusicor02 : /* Préparation */

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
L'éthylmaltol est un ingrédient très utilisé en parfumerie pour donner des notes sucrées et pralinées. Il est présent dans quasiment tous les parfums gourmands, comme "Angel" (Mügler, 1992) ou "La Vie Est Belle" (Lancôme, 2012).
*Dans un récipient long tube à essai, récupérer 1 à 2 sprays de parfum.
* Ajouter 5mL d'[[éthanol]] (alcool à 90° ou alcool à brûler) {{sgh02}} pour diluer le parfum.
* Ajouter 4 mL de vinaigre d'alcool ([[acide acétique]] 9%) {{sgh07}} et 1 mL d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}
* Introduire un objet en fer dans le tube à essai, typiquement un clou ou un trombone déplié.
Après quelques instants, une coloration rouge apparait aux alentours de l'objet en fer et tombent en panaches.

===Explications===
*bla.

==Version avec du cuivre==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 15:42:26 GMT

Brusicor02 : /* Préparation */

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
L'éthylmaltol est un ingrédient très utilisé en parfumerie pour donner des notes sucrées et pralinées. Il est présent dans quasiment tous les parfums gourmands, comme "Angel" (Mügler, 1992) ou "La Vie Est Belle" (Lancôme, 2012).
*Dans un récipient long tube à essai, récupérer 1 à 2 sprays de parfum.
* Ajouter 5mL d'[[éthanol]] (alcool à 90° ou alcool à brûler) {{sgh07}} pour diluer le parfum.
* Ajouter 4 mL de vinaigre d'alcool ([[acide acétique]] 9%) {{sgh07}} et 1 mL d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}
* Introduire un objet en fer dans le tube à essai, typiquement un clou ou un trombone déplié.
Après quelques instants, une coloration rouge apparait aux alentours de l'objet en fer et tombent en panaches.

===Explications===
*bla.

==Version avec du cuivre==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Fichier:Le trombone qui saigne.png

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 15:35:48 GMT

Brusicor02 : Réaction d'un trombone en fer avec de l'acide acétique et de l'eau oxygénée, avec du parfum à l'éthylmaltol indiquant la formation d'ions fer(III)

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Tue, 29 Oct 2024 10:38:44 GMT

Brusicor02 : Changement du tableau

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
|-
! Chélatant || Formule du chélatant || Quantité ajoutée || Complexe coloré || Remarques
|-
| [[Thiocyanate de potassium]] || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge sang || –
|-
| [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || - || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Complexe rouge à violet|| Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| [[Gaïacol]] || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Complexe jaune à rouge-orangé || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité.
|-
| Thé (tanins) || mélange de composés || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau || Complexe bleu à noir foncé || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

==Version avec du cuivre==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Panache de brouillard

Brusicor02 — Wed, 15 Feb 2023 12:21:36 GMT

Brusicor02 : Ajout des références

<metadesc content="Cette réaction, avec de l'eau oxygénée et du permanganate de potassium, dégage du dioxygène gazeux et une grande quantité de chaleur, ce qui provoquer un gros nuage de brouillard (condensation de la vapeur d'eau). Une expérience spectaculaire !" />
[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Oxydo-réduction]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation difficile}}
C'est en fait la même réaction que lors de la [[Changer l'eau en vin puis en soda|transformation du vin en soda]] mais avec de plus grandes quantités.

{{Modèle:Précautions}}
* L'[[eau oxygénée]] concentrée {{sgh05}} provoque de graves brûlures à la peau et aux muqueuses. L'opérateur doit porter des gants et des lunettes de protection (en plus de la blouse habituelle). La température du récipient est aussi très élevée, il vaut mieux éviter de saisir le bécher en portant des gants en latex (délai avant de ressentir la température et risque de glissement).

== Matériel ==
* 1 grand erlenmeyer ou bécher (1 L)
* [[Permanganate de potassium]] KMnO4 {{sgh03}}{{sgh07}}{{sgh09}} sous forme de poudre ou de cristaux
* [[Eau oxygénée]] à 50, 110 ou 130 volumes H2O2 {{sgh05}}

== Protocole expérimental ==
[[Image:Panache_brouillard.jpg|right|thumb|400px|Ajout du permanganate de potassium dans l'eau oxygénée. On distingue la phase inférieure incolore ([[eau oxygénée]]) et la phase supérieure foncée ([[permanganate de potassium]] et dioxyde de manganèse). Le brouillard est constitué de fines goutelettes d'eau. Crédit photo : O. Got, Université Bordeaux 1]]
* Verser 150 mL d'[[eau oxygénée]] à 30% {{sgh05}} dans le grand récipient et ajouter 150 mL d'eau, de manière à diluer de moitié.
* Verser une pincée de [[permanganate de potassium]] {{sgh03}}{{sgh07}}{{sgh09}} dans le bécher, la réaction est très vive et dégage un épais brouillard blanc qui se dissipe en quelques secondes.
* Lorsqu'on agite légèrement le récipient, la réaction reprend, et ceci jusqu'à ce que l'eau oxygénée ait été totalement consommée.

== Explications ==
* Le permanganate de potassium réagit avec l'eau oxygénée pour produire du dioxyde de manganèse sous la forme d'un fin précipité noir.
::2 KMnO4(s) + 3 H2O2(aq) → 2 MnO2(s) + 2 KOH(aq) + 3 O2(g) + 2 H2O(g)
* Le dioxyde de manganèse produit catalyse la décomposition de l'eau oxygénée restante.
::2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g)
* Cette réaction est très exothermique (dégagement important de chaleur). Sous l'effet de la chaleur, l'eau passe de l'état liquide à l'état gazeux (vapeur d'eau invisible), et cette vapeur d'eau se recondense instantanément en fines gouttelettes d'eau en suspension donnant un brouillard blanc.
* Le ''brouillard'', constitué d'un ''liquide'' (ici l'eau) en suspension dans l'air, n'est pas à confondre avec une ''fumée'' qui est un ''solide'' en suspension dans l'air et fini par se déposer sur les surfaces (meubles, etc). Il se forme par condensation de la vapeur d'eau :
::H2O(g) → H2O(l) (brouillard)
* La réaction a lieu immédiatement et à la surface de l'eau, de sorte qu'il se crée deux phases dans le bécher : la phase inférieure contenant de l'eau oxygénée et la phase supérieure contenant un excès de permanganate. Lorsqu'on agite légèrement le récipient, les deux phases se mélangent et la réaction se poursuit.
* Cette réaction dégage aussi du [[dioxygène]] O2 gazeux {{sgh03}}. On peut le mettre en évidence grâce à une baguette de bois incandescente (c'est-à-dire une combustion dans flamme). La baguette, plongée dans le récipient, se rallume avec apparition d'une flamme, ce qui indique la présence du dioxygène, très bon comburant. (Voir [[combustion : le triangle du feu]] et [[combustion dans l'oxygène pur]].) Il faut faire ce test rapidement, car le dioxygène chaud est moins dense que l'air et a tendance à s'échapper rapidement du flacon.
* Cette réaction peut se faire en utilisant directement du [[dioxyde de manganèse]] {{sgh07}}, mais passer par le permanganate permet d'obtenir du dioxyde de manganèse sous forme d'une poudre extrêmement fine. Cela augmente la surface du catalyseur, qui est un des paramètres importants pour de la catalyse hétérogène.

==Vidéo==
* [http://media.scienceamusante.net/Panache_brouillard.mov L'expérience en vidéo] (10,8 Mo, [http://www.apple.com/fr/quicktime/download QuickTime])

{{Refs}}
* D. B. Broughton et R. L. Wentworth, "Mechanism of Decomposition of Hydrogen Peroxide Solutions with Manganese Dioxide. I", ''Journal of the American Chemical Society'', '''1947''', vol. 69, nᵒ4, p. 741‑44, [https://doi.org/10.1021/ja01196a003 DOI 10.1021/ja01196a003]
* Karzan Abdulkareem Omar, "Catalytic decomposition of hydrogen peroxide on manganese dioxide nanoparticles at different pH values", ''IMPACT : International Journal of Research in Engineering & Technology'', '''2014''', vol.2, p. 241‑48 ([https://www.impactjournals.us/index.php/download/archives/2-77-1400522411-29.%20Eng-Catalytic%20Decomposition%20of%20Hydrogen%20Peroxide%20on%20Manganese-Karzan%20Abdulkareem.pdf lien])

Panache de brouillard

Brusicor02 — Tue, 31 Jan 2023 16:01:46 GMT

Brusicor02 : Rectification de l'explication et ajout de détails expérimentaux.

<metadesc content="Cette réaction, avec de l'eau oxygénée et du permanganate de potassium, dégage du dioxygène gazeux et une grande quantité de chaleur, ce qui provoquer un gros nuage de brouillard (condensation de la vapeur d'eau). Une expérience spectaculaire !" />
[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Oxydo-réduction]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation difficile}}
C'est en fait la même réaction que lors de la [[Changer l'eau en vin puis en soda|transformation du vin en soda]] mais avec de plus grandes quantités.

{{Modèle:Précautions}}
* L'[[eau oxygénée]] concentrée {{sgh05}} provoque de graves brûlures à la peau et aux muqueuses. L'opérateur doit porter des gants et des lunettes de protection (en plus de la blouse habituelle). La température du récipient est aussi très élevée, il vaut mieux éviter de saisir le bécher en portant des gants en latex (délai avant de ressentir la température et risque de glissement).

== Matériel ==
* 1 grand erlenmeyer ou bécher (1 L)
* [[Permanganate de potassium]] KMnO4 {{sgh03}}{{sgh07}}{{sgh09}} sous forme de poudre ou de cristaux
* [[Eau oxygénée]] à 110 ou 130 volumes H2O2 {{sgh05}}

== Protocole expérimental ==
[[Image:Panache_brouillard.jpg|right|thumb|400px|Ajout du permanganate de potassium dans l'eau oxygénée. On distingue la phase inférieure incolore ([[eau oxygénée]]) et la phase supérieure foncée ([[permanganate de potassium]] et dioxyde de manganèse). Le brouillard est constitué de fines goutelettes d'eau. Crédit photo : O. Got, Université Bordeaux 1]]
* Verser 150 mL d'[[eau oxygénée]] à 30% {{sgh05}} dans le grand récipient et ajouter 150 mL d'eau, de manière à diluer de moitié.
* Verser une pincée de [[permanganate de potassium]] {{sgh03}}{{sgh07}}{{sgh09}} dans le bécher, la réaction est très vive et dégage un épais brouillard blanc qui se dissipe en quelques secondes.
* Lorsqu'on agite légèrement le récipient, la réaction reprend, et ceci jusqu'à ce que l'eau oxygénée ait été totalement consommée.

== Explications ==
* Le permanganate de potassium réagit avec l'eau oxygénée pour produire du dioxyde de manganèse sous la forme d'une fin précipité noir.
::2 KMnO4(s) + 3 H2O2(aq) → 2 MnO2(s) + 2 KOH(aq) + 3 O2(g) + 2 H2O(g)
* Le dioxyde de manganèse produit catalyse la décomposition de l'eau oxygénée restante.
::2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g)
* Cette réaction est très exothermique (dégagement important de chaleur). Sous l'effet de la chaleur, l'eau passe de l'état liquide à l'état gazeux (vapeur d'eau invisible), et cette vapeur d'eau se recondense instantanément en fines gouttelettes d'eau en suspension donnant un brouillard blanc.
* Le ''brouillard'', constitué d'un ''liquide'' (ici l'eau) en suspension dans l'air, n'est pas à confondre avec une ''fumée'' qui est un ''solide'' en suspension dans l'air et fini par se déposer sur les surfaces (meubles, etc). Il se forme par condensation de la vapeur d'eau :
::H2O(g) → H2O(l) (brouillard)
* La réaction a lieu immédiatement et à la surface de l'eau, de sorte qu'il se crée deux phases dans le bécher : la phase inférieure contenant de l'eau oxygénée et la phase supérieure contenant un excès de permanganate. Lorsqu'on agite légèrement le récipient, les deux phases se mélangent et la réaction se poursuit.
* Cette réaction dégage aussi du [[dioxygène]] O2 gazeux {{sgh03}}. On peut le mettre en évidence grâce à une baguette de bois incandescente (c'est-à-dire une combustion dans flamme). La baguette, plongée dans le récipient, se rallume avec apparition d'une flamme, ce qui indique la présence du dioxygène, très bon comburant. (Voir [[combustion : le triangle du feu]] et [[combustion dans l'oxygène pur]].) Il faut faire ce test rapidement, car le dioxygène chaud est moins dense que l'air et a tendance à s'échapper rapidement du flacon.
* Cette réaction peut se faire en utilisant directement du [[dioxyde de manganèse]] {{sgh07}}, mais passer par le permanganate permet d'obtenir du dioxyde de manganèse sous forme d'une poudre extrêmement fine. Cela augmente la surface du catalyseur, qui est un des paramètres importants pour de la catalyse hétérogène.

==Vidéo==
* [http://media.scienceamusante.net/Panache_brouillard.mov L'expérience en vidéo] (10,8 Mo, [http://www.apple.com/fr/quicktime/download QuickTime])

Fichier:Fethiocyanate2.jpg

Brusicor02 — Sat, 31 Jul 2021 17:22:08 GMT

Brusicor02 : Expérience du clou qui saigne avec du thiocyanate de potassium.

== Description ==
Expérience du clou qui saigne avec du thiocyanate de potassium.
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==

Fichier:Fethiocyanate.jpg

Brusicor02 — Sat, 31 Jul 2021 17:16:16 GMT

Brusicor02 : Expérience du clou qui saigne avec du thiocyanate de potassium.

== Description ==
Expérience du clou qui saigne avec du thiocyanate de potassium.
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==

Fichier:Clouthiochanate.jpg

Brusicor02 — Fri, 23 Jul 2021 21:41:12 GMT

Brusicor02 : Expérience du clou qui saigne avec du thiocyanate

== Description ==
Expérience du clou qui saigne avec du thiocyanate
== Statut du droit d'auteur : ==

== Source : ==

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Fri, 23 Jul 2021 20:48:59 GMT

Brusicor02 :

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
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! Chélatant || [[Thiocyanate de potassium]] || [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || [[Gaïacol]] || Thé (tanins)
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| Formule du chélatant || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || – || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || –
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| Quantité ajoutée || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau
|-
| Illustration || – || – || – || –
|-
| Complexe coloré || Complexe rouge sang || Complexe rouge rosé || Complexe jaune à rouge-orangé || Complexe bleu à noir foncé
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| Remarques || – || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité. || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité. || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

==Version avec du cuivre==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Fri, 23 Jul 2021 20:47:58 GMT

Brusicor02 : /* Changement du complexant */

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit commun dans un laboratoire et il a le désavantage d'être hygroscopique. En changeant de complexant, on peut obtenir d'autres couleurs pour la même réaction.
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
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! Chélatant || [[Thiocyanate de potassium]] || [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || [[Gaïacol]] || Thé (tanins)
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| Formule du chélatant || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || – || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || –
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| Quantité ajoutée || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau
|-
| Illustration || – || – || – || –
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| Complexe coloré || Complexe rouge sang || Complexe rouge rosé || Complexe jaune à rouge-orangé || Complexe bleu à noir foncé
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| Remarques || – || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité. || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité. || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Fri, 23 Jul 2021 20:38:30 GMT

Brusicor02 : Ajout de la table pour les chélatants

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit facile d'accès
{| class="unsortable" border="1" align="center" style=" background-color:#fff;margin-left:auto; margin-right:auto; border:1px solid black; width:100%; text-align:center; font-size:100%;"
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! Chélatant || [[Thiocyanate de potassium]] || [[Maltol]] ou [[éthylmaltol]] || [[Gaïacol]] || Thé (tanins)
|-
| Formule du chélatant || <center><math>\rm SCN^-</math></center> || – || <center><math>\rm C_7H_8O_2</math></center> || –
|-
| Quantité ajoutée || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Une pointe de spatule pour 30 mL d'eau || Trois gouttes pour 30 mL d'eau || Un sachet de thé dans 30 mL d'eau
|-
| Illustration || – || – || – || –
|-
| Complexe coloré || Complexe rouge sang || Complexe rouge rosé || Complexe jaune à rouge-orangé || Complexe bleu à noir foncé
|-
| Remarques || – || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité. || Ajouter de l'éthanol si nécessaire pour augmenter la solubilité. || Pour augmenter la concentration en tanins, privilégier un thé noir et une longue infusion chaude.
|}

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Fri, 23 Jul 2021 20:19:46 GMT

Brusicor02 :

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Changement du complexant==
Le [[thiocyanate de potassium]] n'est pas un produit facile d'accès
===Préparation===
*Dissoudre une pointe de spatule de [[maltol]] ou d'[[éthylmaltol]] dans 10 mL d'eau. Ajouter de l'[[éthanol]] {{sgh02}} si nécessaire.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*Le maltol et l'éthylmaltol sont des composés odorants utilisés en parfumerie pour apporter des notes sucrées et gourmandes.
*Ces deux composés peuvent se complexer à des cations métalliques dont le fer (III) pour faire des complexes comme <math>\rm \left [Fe(maltol)_3 \right]^{3+}</math> qui est rouge sang.
*C'est un phénomène connu des parfumeurs : des huiles essentielles contaminées au fer comme le patchouli peuvent entrainer une coloration indésirable du parfum s'il contient des dérivés du maltol.

==Passage à une version "à la maison"==
===Préparation===
*bla.
===Explications===
*bla.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

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Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Fri, 23 Jul 2021 16:08:41 GMT

Brusicor02 :

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mg de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

==Première variation==
===Préparation===
*Dissoudre une pointe de spatule de [[maltol]] ou d'[[éthylmaltol]] dans 10 mL d'eau. Ajouter de l'[[éthanol]] {{sgh02}} si nécessaire.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*Le maltol et l'éthylmaltol sont des composés odorants utilisés en parfumerie pour apporter des notes sucrées et gourmandes.
*Ces deux composés peuvent se complexer à des cations métalliques dont le fer (III) pour faire des complexes comme <math>\rm \left [Fe(maltol)_3 \right]^{3+}</math> qui est rouge sang.
*C'est un phénomène connu des parfumeurs : des huiles essentielles contaminées au fer comme le patchouli peuvent entrainer une coloration indésirable du parfum s'il contient des dérivés du maltol.

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

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Brusicor02 — Fri, 09 Jul 2021 17:54:24 GMT

Brusicor02 : Ajout de liens

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mh de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) dans la solution et ne plus le toucher.
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer \; métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \, (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \, fer \, (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>
*Ces ions fer (III) peuvent alors se lier aux ions thiocyanate pour former des complexes rouge sang, par exemple : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \, (III)}{Fe^{3+}} + \underset{ion \; thiocyanate}{SCN^-} \rightarrow \underset{complexe \; rouge}{\left [Fe(NCS) \right]^{2+}}</math></center>

{{Refs}}
* NurdRage, "Make Iron BLEED", ''YouTube'', '''25 octobre 2011''' : [https://www.youtube.com/watch?v=zc_DxfUC4Y8]

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Brusicor02 — Fri, 09 Jul 2021 09:48:53 GMT

Brusicor02 : Ajout d'équations chimiques

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine (corrosif)==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mh de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*Ajouter 3 gouttes d'[[acide chlorhydrique]] concentré {{sgh05}}{{sgh07}}.
*Ajouter 5 gouttes d'[[eau oxygénée]] 3% (10 volumes) {{sgh07}}.
*Plonger un objet en fer (clou, trombone, etc) et observer. Un
===Explications===
*L'acide chlorhydrique (HCl) attaque l'objet en fer en formant des ions fer (II) : <center><math>\rm \underset{fer métal}{Fe} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \; (II)}{Fe^{2+}} + H_2</math></center>
*L'eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions fer (II) en ion fer (III) : <center><math>\rm \underset{ions \; fer \; (II)}{2 \; Fe^{2+}} + \underset{eau \; oxygénée}{H_2O_2} + 2 \; H^+ \rightarrow \underset{ions \; fer \; (III)}{2 \; Fe^{3+}} + 2 \; H_2O</math></center>

Le clou qui saigne un peu

Brusicor02 — Fri, 09 Jul 2021 09:21:02 GMT

Brusicor02 :

{{Article en travaux}}

[[Catégorie:Chimie]]{{Réalisation facile}}
Voici quelques recettes pour obtenir un effet de liquide qui s'écoule depuis un métal, donnant l'impression que le métal saigne.

==L'expérience d'origine (corrosif)==
===Préparation===
*Dissoudre 80 mh de [[thiocyanate de potassium]] {{sgh05}}{{sgh07}} dans 10 mL d'eau.
*À l'aide d'un pinceau fin ou d'une plume, écrire sur une feuille. ne pas trop appuyer sur la feuille afin d'éviter de laisser une marque.

===Révélation===
*La révélation se fait en chauffant doucement la feuille sur un radiateur ou au briquet (assez éloigné de la feuille pour ne pas l'enflammer !).
===Explications===
*La coloration vient du fait que certaines molécules contenues dans ces jus sont sensibles à la chaleur : elles se dégradent en molécules colorées, c'est-à-dire ayant une absorption dans [[la lumière visible]].
*Une autre possibilité serait une réaction avec la cellulose ou un des composé du papier (parfois légèrement acide ou basique) pour former un composé coloré.

Discussion:Transformer le cuivre en argent et en or : galvanisation et laiton

Brusicor02 — Fri, 02 Mar 2018 13:34:09 GMT

Brusicor02 :

--[[Utilisateur:RuBisCO|brusicor02]] ([[Discussion utilisateur:RuBisCO|discussion]]) 2 mars 2018 à 14:34 (CET)

Bonjour, je veux quand même demander avant de réformer en profondeur cette page du wiki. En effet, cette version de l'expérience est assez obselète et assez dangeureuse compte-tenu de l'utilisation d'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}} qui n'est pas nécessaire.
En effet, une autre référence<ref>Szczepankiewicz, Bieron et Kozik, “The ‘Golden Penny’ Demonstration: An Explanation of the Old Experiment and the Rational Design of the New and Simpler Demonstration”, Journal of Chemical Education, '''72''', 5 (mai 1995), p. 386</ref> est arrivée aux conclusions suivantes :
* le recours à une solution très basique {{sgh05}} est inutilement dangereuse, une solution de [[chlorure de zinc]] {{sgh07}} ou de [[sulfate de zinc]] {{sgh05}} à 1 mol/L est suffisante.
* en reproduisant l'expérience de la référence citée dans la version actuelle de notre article<ref>''Chemical demonstrations: a handbook for teachers of chemistry'', Bassam Z. Shakhashiri ; p. 267</ref>, en utilisant cette fois la '''même''' concentration en ion zinc (II) dans chaque compartiment, une différence de potentiel est observée.
* cette tension varie selon le métal utilisé : en utilisant du platine, du fer et d'autres métaux à la place du cuivre, on obtient des potentiels différents, indiquant une importance du métal.

L'explication avancée est la suivante : le cuivre est un bon métal pour faire avec le zinc des alliages. L'équilibre de la réaction est déplacé car les atomes de métaux produits à la cathode peuvent migrer dans le métal pour former l'alliage. Il ne s'agit donc pas d'une pile de concentration comme supposé.

Les réactions sont les suivantes : <center><math>\begin{matrix}
\rm cathode :& \rm Zn^{2+}_{(aq)} & + & 2 \; e^- & \rightarrow & \rm Zn_{(Cu)} & & \\
\rm anode :& & & \rm Zn_{(Zn)} & \rightarrow & 2 \; e^- & + & \rm Zn^{2+}_{(aq)} \\ \\
\rm bilan : & \rm Zn^{2+}_{(aq)} & + & \rm Zn_{(Zn)} & \rightarrow & \rm Zn_{(Cu)} & + & \rm Zn^{2+}_{(aq)}
\end{matrix} </math></center>

L'intérêt de chauffer est de favoriser la migration de ces atomes de zinc dans le cuivre. La fraction massique en zinc étant très importante à la surface, l'alliage apparaît argenté. Chauffer la pièce rincée permet la migration de ces atomes de zinc dans la pièce, diminuant la fraction massique à l'extérieur et donc la couleur.

Je propose les modifications suivantes :
* remplacer l'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}} par une solution de [[sulfate de zinc]] {{sgh05}} à environ 2 mol/L (30 g dans 100 mL d'eau).
* remplacer le chauffage par bec Bunsen par un chauffage sur plaque électrique, plus facilement trouvable aujourd'hui et évitant certains problèmes dus au placement de la pièce dans la zone oxydante de la flamme.
* remplacer l'explication de la pile à concentration par l'explication ci-dessus.

'''Références''' :

Discussion:Transformer le cuivre en argent et en or : galvanisation et laiton

Brusicor02 — Fri, 02 Mar 2018 00:25:44 GMT

Brusicor02 :

Bonjour, je veux quand même demander avant de réformer en profondeur cette page du wiki. En effet, cette version de l'expérience est assez obselète et assez dangeureuse compte-tenu de l'utilisation d'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}} qui n'est pas nécessaire.
En effet, une autre référence<ref>Szczepankiewicz, Bieron et Kozik, “The ‘Golden Penny’ Demonstration: An Explanation of the Old Experiment and the Rational Design of the New and Simpler Demonstration”, Journal of Chemical Education, '''72''', 5 (mai 1995), p. 386</ref> est arrivée aux conclusions suivantes :
* le recours à une solution très basique {{sgh05}} est inutilement dangereuse, une solution de [[chlorure de zinc]] {{sgh07}} ou de [[sulfate de zinc]] {{sgh05}} à 1 mol/L est suffisante.
* en reproduisant l'expérience de la référence citée dans la version actuelle de notre article<ref>''Chemical demonstrations: a handbook for teachers of chemistry'', Bassam Z. Shakhashiri ; p. 267</ref>, en utilisant cette fois la '''même''' concentration en ion zinc (II) dans chaque compartiment, une différence de potentiel est observée.
* cette tension varie selon le métal utilisé : en utilisant du platine, du fer et d'autres métaux à la place du cuivre, on obtient des potentiels différents, indiquant une importance du métal.

L'explication avancée est la suivante : le cuivre est un bon métal pour faire avec le zinc des alliages. L'équilibre de la réaction est déplacé car les atomes de métaux produits à la cathode peuvent migrer dans le métal pour former l'alliage. Il ne s'agit donc pas d'une pile de concentration comme supposé.

Les réactions sont les suivantes : <center><math>\begin{matrix}
\rm cathode :& \rm Zn^{2+}_{(aq)} & + & 2 \; e^- & \rightarrow & \rm Zn_{(Cu)} & & \\
\rm anode :& & & \rm Zn_{(Zn)} & \rightarrow & 2 \; e^- & + & \rm Zn^{2+}_{(aq)} \\ \\
\rm bilan : & \rm Zn^{2+}_{(aq)} & + & \rm Zn_{(Zn)} & \rightarrow & \rm Zn_{(Cu)} & + & \rm Zn^{2+}_{(aq)}
\end{matrix} </math></center>

L'intérêt de chauffer est de favoriser la migration de ces atomes de zinc dans le cuivre. La fraction massique en zinc étant très importante à la surface, l'alliage apparaît argenté. Chauffer la pièce rincée permet la migration de ces atomes de zinc dans la pièce, diminuant la fraction massique à l'extérieur et donc la couleur.

Je propose les modifications suivantes :
* remplacer l'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}} par une solution de [[sulfate de zinc]] {{sgh05}} à environ 2 mol/L (30 g dans 100 mL d'eau).
* remplacer le chauffage par bec Bunsen par un chauffage sur plaque électrique, plus facilement trouvable aujourd'hui et évitant certains problèmes dus au placement de la pièce dans la zone oxydante de la flamme.
* remplacer l'explication de la pile à concentration par l'explication ci-dessus.

'''Références''' :

Discussion:Transformer le cuivre en argent et en or : galvanisation et laiton

Brusicor02 — Thu, 01 Mar 2018 23:18:29 GMT

Brusicor02 : Page créée avec « Bonjour, je veux quand même demander avant de réformer en profondeur cette page du wiki. En effet, cette version de l'expérience est assez obselète et assez dangeureus... »

Bonjour, je veux quand même demander avant de réformer en profondeur cette page du wiki. En effet, cette version de l'expérience est assez obselète et assez dangeureuse compte-tenu de l'utilisation d'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}} qui n'est pas nécessaire.
En effet, une autre référence<ref>Szczepankiewicz, Bieron et Kozik, “The ‘Golden Penny’ Demonstration: An Explanation of the Old Experiment and the Rational Design of the New and Simpler Demonstration”, Journal of Chemical Education, '''72''', 5 (mai 1995), p. 386</ref> est arrivée aux conclusions suivantes :
* le recours à une solution très basique {{sgh05}} est inutilement dangereuse, une solution de [[chlorure de zinc]] {{sgh07}} ou de [[sulfate de zinc]] {{sgh05}} à 1 mol/L est suffisante.
* en reproduisant l'expérience de la référence citée dans la version actuelle de notre article<ref>''Chemical demonstrations: a handbook for teachers of chemistry'', Bassam Z. Shakhashiri ; p. 267</ref>, en utilisant cette fois la '''même''' concentration en ion zinc (II) dans chaque compartiment, une différence de potentiel est observée.
* cette tension varie selon le métal utilisé : en utilisant du platine, du fer et d'autres métaux à la place du cuivre, on obtient des potentiels différents, indiquant une importance du métal.

L'explication avancée est la suivante : le cuivre est un bon métal pour faire avec le zinc des alliages. L'équilibre de la réaction est déplacé car les atomes de métaux produits à la cathode peuvent migrer dans le métal pour former l'alliage. Il ne s'agit donc pas d'une pile de concentration comme supposé.

Les réactions sont les suivantes : <center><math>\begin{matrix}
\rm cathode :& & & \rm Zn^{2+}_{(aq)} & \rightarrow & \rm Zn_{(Cu)} & + & 2 \; e^-\\
\rm anode :& \rm Zn_{(Zn)} & + & 2 \; e^- & \rightarrow & \rm Zn^{2+}_{(aq)} & & \\ \\
\rm bilan : & \rm Zn_{(Zn)} & + & \rm Zn^{2+}_{(aq)} & \rightarrow & \rm Zn_{(Cu)} & + & \rm Zn^{2+}_{(aq)}
\end{matrix}</math></center>

L'intérêt de chauffer est de favoriser la migration de ces atomes de zinc dans le cuivre. La fraction massique en zinc étant très importante à la surface, l'alliage apparaît argenté. Chauffer la pièce rincée permet la migration de ces atomes de zinc dans la pièce, diminuant la fraction massique à l'extérieur et donc la couleur.

Je propose les modifications suivantes :
* remplacer l'[[hydroxyde de sodium]] {{sgh05}} par une solution de [[sulfate de zinc]] {{sgh05}} à environ 2 mol/L (30 g dans 100 mL d'eau).
* remplacer le chauffage par bec Bunsen par un chauffage sur plaque électrique, plus facilement trouvable aujourd'hui et évitant certains problèmes dus au placement de la pièce dans la zone oxydante de la flamme.
* remplacer l'explication de la pile à concentration par l'explication ci-dessus.

'''Références''' :

Réaction chronomètre à l'iode

Brusicor02 — Tue, 23 Jan 2018 19:28:42 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]][[Catégorie:Vidéo]]{{Réalisation facile}}
Lorsqu'on mélange des réactifs, on s'attend souvent à des changements immédiats. La réaction chronomètre à iode n'a justement pas ce comportement : elle montre un changement brusque de couleur, après un certain délai pendant lequel il semble ne rien se passer. Cette expérience illustre la différence qui peut exister entre les vitesses de deux réactions chimiques (cinétique chimique) qui se déroulent en même temps.

{{Précautions}}
* Les vapeurs de [[diiode]] {{sgh07}}{{sgh09}} peut être irritante, aérer la pièce après l'expérience.
* L'[[eau oxygénée]] concentrée {{sgh07}}{{sgh05}} peut décolorer certaines surfaces, il est conseillé de protéger le plan de travail.

== Matériel ==
*Deux béchers de 50 mL
*Éprouvettes graduées
*Gants en latex
*[[Alcool iodé|Teinture d'iode]] I2 {{sgh07}}{{sgh09}} ou [[diiode]] solide
*[[Eau oxygénée]] à 130 volumes H2O2 {{sgh07}}{{sgh05}}
*[[Acide ascorbique]] C6H8O6 (possible d'utiliser des cachets effervescents de vitamine C 1000 mg)
*Empois d'amidon (recycler l'eau des pâtes est parfait)

== Protocole expérimental ==
===Préparation des solutions===
*Préparer une solution d'acide ascorbique à 0.2 mol·L-1 : dissoudre 1 g d'acide ascorbique (un cachet 1000 mg) dans 30 mL d'eau
*Préparer une solution de diiode diluée : ajouter à 3 mL de teinture d'iode 30 mL d'eau
*Préparer une solution d'eau oxygénée diluée : prélever 46 mL d'eau oxygénée 35% et compléter avec de l'eau jusqu'à 100 mL

===Début de la réaction===
[[Image:Chrono iode.gif|right|frame|upright=0.01|link=|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle).]]
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Verser 10 mL de solution de diiode.
**Ajouter 3 mL de solution d'acide ascorbique dans le bécher A : la solution se décolore. Sinon, ajouter millilitre par millilitre de la solution d'ascorbique jusqu'à décoloration.
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser 15 mL de solution d'eau oxygénée diluée.
**Ajouter 5 mL d'empois d'amidon.

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher '''A''' dans le bécher '''B''', puis mélanger en versant le contenu du bécher '''B''' dans le bécher '''A'''.
*Au bout d'un certain temps, la solution change soudainement de l'incolore au bleu foncé quasiment noir.
*Ajouter quelques millilitres de solution d'acide ascorbique : la solution se décolore. Un nouveau changement de couleur apparaît

== Explications ==
*Le diiode fait partie d’un couple d’oxydoréduction : la forme réduite, les ions iodures (I–), sont incolores alors que la forme oxydée, le diiode (I2), forme un complexe bleu foncé avec l’amidon présent.
*Il y a lieu de réactions de cinétique différentes :
**L’acide ascorbique réduit le diiode en ions iodure en produisant de l’acide déshydroascorbique. Cette réaction est rapide. <center><math>\rm C_6H_8O_6 + I_2 \rightarrow C_6H_6O_6 + 2 \, I^- + 2 \, H^+</math></center>
**L’eau oxygénée (H2O2) oxyde les ions iodures en diiode en produisant de l’eau. Cette réaction est lente. <center><math>\rm H_2O_2 + 2 \, I^- + 2 \, H^+ \rightarrow 2 \, H_2O + I_2</math></center>
*Lors du mélange, c’est la formation des ions iodures qui prédomine avec la présence de l’acide ascorbique. Lorsque l’acide ascorbique est totalement consommé, seule la deuxième réaction avec l’eau oxygénée a lieu et forme du diiode, ce qui induit la transition retardée au bleu.
*Le fait qu'une couleur bleu foncé apparaissent d'un coup, après un certain temps, pourrait faire penser à une réaction "figée", puis qui se "débloque" d'un seul coup. En réalité il y a bien des réactions chimiques dès le mélange des réactifs.

== En savoir plus ==
Ces expériences illustrent des phénomènes proches :
* [[Du feu sans allumette ni briquet]] : une réaction à la cinétique qui évolue dans le temps (effet retard).
* [[Réaction oscillante de Belousov-Zhabotinsky]] : plusieurs réactions en concurrence et interdépendants, avec des cinétiques différentes.

{{Refs}}
* Stephen W. Wright, "The Vitamin C Clock Reaction", ''J. Chem. Educ.'', '''2002''', vol. 79, n°41, p. 41

{{droite|Merci à ''brusicor02'' pour cette contribution.}}

Réaction chronomètre à l'iode

Brusicor02 — Fri, 19 Jan 2018 16:13:58 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]]{{Article en travaux}}

Lorsqu'on mélange les réactifs, on s'attend à des changements immédiats. La réaction chronomètre à iode met en jeu un changement de couleur brusque après un certain délai.

{{Précautions}}
* Les vapeurs de [[diiode]] {{sgh07}}{{sgh09}} peut être irritante, aérer la pièce après l'expérience.
* L'[[eau oxygénée]] concentrée {{sgh07}}{{sgh05}} peut décolorer certaines surfaces, il est conseillé de protéger le plan de travail.

== Matériel ==
*Deux béchers de 50 mL
*Éprouvettes graduées
*Gants en latex
*[[Alcool iodé|Teinture d'iode]] I2 {{sgh07}}{{sgh09}} ou [[diiode]] solide
*[[Eau oxygénée]] à 130 volumes H2O2 {{sgh07}}{{sgh05}}
*[[Acide ascorbique]] C6H8O6 (possible d'utiliser des cachets effervescents de vitamine C 1000 mg)
*Empois d'amidon (recycler l'eau des pâtes est parfait)

== Protocole expérimental ==
===Préparation des solutions===
*Préparer une solution d'acide ascorbique à 0.2 mol·L-1 : dissoudre 1 g d'acide ascorbique (un cachet 1000 mg) dans 30 mL d'eau
*Préparer une solution de diiode diluée : ajouter à 3 mL de teinture d'iode 30 mL d'eau
*Préparer une solution d'eau oxygénée diluée : prélever 46 mL d'eau oxygénée 35% et compléter avec de l'eau jusqu'à 100 mL

===Début de la réaction===
[[Image:Chrono iode.gif|right|frame|upright=0.01|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle)]]
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Verser 10 mL de solution de diiode.
**Ajouter 3 mL de solution d'acide ascorbique dans le bécher A : la solution se décolore. Sinon, ajouter millilitre par millilitre de la solution d'ascorbique jusqu'à décoloration.
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser 15 mL de solution d'eau oxygénée diluée.
**Ajouter 5 mL d'empois d'amidon.

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher A dans le bécher B, puis mélanger en versant le contenu du bécher B dans le bécher A.
*Au bout d'un certain temps, la solution change soudainement de l'incolore au bleu foncé quasiment noir.
*Ajouter quelques millilitres de solution d'acide ascorbique : la solution se décolore. Un nouveau changement de couleur apparaît

== Explications ==
*Le diiode fait partie d’un couple d’oxydoréduction : la forme réduite, les iodures, sont incolores alors que la forme oxydée, le diiode, est bleue en présence d’amidon.
*Il y a lieu de réactions de cinétique différentes :
**L’acide ascorbique réduit le diiode en iodure en produisant de l’acide déshydroascorbique. Cette réaction est rapide. <center><math>\rm C_6H_8O_6 + I_2 \rightarrow C_6H_6O_6 + 2 \, I^- + 2 \, H^+</math></center>
**L’eau oxygénée oxyde les ions iodures en diiode en produisant de l’eau. Cette réaction est lente. <center><math>\rm H_2O_2 + 2 \, I^- + 2 \, H^+ \rightarrow 2 \, H_2O + I_2</math></center>
*Lors du mélange, c’est la formation des ions iodures qui prédomine avec la présence de l’acide ascorbique. Lorsque l’acide ascorbique est totalement consommé, l’eau oxygénée prend le relais et forme du diiode, ce qui induit la transition retardée au bleu.

{{Refs}}
* Stephen W. WRIGHT, "The Vitamin C Clock Reaction", ''J. Chem. Educ.'', '''2002''', vol. 79, n°41, p. 41

Réaction chronomètre à l'iode

Brusicor02 — Fri, 19 Jan 2018 16:08:20 GMT

Brusicor02 :

[[Catégorie:Chimie]][[Catégorie:Cinétique]]{{Article en travaux}}

Lorsqu'on mélange les réactifs, on s'attend à des changements immédiats. La réaction chronomètre à iode met en jeu un changement de couleur brusque après un certain délai.

{{Précautions}}
* Les vapeurs de [[diiode]] {{sgh07}}{{sgh09}} peut être irritante, aérer la pièce après l'expérience.
* L'[[eau oxygénée]] concentrée {{sgh07}}{{sgh05}} peut décolorer certaines surfaces, il est conseillé de protéger le plan de travail.

== Matériel ==
*Deux béchers de 50 mL
*Éprouvettes graduées
*Gants en latex
*[[Alcool iodé|Teinture d'iode]] I2 {{sgh07}}{{sgh09}} ou [[diiode]] solide
*[[Eau oxygénée]] à 130 volumes H2O2 {{sgh07}}{{sgh05}}
*[[Acide ascorbique]] C6H8O6 (possible d'utiliser des cachets effervescents de vitamine C 1000 mg)
*Empois d'amidon (recycler l'eau des pâtes est parfait)

== Protocole expérimental ==
===Préparation des solutions===
*Préparer une solution d'acide ascorbique à 0.2 mol·L-1 : dissoudre 1 g d'acide ascorbique (un cachet 1000 mg) dans 30 mL d'eau
*Préparer une solution de diiode diluée : ajouter à 3 mL de teinture d'iode 30 mL d'eau
*Préparer une solution d'eau oxygénée diluée : prélever 46 mL d'eau oxygénée 35% et compléter avec de l'eau jusqu'à 100 mL

===Début de la réaction===
[[Image:Chrono iode.gif|right|frame|upright=0.01|Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle)]]
*Dans un premier bécher noté '''A''' :
**Verser 10 mL de solution de diiode.
**Ajouter 3 mL de solution d'acide ascorbique dans le bécher A : la solution se décolore. Sinon, ajouter millilitre par millilitre de la solution d'ascorbique jusqu'à décoloration.
*Dans un second bécher noté '''B''' :
**Verser 15 mL de solution d'eau oxygénée diluée.
**Ajouter 5 mL d'empois d'amidon.

*Pour commencer la réaction, verser le contenu du bécher A dans le bécher B, puis mélanger en versant le contenu du bécher B dans le bécher A.
*Au bout d'un certain temps, la solution change soudainement de l'incolore au bleu foncé quasiment noir.
*Ajouter quelques millilitres de solution d'acide ascorbique : la solution se décolore. Un nouveau changement de couleur apparaît

== Explications ==
*Le diiode fait partie d’un couple d’oxydoréduction : la forme réduite, les iodures, sont incolores alors que la forme oxydée, le diiode, est bleue en présence d’amidon.
*Il y a lieu de réactions de cinétique différentes :
**L’acide ascorbique réduit le diiode en iodure en produisant de l’acide déshydroascorbique. Cette réaction est rapide. <center><math>\rm C_6H_8O_6 + I_2 \rightarrow C_6H_6O_6 + 2 \, I^- + 2 \, H^+</math></center>
**L’eau oxygénée oxyde les ions iodures en diiode en produisant de l’eau. Cette réaction est lente. <center><math>\rm H_2O_2 + 2 \, I^- + 2 \, H^+ \rightarrow 2 \, H_2O + I_2</math></center>
*Lors du mélange, c’est la formation des ions iodures qui prédomine avec la présence de l’acide ascorbique. Lorsque l’acide ascorbique est totalement consommé, l’eau oxygénée prend le relais et forme du diiode, ce qui induit la transition retardée au bleu.

== Pour en savoir plus ==
Partie éventuelle avec plus de détails scientifiques, ou vers d'autres expériences, liens ou livres.

{{Refs}}
Stephen W. WRIGHT, "The Vitamin C Clock Reaction", ''J. Chem. Educ.'', '''2002''', vol. 79, n°41, p. 41