Réaction chronomètre à eau pétillante : Différence entre versions

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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.

1 Précautions

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

• Porter des lunettes de protection et des gants pour manipuler l'hydroxyde de sodium . 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.

2 Matériel

• Deux béchers de 250 mL
• Pipettes en plastique
• Gants en latex
• Hydroxyde de sodium 30,5% (lessive de soude commerciale)
• Eau pétillante
• Solution de rouge de phénol

3 Protocole expérimental

Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur rouge de phénol : rose en basique, jaune en acide

3.1 Préparation en amont

• Refroidir l'eau pétillante à une température proche de 4°C, au réfrigérateur ou dans un bain de glace.

3.2 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.

3.3 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 carbonique : la sublimation refroidit la solution et le dioxyde de carbone gazeux produit se dissout en partie.

3.4 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.

4 Explications

Virage de la réaction chronomètre (vitesse réelle), indicateur universel : arc-en-ciel de jaune (pH~6) à violet (pH>10)

4.1 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. [math]\rm CO_2 (g) \rightleftharpoons CO_2 (aq) [/math]
• 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^[1]) : [math]\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) [/math]
• 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 (anhydrase carbonique) présente à la surface de nos globules rouges pour accélérer l'entrée et la sortie du dioxyde de carbone du sang.^[2]
• L'acide carbonique est un diacide, donc il peut perdre un ou deux ions hydrogènes pour former les ions bicarbonates et carbonates respectivement  :[math]\rm H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons HCO_3^- (aq) + H^+(aq) \rightleftharpoons CO_3^{2-} (aq) + 2 \, H^+(aq) [/math]

4.2 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 : [math]\rm CO_2 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) [/math]
  • la transformation des ions bicarbonates en ions carbonates peut être considérée instantanée : [math]\rm HCO_3^- (aq) + HO^- (aq) \rightarrow CO_3^{2-} (aq) + H_2O(\ell) [/math]
  • l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction, sa constante relativement élevée en fait une réaction plutôt rapide : [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]

• 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 : [math]\rm CO_2 (aq) + H_2O(\ell) \rightarrow H_2CO_3 (aq) [/math]
  • la neutralisation de l'acide carbonique peut être considérées instantanées : [math]\rm H_2CO_3 (aq) + HO^- (aq) \rightarrow HCO_3^- (aq) + H_2O(\ell) [/math]
  • l'ensemble de ces réactions est limités par la première réaction, sa constante faible en fait une réaction lente : [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]

5 En savoir plus

6 Références

1. ↑ 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.
2. ↑ 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

• 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.