exemple de laboratoire - École secondaire catholique Père

M Légaré
SCH 3U
Les colonnes cristallines
Travail présenté a :
M Légaré
Enseignant de chimie
École Secondaire Père René de Galinée
1 septembre 2012
Résumé
Ce laboratoire a pour but d’observer les propriétés physiques d’un composé ionique,
plus précisément la solubilité et l’état à la température ambiante de l’acétate de sodium.
Nous avons dissout l’acétate de sodium dans l’eau, et nous avons préparé une solution
sursaturée à l’aide de la chaleur. Ensuite nous avons versé goutte à goutte la solution sur
un germe cristallin, forçant la cristallisation de la solution et la création d’une colonne
cristalline. Ce laboratoire est venu appuyer les notions apprises en classe à propos des
composés ioniques et leurs propriétés.
Commentaire [H1]: Au passé ou au
présent. Fournit le but, la méthode et les
résultats principaux.
Théorie
Les composés ioniques sont des substances essentielles à la vie. Ils participent à des
réactions chimiques et aident au transport et aux échanges intra et intercellulaires à
l’intérieur de notre corps. Leurs propriétés particulières font en sorte qu’ils peuvent
accomplir ces plusieurs fonctions à l’intérieur du corps. Ce laboratoire a donc comme but
d’observer certaines de ces propriétés.
Commentaire [H2]: Contexte
Les composés ioniques sont des solides cristallins à la température de la pièce1.
Pour cette raison, on les retrouve en grande quantité dans la nature (croûte terrestre).
Malgré cela, ils sont généralement très solubles dans l’eau, ce qui les rend mobiles et plus
utiles pour accomplir leurs fonctions. La solubilité des composés ioniques a une limite;
l’eau ne peut dissoudre qu’une quantité spécifique d’un composé à une température
donnée. Si on élève la température, on peut augmenter la solubilité du composé dans l’eau.
Ensuite, si la température de la solution s’abaisse, il en résultera une solution sursaturée.2
Dans ce cas la solution contient plus de soluté (du composé ionique) qu’elle devrait
dissoudre à la température ambiante. Dans une telle situation, les ions dissouts dans la
solution risquent de se précipiter, ou se cristalliser; un choc ou la présence d’un germe
cristallin (morceau solide du composé ionique) peut entraîner la cristallisation des ions en
surplus3.
Commentaire [h3]: Recherche
effectuée pour la théorie; références
fournies pour les ressources.
Dans ce laboratoire, nous allons créer une solution sursaturée d’acétate de sodium,
pour ensuite entraîner sa cristallisation en une colonne cristalline. La solubilité de l’acétate
de sodium est de 365 g/L à 20°C4.
But
Observer certaines propriétés des composés ioniques.
Hypothèse
Si on mélange des cristaux d’acétate de sodium avec de l’eau, on s’attend à ce qu’ils
se dissolvent dans l’eau, car l’eau est un solvant polaire et les composés ioniques sont
formés d’ions positifs et négatifs. Ensuite, si on prépare une solution sursaturée d’acétate
de sodium, on peut forcer la formation de cristaux et créer une colonne cristalline en le
faisant tomber goutte à goutte sur son germe cristallin. Les ions en solution reformeront
un solide ionique d’origine ayant une structure cristalline.
1
Ophardt, Charles E. Virtual Chembook. Elmhurst College. Introduction to ionic compounds. [En ligne]
http://www.elmhurst.edu/~chm/vchembook/143Aioniccpds.html (page consultée le 9 mars 2012)
2
Educating online. Solubility Basics – What is Solubility? [En ligne] http://www.solubilityofthings.com/basics (page
consultée le 11 mars 2012)
3
Chem Paths. Saturated and Supersaturated Solutions. [En ligne]
http://chemed.chem.wisc.edu/chempaths/GenChem-Textbook/Saturated-and-Supersaturated-Solutions-846.html
(Page consultée le 10 mars 2012)
4
Wikipedia. Acétate de sodium. [en ligne] http://fr.wikipedia.org/wiki/Ac%C3%A9tate_de_sodium (page consultée
le 10 mars 2012)
Matériel
De l’eau
Une tige en verre
Une balance électronique
Un cylindre gradué de 10 mL
Un Erlenmeyer de 100 mL
Des cristaux d’acétate de sodium trihydraté,
CH3COONa·3H2O
Verre de montre
Commentaire [h4]: Seulement le
matériel utilisé au cours de l’expérience
Une plaque chauffante
Un flacon laveur
Une burette
Une pince à burette
Un support universel
Un entonnoir
Marche à suivre
1. Mesurer 50g d’acétate de sodium trihydraté avec la balance électronique et un
bateau masse.
2. Placer l’acétate de sodium dans un Erlenmeyer de 100 mL propre.
3. Mesurer 5 mL d’eau à l’aide du cylindre gradué.
4. Ajouter à l’Erlenmeyer.
5. Chauffer la solution sur la plaque chauffante.
6. Agiter la solution avec la tige en verre jusqu’à ce que tout l’acétate de sodium soit
dissout. S’il reste des cristaux à l’intérieur ou sur le col de l’Erlenmeyer, les entraîner
au fond avec le flacon laveur.
7. Retirer la solution et la verser doucement dans la burette à l’aide de l’entonnoir.
8. Placer la burette dans la pince à burette attachée au support universel (voir schéma
de montage).
9. Mettre quelques cristaux d’acétate de sodium sur le verre de montre et placer sous
la burette.
10. Ouvrir le robinet de la burette de manière que la solution tombe lentement goutte à
goutte.
11. Observer la formation de la colonne cristalline.
12. Nettoyer tout le matériel utilisé.
Commentaire [h5]: Verbe à l’infinitif
Commentaire [h6]: Une action par
point
Schéma de montage
burette
Pince à
burette
Solution
d’acétate de
sodium
Support
universel
Verre de
montre
Observations
Après 5 minutes sur la plaque chauffante tous les cristaux se sont dissouts. La
solution avait une couleur dorée pâle.
Tableau 1 : Hauteur de la colonne cristalline en fonction du temps
Temps (min)
0
1
2
3
4
5
Commentaire [h7]: Identification du
tableau et titre
Hauteur (cm)
0
3
6
9
12
15
Avec chaque goutte de solution qui tombait sur le germe cristallin, il s’ajoutait une
couche de cristal blanc d’une épaisseur de 2 mm. Après 5 minutes, la colonne mesurait 15
cm de hauteur.
Analyse
Le but de l’expérience était d’observer quelques propriétés physiques des composés
ioniques. On a cru qu’en préparant une solution d’acétate de sodium, on pourrait observer
la solubilité des composés ioniques. De plus, on pensait qu’on pourrait reformer un solide
cristallin en faisant cristalliser une solution sursaturée sur un germe cristallin.
En premier lieu, la préparation de la solution était surprenante. En ajoutant 5 mL
d’eau aux cristaux il ne semblait pas y avoir assez d’eau pour dissoudre tous les cristaux.
D’après la théorie, la solubilité de l‘acétate de sodium dans l’eau est de 365 g/L à 20°C.
Alors notre 5 mL d’eau ne devrait que dissoudre 1,82 g. Mais en chauffant la solution tous
les cristaux ont fini par se dissoudre. Ceci est expliqué par le fait que la solubilité augmente
avec une augmentation de température (énergie)5. D’ailleurs, le graphique ci-dessous
(Figure 1) montre la relation entre la solubilité et la température. Cette expérience a donc
confirmé notre hypothèse et démontré la solubilité d’un composé ionique dans l’eau.
En second lieu, la cristallisation de la solution fut entreprise. La solution,
maintenant sursaturée, devrait se cristalliser sous l’effet d’un choc ou d’un germe cristallin.
On a versé la solution sursaturée dans la burette et laissé tomber goutte à goutte la solution
sur un germe cristallin. La solution se cristallisait au contact et continuait à s’ajouter en
formant une colonne verticale. La colonne résultante démontre que les composés ioniques
sont solides à la température ambiante car les forces intermoléculaires sont assez fortes
pour former une telle colonne. Ceci a donc confirmé notre deuxième hypothèse.
5
Pennsylvania Department of Education. Solutions and Solubility Curves. [En ligne]
http://www.pdesas.org/module/content/resources/18218/view.ashx (page consultée le 13 mars 2012)
Commentaire [H8]: Rappel du but et
des hypothèses
Figure 1. Relation entre la solubilité et la température de divers composés ioniques.6
Dans notre laboratoire il y a eu très peu d’erreurs. Les données recueillies n’étaient
que qualitatives donc on n’a pas pu mesurer la marge d’erreur. Tout au long de
l’expérience il y avait quelques pistes d’améliorations. Lorsqu’on a mis les cristaux
d’acétate de sodium dans le flacon Erlenmeyer plusieurs ont collé aux bords, soit à cause de
la statique ou de l’eau qui restait. À l’aide d’un flacon laveur on a pu forcer les cristaux dans
la solution. Il faut donc faire très attention en versant les « réactifs » dans le flacon
Erlenmeyer et dans la burette. On croit qu’on a été chanceux avec la cristallisation. Pour
plusieurs équipes la solution a cristallisée trop rapidement dans la burette, ou n’a pas
cristallisée du tout sur le verre de montre. D’après nous, il faut s’assurer qu’il ne reste
aucuns cristaux libres dans le flacon Erlenmeyer ou dans la burette. Également, puisqu’on
travaille avec une solution saturée, on croit que la vitesse et l’attention sont importantes
lors de la manipulation.
En conclusion, notre but d’observer des propriétés physiques d’un composé ionique
fut atteint. Nous avons seulement observé 2 propriétés pour un composé ionique, soit la
solubilité et l’état de la matière. Nous aurions pu complémenté celles-ci en vérifiant la
conductivité et le point de fusion de plusieurs composés ioniques à la fois. Aussi, pour
obtenir des données quantitatives vérifiables nous aurions pu mesurer la solubilité en
fonction de la température. Cette expérience mène à plusieurs autres pistes de recherche
intéressantes et facile à concevoir en laboratoire.
6
Pearson Prentice Hall. Solubility. [En ligne] www.pearson.com (page consultée le 8 mars 2012)
Bibliographie
Chem Paths. Saturated and Supersaturated Solutions. [En ligne]
http://chemed.chem.wisc.edu/chempaths/GenChem-Textbook/Saturated-and-SupersaturatedSolutions-846.html (Page consultée le 10 mars 2012)
Educating online. Solubility Basics – What is Solubility? [En ligne]
http://www.solubilityofthings.com/basics (page consultée le 11 mars 2012)
Ophardt, Charles E. Virtual Chembook. Elmhurst College. Introduction to ionic compounds. [En
ligne] http://www.elmhurst.edu/~chm/vchembook/143Aioniccpds.html (page consultée le 9
mars 2012)
Pearson Prentice Hall. Solubility. [En ligne] www.pearson.com (page consultée le 8 mars 2012)
Pennsylvania Department of Education. Solutions and Solubility Curves. [En ligne]
http://www.pdesas.org/module/content/resources/18218/view.ashx (page consultée le 13
mars 2012)
Wikipedia. Acétate de sodium. [en ligne]
http://fr.wikipedia.org/wiki/Ac%C3%A9tate_de_sodium (page consultée le 10 mars 2012)