Relation humide - partie 1

Les composés inorganiques ne sont généralement pas associés à l'humidité, tandis que les composés organiques sont vice versa. Après tout, les premiers sont des roches sèches et les seconds proviennent d'organismes vivants aquatiques. Cependant, les associations répandues ont peu à voir avec la réalité. Dans ce cas, c'est similaire: l'eau peut être extraite des pierres et les composés organiques peuvent être très secs.

L'eau est une substance omniprésente sur Terre, et il n'est pas surprenant qu'elle se retrouve également dans d'autres composés chimiques. Parfois, il est faiblement lié à eux, enfermé en eux, se manifeste sous une forme latente ou construit ouvertement une structure de cristaux.

Tout d'abord. Au début…

… Humidité

De nombreux composés chimiques ont tendance à absorber l'eau de leur environnement - par exemple, le sel de table bien connu, qui s'agglutine souvent dans l'atmosphère torride et humide de la cuisine. Ces substances sont hygroscopiques et l'humidité qu'elles provoquent eau hygroscopique. Or, le sel de table nécessite une humidité relative suffisamment élevée (voir encadré : Combien d'eau y a-t-il dans l'air ?) pour lier la vapeur d'eau. Pendant ce temps, dans le désert, il existe des substances capables d'absorber l'eau de l'environnement.

Combien y a-t-il d'eau dans l'air ?

Humidité absolue est la quantité de vapeur d'eau contenue dans une unité de volume d'air à une température donnée. Par exemple, à 0°С en 1 m³ Dans l'air, il peut y avoir un maximum (pour qu'il n'y ait pas de condensation) d'environ 5 g d'eau, à 20 ° C - environ 17 g d'eau et à 40 ° C - plus de 50 g. Dans une cuisine chaude ou salle de bain, celle-ci est donc assez humide.

Humidité relative est le rapport entre la quantité de vapeur d'eau par unité de volume d'air et la quantité maximale à une température donnée (exprimée en pourcentage).

La prochaine expérience nécessitera du sodium NaOH ou de l'hydroxyde de potassium KOH. Placez un comprimé composé (comme ils sont vendus) sur un verre de montre et laissez-le à l'air pendant un moment. Bientôt, vous remarquerez que la pastille commence à être recouverte de gouttes de liquide, puis à se répandre. C'est l'effet de l'hygroscopicité du NaOH ou du KOH. En plaçant les échantillons dans différentes pièces de la maison, vous pouvez comparer l'humidité relative de ces lieux (1).

1. Précipitation de NaOH sur un verre de montre (à gauche) et le même précipité après quelques heures à l'air (à droite).

2. Dessiccateur de laboratoire avec gel de silicone (photo : Wikimedia/Hgrobe)

Les chimistes, et pas seulement eux, résolvent le problème de la teneur en humidité d'une substance. Eau hygroscopique c'est une contamination désagréable par un composé chimique, et son contenu, de plus, est instable. Ce fait rend difficile la pesée de la quantité de réactif nécessaire à la réaction. La solution, bien sûr, est de sécher la substance. À l'échelle industrielle, cela se produit dans des chambres chauffées, c'est-à-dire dans une version agrandie d'un four domestique.

Dans les laboratoires, en plus des séchoirs électriques (encore des fours), eksykatoire (également pour le stockage de réactifs déjà séchés). Ce sont des récipients en verre, hermétiquement fermés, au fond desquels se trouve une substance fortement hygroscopique (2). Son travail consiste à absorber l'humidité du composé séché et à maintenir l'humidité à l'intérieur du dessiccateur à un niveau bas.

Exemples de déshydratants : Sels de CaCl anhydres.₂ Je MgSO₄, oxydes de phosphore (V) P₄O₁₀ et calcium CaO et gel de silice (gel de silice). Vous trouverez également ces derniers sous forme de sachets déshydratants placés dans des emballages industriels et alimentaires (3).

3. Gel de silicone pour protéger les produits alimentaires et industriels de l'humidité.

De nombreux déshumidificateurs peuvent être régénérés s'ils absorbent trop d'eau - il suffit de les réchauffer.

Il existe également une contamination chimique. eau en bouteille. Il pénètre dans les cristaux lors de leur croissance rapide et crée des espaces remplis de la solution à partir de laquelle le cristal s'est formé, entourés d'un solide. Vous pouvez vous débarrasser des bulles de liquide dans le cristal en dissolvant le composé et en le recristallisant, mais cette fois dans des conditions qui ralentissent la croissance du cristal. Ensuite, les molécules s'installeront « proprement » dans le réseau cristallin, ne laissant aucun vide.

eau cachée

Dans certains composés, l'eau existe sous une forme latente, mais le chimiste est capable d'en extraire. On peut supposer que vous libérerez de l'eau de n'importe quel composé oxygène-hydrogène dans les bonnes conditions. Vous lui ferez abandonner l'eau par chauffage ou par l'action d'une autre substance qui absorbe fortement l'eau. L'eau dans une telle relation eau constitutionnelle. Essayez les deux méthodes de déshydratation chimique.

4. La vapeur d'eau se condense dans le tube à essai lorsque les produits chimiques sont déshydratés.

Versez du bicarbonate de soude dans le tube à essai, c'est-à-dire bicarbonate de sodium NaHCO.₃. Vous pouvez l'obtenir à l'épicerie, et il est utilisé dans la cuisine, par exemple. comme agent levant pour la boulangerie (mais a également de nombreuses autres utilisations).

Placez le tube à essai dans la flamme du brûleur à un angle d'environ 45° avec l'ouverture de sortie face à vous. C'est l'un des principes d'hygiène et de sécurité du laboratoire - c'est ainsi que vous vous protégez en cas de libération soudaine d'une substance chauffée d'un tube à essai.

La chauffe n'est pas forcément forte, la réaction commencera à 60°C (un brûleur d'alcool à brûler ou même une bougie suffisent). Gardez un œil sur le dessus du navire. Si le tube est suffisamment long, des gouttes de liquide commenceront à s'accumuler à la sortie (4). Si vous ne les voyez pas, placez un verre de montre froid sur la sortie du tube à essai - la vapeur d'eau dégagée lors de la décomposition du bicarbonate de soude se condense dessus (le symbole D au-dessus de la flèche indique l'échauffement de la substance) :

5. Le tuyau noir sort du verre.

Le deuxième produit gazeux, le dioxyde de carbone, peut être détecté à l'aide d'eau de chaux, c'est-à-dire solution saturée hydroxyde de calcium Sa (ON)₂. Sa turbidité causée par la précipitation de carbonate de calcium est révélatrice de la présence de CO₂. Il suffit de prélever une goutte de la solution sur une baguette et de la déposer au bout du tube à essai. Si vous n'avez pas d'hydroxyde de calcium, préparez de l'eau de chaux en ajoutant une solution de NaOH à n'importe quelle solution de sel de calcium soluble dans l'eau.

Dans la prochaine expérience, vous utiliserez le prochain réactif de cuisine - le sucre ordinaire, c'est-à-dire le saccharose C.₁₂H2₂O₁₁. Vous aurez également besoin d'une solution concentrée d'acide sulfurique H₂SO₄.

Je vous rappelle immédiatement les règles de travail avec ce réactif dangereux: des gants et des lunettes en caoutchouc sont nécessaires, et l'expérience est réalisée sur un plateau en plastique ou une pellicule plastique.

Versez le sucre dans un petit bécher moitié moins que le récipient est rempli. Versez maintenant une solution d'acide sulfurique en quantité égale à la moitié du sucre versé. Agiter le contenu avec une tige de verre afin que l'acide soit uniformément réparti dans tout le volume. Rien ne se passe pendant un moment, mais tout à coup le sucre commence à noircir, puis devient noir et commence enfin à "quitter" le récipient.

Une masse noire poreuse, ne ressemblant plus à du sucre blanc, rampe hors du verre comme un serpent d'un panier de fakirs. L'ensemble se réchauffe, des nuages ​​de vapeur d'eau sont visibles et même un sifflement se fait entendre (c'est aussi de la vapeur d'eau qui s'échappe des fissures).

L'expérience est attrayante, de la catégorie des soi-disant. flexibles chimiques (5). L'hygroscopicité d'une solution concentrée de H est responsable des effets observés.₂SO₄. Il est si grand que l'eau pénètre dans la solution à partir d'autres substances, dans ce cas le saccharose :

Les résidus de déshydratation du sucre sont saturés de vapeur d'eau (rappelez-vous que lors du mélange de H concentré₂SO₄ beaucoup de chaleur est dégagée avec l'eau), ce qui provoque une augmentation significative de leur volume et l'effet de décollement de la masse du verre.

Piégé dans un cristal

6. Chauffage du sulfate de cuivre cristallin (II) dans un tube à essai. Une déshydratation partielle du composé est visible.

Et un autre type d'eau contenue dans les produits chimiques. Elle apparaît cette fois explicitement (contrairement à l'eau constitutionnelle), et sa quantité est strictement définie (et non arbitraire, comme dans le cas de l'eau hygroscopique). Ce eau de cristallisationce qui donne la couleur aux cristaux - une fois retirés, ils se désintègrent en une poudre amorphe (que vous verrez expérimentalement, comme il sied à un chimiste).

Faites le plein de cristaux bleus de sulfate de cuivre(II) hydraté CuSO₄× 5ч₂Oh, l'un des réactifs de laboratoire les plus populaires. Versez une petite quantité de petits cristaux dans un tube à essai ou un évaporateur (la deuxième méthode est meilleure, mais dans le cas d'une petite quantité du composé, un tube à essai peut également être utilisé ; plus à ce sujet dans un mois). Commencez à chauffer doucement sur la flamme du brûleur (une lampe à alcool dénaturé suffira).

Secouez fréquemment le tube loin de vous, ou remuez la baguette dans l'évaporateur placé dans la poignée du trépied (ne vous penchez pas sur la vaisselle). Au fur et à mesure que la température augmente, la couleur du sel commence à s'estomper, jusqu'à ce qu'il devienne finalement presque blanc. Dans ce cas, des gouttes de liquide s'accumulent dans la partie supérieure du tube à essai. Il s'agit de l'eau retirée des cristaux de sel (les chauffer dans un évaporateur fera apparaître l'eau en plaçant un verre de montre froid sur la cuve), qui s'est entre-temps désintégrée en poudre (6). La déshydratation du composé se déroule par étapes :

Une augmentation supplémentaire de la température au-dessus de 650°C provoque la décomposition du sel anhydre. Poudre blanche anhydre CuSO₄ stocker dans un récipient bien vissé (vous pouvez y mettre un sac absorbant l'humidité).

Vous vous demandez peut-être : comment savons-nous que la déshydratation se produit telle que décrite par les équations ? Ou pourquoi les relations suivent ce modèle ? Vous travaillerez à déterminer la quantité d'eau dans ce sel le mois prochain, maintenant je vais répondre à la première question. La méthode par laquelle nous pouvons observer le changement de masse d'une substance avec l'augmentation de la température s'appelle analyse thermogravimétrique. La substance d'essai est placée sur une palette, appelée balance thermique, et chauffée, en lisant les variations de poids.

Bien sûr, aujourd'hui les thermobalances enregistrent elles-mêmes les données tout en dessinant le graphique correspondant (7). La forme de la courbe du graphique montre à quelle température "quelque chose" se passe, par exemple, une substance volatile est libérée du composé (perte de poids) ou elle se combine avec un gaz dans l'air (alors la masse augmente). Le changement de masse vous permet de déterminer quoi et en quelle quantité a diminué ou augmenté.

7. Graphique de la courbe thermogravimétrique du sulfate de cuivre(II) cristallin.

CuSO hydraté₄ il a presque la même couleur que sa solution aqueuse. Ce n'est pas une coïncidence. Ion Cu en solution₂+ est entouré de six molécules d'eau, et dans le cristal - de quatre, se trouvant aux coins du carré, dont il est le centre. Au-dessus et au-dessous de l'ion métallique se trouvent des anions sulfate, dont chacun "dessert" deux cations adjacents (la stoechiométrie est donc correcte). Mais où est la cinquième molécule d'eau ? Il se situe entre l'un des ions sulfate et une molécule d'eau dans une ceinture entourant l'ion cuivre (II).

Et encore une fois, le lecteur curieux demandera : comment savez-vous cela ? Cette fois à partir d'images de cristaux obtenues en les irradiant aux rayons X. Cependant, expliquer pourquoi un composé anhydre est blanc et un composé hydraté est bleu relève de la chimie avancée. Il est temps pour elle d'étudier.

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