Sursaturation, cristallisation exothermique

[invite8a0aba44]

Bonjour,

Je suis en école d'ingénieur en mécanique et je ne m'y connais pas beaucoup en chimie. J'aimerais comprendre le phénomène de sursaturation, de cristallisation. J'ai étudier la réaction de l'acétate de sodium (Chaufferette) et j'aimerais savoir si ce phénomène fonctionne avec d'autre produit ? J'ai vu qu'il était possible de faire une cristallisation à partir d'une solution sursaturée en sulfate de cuivre. Etant donné que le point de fusion de cette solution est de 110 °C, est ce que sa cristallisation est une réaction exothermique ?

Merci d'avance pour votre aide.
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[moco]

Bonsoir,
Les phénomènes de sursaturation, et de surfusion, ne se produisent qu'avec certaines substances, sans qu'on sache très bien pourquoi cela va avec celles-l-à et pas avec d'autres. On connaît bien le cas de l'acétate de sodium, et du thiosulfate de sodium, qu'on peut aisément démontrer en classe. Mais on ignore pourquoi cela ne va moissine avec d'autres substances. Le phénomène peut s'expliquer par les considérations suivantes. Quand on refroidit une solution saturée chaude, il arrive un moment où il devrait se déposer un peu de soluté. Mais aucune molécule ne se sent privilégiée pour déclencher le phénomène. Chacune pense que c'est à la voisine à amorcer le premier germe de cristallisation. Résultat, la solution reste sursaturée. Il suffit qu'on jette une impureté ou un petit cristal dans cette solution froide pour que la cristallisation démarre instantanément autour de cette amorce. Cette opération dégage de la chaleur, bien sûr. C'est la même quantité de chaleur qu'il faut fournir pour dissoudre le solide dans l'eau. La dissolution est endothermique, puisqu'il faut fournir de l'énergie pour séparer les ions du cristal et les amener en solution. A l'inverse, la cristallisation est exothermique et chauffe le liquide.
Il ne me semble pas que le sulfate de cuivre fasse des solutions sursaturées. S'il en fait, elles ne doivent pas se conserver longtemps. Par contre, les solutions de thiosulfate ou d'acétate peuvent se conserver plusieurs jours. Quoi qu'il en soit, la solution de sulfate de cuivre n'a pas un point de fusion à 110°C comme tu le dis. Tu voulais probablement parler du point d'ébullition.

[invite8a0aba44]

Bonsoir Moco,

Je vous remercie pour votre retour rapide et limpide.

Si je comprends bien, rompre les liaisons entre des molécules nécessite un apport d'énergie (donc réaction endothermique) en revanche la formation de ces liaisons génere de l'énergie (réaction exothermique).

Concernant le sulfate de cuivre, je me suis peut être mélangé les pinceaux entre cristallisation et sursaturation (https://www.youtube.com/watch?v=7hzkNUvehGg).

Du coup, je me pose une autre question, puisque la formation d'un cristal est dû à une création de liaisons entre les molécules, est ce donc une réaction exothermique ?

Merci encore pour votre aide

[HarleyApril]

Bonjour

La cristallisation n'est pas toujours exothermique, de même que la dissolution n'est pas toujours endothermique.

Il faut considérer les deux états :
- le solide avec les liaisons entre les ions ou molécules
- la solution avec les ions ou molécules solvatées
C'est la différence d'énergie entre ces deux états qui va conduire au dégagement de chaleur dans un sens ou dans l'autre. (conservation de l'énergie totale du système)

Cordialement

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite8a0aba44]

Bonjour, je vous remercie.

Je voulais savoir s'il y avais une méthode pour calculer l'énergie nécessaire pour faire fondre le cristale acétate de sodium trihydraté ?

[HarleyApril]

C'est une grandeur qui va plutôt se mesurer (calorimétrie).
A moins de la trouver déjà mesurée !

Cordialement

[invite8a0aba44]

Bonjour,

Je me suis penché sur l'étude énergétique !

Admettons que je veuille calculer la quantité d'acétate de sodium nécessaire pour chauffer 500 ml d'eau de 10°C à 20°C. Cela signifie qu'il faut apporter 500 x (20-10) = 5000 cal.

En utilisant la formule de la réaction chimique on peut en déduire l'énergie/ mol

Na+ + CH3COO- + 3 H2O ---> NaCH3COO.3H2O

-1603 + 240 + 488 + 3 * 286 = - 17 kJ/mol

La masse molaire de NaCH3COO.3H2O est de 22.99 + 2 x 12.011 + 3 x 1.008 + 2 x 15.999 +3 x (2 x 1.008 + 15.999) = 136.031 g / mol

On peut ainsi convertir 17 KJ/mol en 125 J/g → (17 x 1000 / 136.031)
4.184 J = 1 calorie

soit 125 J/g = 29.8 cal/g

On souhaite obtenir 5000 cal donc 5000/29.8 = 167g.

Pourriez vous me dire si ma méthode est correcte ?

Je vous remercie par avance

Cordialement

[moco]

Bonjour,

Ton calcul est correct, s'il part des valeurs exactes pour les chaleurs de formation (que je n'ai pas vérifiées)
Mais pour que ton opération soit faisable, il faut prendre 167 g d'acétate de sodium trihydraté, le chauffer pour le fondre, mettre ce liquide dans un récipient le plus léger possible, laisser refroidir ce sel fondu à 20°C, sans qu'il cristallise. Puis il faut mettre ce récipient dans ou au contact du récipient contenant tes 500 mL d'eau à 10°C, amorcer la cristallisation en jetant une amorce, et attendre, S'il nm'y a pas de pertes, ton eau se réchauffera à 20°C.

Ceci dit, j'aimerais commenter le message numéro 4 de Harley April. Il dit que les dissolutions ne sont pas toujours endothermiques. C'est vrai. mais c'est rare. Et une dissolution exothermique est toujours une dissolution qui est couplée à une réaction chimique exothermique.
Par exemple, le sulfate de cuivre hydraté du commerce CuSO₄·5H₂O se dissout de manière endothermique. La dissolution de ce sel bleu entraîne un léger abaissement de température (de quelques degrés). On obtient une solution bleue contenant l'ion bleu [Cu(H₂O)₄]²⁺. Par contre, si on chauffe ce composé à plus de 150°C, il perd ses 5 molécules d'eau et se transforme en CuSO₄ anhydre et gris-blanc. Ce sel anhydre se dissout dans l'eau en dégageant de la chaleur, et on obtient la même solution bleue qu'avec le sel hydraté. Dans ce cas, le sel anhydre commence par récupérer les 5 H₂O qu'il a perdu pendant le chauffage, et cette opération dégage beaucoup de chaleur, beaucoup plus que les quelques Joules qu'il faut fournir pour dissoudre ensuite le sel hydraté.