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Cristallisation et évaporation

CollègeChimieÉquilibre instantané solide-liquide pour un soluté donné à titre d’exemple, de solubilité s(T) = 0.20 + 0.005(T - 20) gramme par gramme d’eau

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À propos de cette expérience

Utilisez un récipient de cristallisation transparent pour comparer le refroidissement et l’évaporation. Les deux peuvent réduire la quantité de soluté qui reste dissoute, mais ils modifient des conditions différentes. L’expérience utilise un modèle linéaire de solubilité explicitement indiqué pour un matériau donné à titre d’exemple ; chaque prévision de la masse de cristaux peut donc être vérifiée sans recourir à un tableau empirique non fourni.

Objectifs pédagogiques

  • Récupérez le soluté en refroidissant à masse d’eau constante, puis en faisant évaporer l’eau à température constante. Vérifiez le bilan de soluté.
  • Utilisez les commandes directes de l’appareil, les affichages numériques et des essais reproductibles pour vérifier une prédiction.
  • Expliquez quels effets physiques sont pris en compte et lesquels sont volontairement exclus.

Comment l’utiliser

  1. 1Commencez avec 40 g de soluté dans 100 g d’eau à 80 degrés Celsius. Vérifiez que tout le soluté peut se dissoudre.
  2. 2Refroidissez jusqu’à 20 degrés sans faire évaporer d’eau. Notez la masse des cristaux et la masse dissoute.
  3. 3Rétablissez la température à 80 degrés et faites évaporer 40 % de l’eau. Comparez avec le refroidissement.
  4. 4Pour chaque essai, additionnez le soluté dissous et les cristaux. Expliquez pourquoi cette somme reste inchangée même lorsque la masse totale de la solution diminue.

Le modèle

Masse dissoute à l’équilibre
Bilan du soluté et évaporation du solvant

Hypothèses

  • Le matériau est un soluté idéal donné à titre d’exemple, et non un modèle ajusté à un produit chimique particulier. La solubilité augmente linéairement, passant de 20 g pour 100 g d’eau à 20 degrés Celsius à 50 g pour 100 g d’eau à 80 degrés.
  • L’équilibre solide-liquide est immédiat et des cristaux germes sont disponibles. La sursaturation, le délai de nucléation, les distributions de tailles des cristaux et la chaleur latente sont exclus.
  • Seule l’eau s’évapore. Le soluté est non volatil et la totalité du soluté, solide comme dissous, reste dans le récipient. Les cristaux représentés illustrent la masse ; ils ne correspondent pas à des molécules dénombrées.

À essayer en classe

  1. Q1Pourquoi la masse des cristaux peut-elle augmenter alors que la masse totale de soluté reste constante ?
  2. Q2Quelle quantité d’eau doit rester à 80 degrés pour que 40 g de soluté restent juste dissous dans ce modèle ?

Foire aux questions

S’agit-il de données mesurées sur le nitrate de potassium ?

Non. La loi de solubilité est un modèle illustratif explicite. Les matériaux réels nécessitent leurs propres courbes de solubilité mesurées.

Pourquoi des cristaux apparaissent-ils immédiatement lorsque la capacité de dissolution diminue ?

Le modèle suppose que le système est à l’équilibre et que des cristaux germes sont déjà présents. Il ne prédit ni le temps de nucléation ni la cinétique de croissance.