Servez chaud: chauffer nourriture et boissons avec l’énergie chimique Teach article

Traduit par Maurice A. Casimir. Avez-vous jamais eu très envie d’une boisson ou d’un repas chaud sans avoir de feu ou de fourneau à portée de main? Marlene Rau présente deux activités tirées du portail de ‘Lebensnaher Chemieunterricht’ utilisant des réactions chimiques pour…

Plats à réchauffer

Les plats à réchauffer – développés au départ pour un usage militaire – sont des plats tout prêts emballés pour être réchauffés tels quels. On peut les chauffer de plusieurs façons – en pressant un bouton sur l’emballage, en dépliant et secouant l’emballage, ou en mélangeant le contenu d’un emballage dans un autre et en attendant quelques minutes – toujours en utilisant des réactions exothermiques. On peut utiliser ces plats pour engager les élèves à étudier de telles réactions de manière relativement sûre sans utiliser de brûleur. Il y a en plus la valeur ajoutée de la discussion sur les aspects écologiquement négatifs des emballages jetables.
On utilise pour l’expérience suivante le système de réchauffage de nourriture Crosse & Blackwell, basé sur la réaction du magnésium avec l’eau salée pour produire de l’hydrogène:

Mg (s) + 2H₂O (l) -> Mg²⁺ (aq) + H² (g) ↑ + 2OH^– (aq)

s: solide; l: liquide; g: gazeux; aq: en solution; la flèche verticale indique un dégagement de gaz.

Cette réaction est très lente du fait de sa passivation, si bien qu’on ajoute du fer et du sel pour l’activer. La passivation est le processus selon lequel un produit est rendu moins réactif, habituellement du fait du dépôt d’une couche d’oxyde à sa surface : si vous placez une bande de magnésium dans de l’eau froide, sa surface s’oxydera en hydroxyde de magnésium (Mg(OH)₂), et ce revêtement empêchera toute réaction ultérieure.

Par conséquent, on ajoute du fer au magnésium dans le système de réchauffage, ce qui conduit à la production d’une pile locale – par corrosion à petite échelle qui se produit lorsque deux métaux différemment réactifs sont en contact en milieu humide – ce qui accélère la réaction exothermique. Comme le potentiel réducteur du magnésium est inférieur à celui du fer (le métal le moins réactif), les électrons passeront du magnésium au fer, et seulement alors à l’eau. Bien que des cations de magnésium (Mg²⁺) et des anions d’hydroxyde (OH^–) continuent à se former, ils ont séparés par le fer en ne peuvent se combiner pour former de l’hydroxyde de magnésium. Il en résulte que le magnésium n’est pas rendu passif par une couche de d’hydroxyde de magnésium, ce qui diminuerait sa réactivité.

Comme les ions de magnésium et d’hydroxyde de charges différentes sont mobiles, ils formeraient rapidement de l’hydroxyde de magnésium dans l’eau pure, la charge s’équilibrerait et la réaction se ralentirait à nouveau. Pour empêcher cela, on ajoute du chlorure de sodium à l’eau, si bien que les ions sodium (Na⁺) et chlorure (Cl^–) du sel peuvent migrer vers les ions magnésium et hydroxyde en équilibrant la charge.

On peut utiliser l’expérience pour introduire et discuter les thèmes du transfert d’électrons, de la pile locale, de la passivation, des anodes galvaniques et de la composition de l’eau (liaisons covalentes, polarité et degré d’oxydation). Il faut environ 45 minutes plus le temps de la discussion et le tout a été testé avec succès sur des élèves de 14 ans pour l’étude des réactions de transfert d’électrons et de la corrosion, ainsi qu’avec des élèves plus âgés pour des travaux pratiques d’électrochimie.

Matériel

Matériel de démonstration

• Bande de magnésium
• Solution saturée de chlorure de sodium froide (non chauffée) (eau salée)
• Solution de phénolphtaléine
• Un emballage de plat à réchauffer Crosse & Blackwell (disponible chez de nombreux fournisseurs)^w1
• Un verre résistant à la chaleur
• Un thermomètre de laboratoire

Matériel par groupe

• Un sachet de thé vide
• Une petite quantité (quelques grains, couvrant le bout d’une spatule) du mélange de poudre de magnésium / fer retiré d’un emballage de plat à réchauffer Crosse & Blackwell. Le mélange par le groupe des poudres de magnésium et de fer a tendance à ne pas marcher, car il est déjà partiellement oxydé. Le mélange de poudres dans l’emballage du plat à réchauffer est scellé sous vide.
• Une seringue de 50 ml

• 10 ml de solution saturée de chlorure de sodium
• Une seringue de 20 ml
• Un robinet d’arrêt trois voies
• Un petit bécher
• Un tube plastique s’adaptant sur les embouts du robinet d’arrêt (environ 10 cm de long)
• Un bol rempli d’eau
• Une chandelle allumée
• Un tube à essai
• Solution de phénolphtaléine < 1% en poids

On peut se procurer les matériaux plastiques requis pour l’expérience comme partie de l’ensemble ChemZ^w2 développé en collaboration avec le projet Lebensnaher Chemieunterricht (LNCU)^w3 mais ils sont également disponibles chez la plupart des fournisseurs de matériel médical et de laboratoire.

Protocole opératoire

1. Passer un film sur les plats à réchauffer^w4.
2. Montrer le plat à réchauffer aux élèves.
3. Verser le contenu de l’emballage du plat à réchauffer dans un verre résistant à la chaleur avec un thermomètre et observer la réaction – il y a augmentation de température et des bulles s’échappent.

   N.B: si vous n’utilisez que le contenu de deux des quatre emballages du mélange magnésium / fer, vous pouvez conserver le contenu des deux autres pour les expériences des élèves – cela suffira pour environ 20 groupes d’élèves. Même avec deux emballages seulement pour la démonstration, le plat à réchauffer atteindra une température de 100°C après environ une minute.

4. Discussion: pourquoi cela marche-t-il ? Qu’est-ce qui se passe ? Quel gaz est-il produit ?
5. Expliquez la réaction du magnésium – ignorez le fer et le sel pour le moment.
6. Montrez qu’une bande de magnésium ne réagit que peu en présence d’une solution saturée de sel (qui est ce que l’on ajoute dans le plat à réchauffer) : quelques bulles de gaz sont visibles, et l’ajout d’une goutte de solution de phénolphtaléine donne une couleur rose clair.
7. Avant de commencer, montrez comment réaliser un test pour le gaz oxhydrique: maintenez le haut d’un tube à essai près d’une flamme, en permettant au gaz du tube de brûler. Il y a deux résultats positifs possibles:
   1. Si le tube contient à la fois de l’hydrogène et de l’oxygène, l’hydrogène brûlera avec un ‘pop assez aigu’. Dans des conditions de laboratoire normales, c’est un résultat normal, car le tube contiendra aussi de l’oxygène de l’air.
8. Si le tube est rempli d’hydrogène il n’y aura pas de son, mais le gaz brûlera avec une flamme incolore et l’eau résultante formera un brouillard sur le tube à essai. En outre, la réaction exothermique chauffera le tube. Les élèves considèrent souvent cela de façon erronée comme un résultat négatif (pas d’hydrogène présent).
9. Placez les élèves par groupes de trois pour réaliser l’expérience de réchauffement du plat. Du fait de l’augmentation de température résultante, la réaction s’accélère, si bien qu’il vaut mieux la réaliser à petite échelle (ce qui est suggéré ici).

   De l’hydroxyde de magnésium est produit à la pile locale. Si on le désire, on peut le détecter à la phénolphtaléine (voir ci-dessous).

10. Distribuez la feuille de travail (voir ci-dessous ou téléchargez-la de ci-après) décrivant la manière de réaliser l’expérience de réchauffement de plat. Les élèves sont désormais prêts à commencer.

Feuille de travail de l’élève

Avertissement: Porter des lunettes de protection. La réaction produit des gaz hautement inflammables – soyez prudent. Voir également la notice générale sur la sécurité.

1. Mettre le mélange de poudres métalliques dans un sachet de thé vide et introduire le tout dans une seringue de 50 ml (sans le sachet, la poudre pourrait bloquer la seringue). Presser pour chasser l’air.
2. Remplir la seringue de 20 ml avec de l’eau salée et la connecter à la grande seringue à l’aide d’un robinet d’arrêt à trois voies.
3. Ouvrir le robinet pour laisser les deux produits se mélanger dans le système fermé.
   Le gaz se rassemble dans l’une des seringues pendant que la réaction se poursuit.
4. Dès que l’on a collecté plus de 25 ml de gaz, ouvrir le robinet d’arrêt et laisser l’eau salée s’écouler, en la recueillant dans un bécher.
   Note sur la sécurité: du fait de l’élévation de température résultante, la réaction s’accélère (réaction en chaîne). Surveillez-la soigneusement pour vous assurer de laisser l’eau s’écouler hors de la seringue avant que le gaz produit n’éjecte le piston de la seringue.

5. Une fois l’eau écoulée, fermer le robinet pour piéger le gaz dans la seringue, et relier le tube plastique au robinet. S’il se produit encore du gaz, laisser le robinet ouvert.

6. Presser le piston de la seringue pour transférer le gaz dans le tube à essai par dépression pneumatique (utiliser le tube plastique, le bol d’eau et le tube à essai comme indiqué dans le schéma).
7. Réaliser le test hydrogène en présentant l’orifice du tube à essai à une flamme (voir schéma de droite), en s’assurant de tenir le tube suffisamment près de la flamme. Le test doit être positif.

En option: ajouter une goutte de solution de phénolphtaléine à l’eau recueillie dans le bécher. Que se produit-il ? Pourquoi ?

Note santé – sécurité: on peut rejeter les liquides restants à l’évier. Nettoyer les matériaux plastiques à l’eau et les laisser sécher.

Discussion

D’autres réactions communément utilisées pour les plats à réchauffer incluent l’oxydation du fer, la réaction du chlorure de calcium avec l’eau (voir ci-après) ou, pour le refroidissement, la réaction d’un engrais au nitrate d’ammonium avec l’eau.

D’autres expériences telles que la préparation de vos propres emballages de plats à réchauffer ou à refroidir, ou la détermination de la teneur en oxygène dans l’air à l’aide de la réaction d’oxydation du fer utilisée pour les plats à réchauffer sont décrites dans le site Web du LNCU^w3.

La présente activité fait également partie d’une leçon dans laquelle les élèves développement un scenario pour un programme scientifique de la TV destiné à répondre aux questions des spectateurs sur la fonction des plats à réchauffer. La version anglaise de ce document de travail est disponible sur le site Web de Science in School^w5, l’allemande sur le site Web du LNCU^w3.

Un café chaud quasi instantané

Les élèves chauffent du café en utilisant du chlorure de calcium anhydre et de l’eau dans cette activité. Celle-ci entre bien dans un module d’enseignement sur la dissolution des sels dans l’eau pour introduire les aspects énergétiques du processus. Les élèves doivent être déjà familiarisés avec les liaisons ioniques et covalentes. L’activité est bien adaptée à des groupes de trois élèves âgés d’au moins 14 ans.

Il est possible de discuter de l’énergie de liaison, en utilisant par exemple des emballages refroidis en jouant sur une réaction endothermique entraînée par la courbure d’une plaque métallique. On peut donc utiliser l’activité pour introduire la notion d’énergie d’hydratation et démontrer qu’une réaction dans laquelle certains sels se dissolvent est une réaction exothermique.

L’activité est relativement sans danger – l’aspect le plus dangereux est celui de la possibilité de casser du verre en ne le manipulant pas avec précaution.

Matériel par groupe

• Environ 10 g de chlorure de calcium anhydre
• Béchers de different volumes
• Eau
• Mousse de polystyrène / polystyrène (utiliser des morceaux suffisamment grands car des pièces plus petites sont un inconvénient lorsqu’elles se chargent électriquement et ‘collent’ partout)
• Deux thermomètres de laboratoire
• Café en poudre soluble
• Autres objets pour éveiller l’imagination des élèves, comme des bandes de caoutchouc, des feuilles, des batteries, etc.

Approches potentielles

Deux problèmes auxquels les élèves sont souvent confrontés: ajouter trop peu de chlorure de calcium à l’eau (plus il y en a, plus il y a de dégagement de chaleur) et oublier d’isoler les béchers.

Une solution simple est d’improviser un petit bain-marie en mettant l’eau et le chlorure de calcium dans un grand bécher et en fixant de la mousse de polystyrène autour du bécher avec une bande adhésive. On peut alors chauffer le café dans un bécher plus petit placé dans le bain-marie improvisé.

Le meilleur résultat, dans le contexte du projet LNCU (voir encadré), a été obtenu en remplissant un petit bécher avec de l’eau et en le mettant dans un bécher plus grand avec une couche de mousse de polystyrène entre les deux pour l’isolation. Les élèves avaient alors mis le chlorure de calcium, auquel ils avaient ajouté très peu d’eau, en place dans une petite boîte. Ils avaient laissé celle-ci reposer dans l’eau à l’aide d’un fil attaché et d’une pierre pour faire du poids. La température des 50 ml de café était passée de 0 à 44°C en moins d’une minute.

Discussion

Discuter la contradiction apparente entre le comportement d’emballages froids dans les expériences précédentes et l’expérience tout juste réalisée – dans ce cas, le processus de mise en solution n’est pas endothermique. Dans les emballages froids, il faut plus d’énergie pour rompre la liaison moléculaire du sel (énergie de liaison) que ce qu’il en est libéré quand les molécules d’eau entourent les ions (énergie d’hydratation). L’énergie requise provient de l’extérieur, si bien que la solution se refroidit. Dans l’expérience sur le café, au contraire, l’énergie d’hydratation est supérieure à l’énergie de liaison, si bien que le processus dans son ensemble est exothermique. Energies d’hydratation et de liaison sont des caractéristiques déterminées d’un sel donné.

Expérience supplémentaire

En complément à ce qui précède, les élèves pourraient essayer d’atteindre la température la plus basse possible en utilisant du chlorure de calcium, du chlorure de sodium et de la glace. Ils pourraient être surpris de constater que l’addition de chlorure de calcium anhydre à de la glace (plutôt qu’à de l’eau) n’augmente pas la température. Cela est dû à ce que les liaisons hydrogène doivent d’abord être rompues dans les cristaux de glace, ce qui exige de l’énergie, si bien que le processus complet est endothermique.