Réaction explosive du sodium et de l'eau
Détail de l'expérience :
Sommaire
J'ai rendez-vous dans l'après-midi au laboratoire du Collège de St-Maurice, où l'un de mes anciens professeurs a accepté de me présenter diverses expériences.
Nous commençons par sortir les produits : du sodium et du potassium purs, emballés de manière à éviter tout contact avec l'humidité atmosphérique.
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Certains métaux réagissent fortement avec l'eau et doivent être conservés en conséquence
Nous installons ensuite une petite bassine en verre transparent que nous remplissons d'un peu d'eau.
Des parois élevée permettent de limiter les projections
C'est avec le sodium que nous débutons l'expérience. Un petit morceau (moins d'un quart de centimètre !), est coupé directement dans le métal et déposé prudemment dans l'eau. La réaction est explosive.
Le métal explose et se fragmente au contact de l'eau
Sous l'effet de la chaleur dégagée, le métal restant fond et forme alors une petite boule liquide, maintenue à la surface par la production de gaz.
Le métal liquide flotte à la surface
Ce gaz est du dihydrogène (H2), qui est produit par la réaction d'oxydoréduction du sodium et de l'eau :
2Na + 2H2O --> 2NaOH + H2
Le dihydrogène est très inflammable, voir explosif lorsqu'il entre en contact avec l'oxygène.
Si la chaleur est suffisante, le gaz s'enflamme
La soude produite (NaOH) étant une base forte, elle peut-être mise en évidence par l'ajout de phénolphtaléine dans l'eau initiale. Les dépôts de produit sont alors nettement visibles.
Les dépôts de soude, respectivement sans et avec phénolphtaléine (© IS)
C'est à présent au tour du potassium. La réaction est la même, mais elle est plus forte et rapide que celle du sodium, car le métal est moins électronégatif :
2K + 2H2O --> 2KOH + H2
Il est nécessaire d'utiliser de très petits morceaux et de se tenir à l'écart du récipient pour éviter les projections.
La bille de potassium parcourt la surface du liquide (© IS)
Le métal a une fâcheuse tendance à coller sur les bords du récipient. L'ajout de liquide à vaisselle peut permettre d'éviter ce désagrément.
Le métal adhère aux parois (© IS)
Après ces deux métaux, nous décidons de tester la réaction du calcium. De petites granules sont ajoutées dans l'eau
Granulés de calcium
La réaction du calcium est nettement moins forte que celle des deux métaux précédents, car il est dans ce cas nécessaire d'échanger deux électrons par molécule au lieu d'un, d'où un ralentissement et une diminution des effets :
Ca + 2H2O --> Ca(OH)2 + H2
Les granules commencent par couler en produisant des petites bulles de dihydrogène.
Le calcium coule et produit du gaz
Le gaz s'accumulant finit par faire remonter le métal à la surface à mesure que les bulles grossissent.
Les bulles font remonter les particules
Il est intéressant de constater à quel point la vitesse d'oxydation des métaux peut varier selon leur nature. Pour le sodium et le potassium, cette réaction est si rapide qu'elle en est explosive. A l'inverse, l'oxydation du fer se déroule sur de longues périodes, il s'agit de la rouille contre laquelle nous luttons au quotidien.
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