La chimie du cola: Découvrir et apprendre en 21 expériences 9782759825936

Citation preview

la

CHIMIE du

Translation from the English language edition of: The Chemistry of Cola © UniPress Books Ltd 2020

Traduction et mise en page de l’édition française : Benjamin Peylet ISBN (papier) : 978-2-7598-2592-9 ISBN (ebook) : 978-2-7598-2593-6

Tous droits de traduction, d’adaptation et de reproduction par tous procédés, réservés pour tous pays. La loi du 11 mars 1957 n’autorisant, aux termes des alinéas 2 et 3 de l’article 41, d’une part, que les «  copies ou reproductions strictement réservées à l’usage privé du copiste et non destinés à une utilisation collective », et d’autre part, que les analyses et les courtes citations dans un but d’exemple et d’illustration, « toute représentation intégrale, ou partielle, faite sans le consentement de l’auteur ou de ses ayants droit ou ayants cause est illicite  » (alinéa 1er de l’article 40). Cette représentation ou reproduction, par quelque procédé que ce soit, constituerait donc une contrefaçon sanctionnée par les articles 425 et suivants du code pénal.

© EDP Sciences, 2021 AVERTISSEMENT DE SÉCURITÉ Les expériences décrites dans ce livre doivent être réalisées sous la supervision d’un adulte et avec toutes les précautions nécessaires, en particulier pour ce qu’il s’agit des allergies et intolérances alimentaires. Les instructions de chacune des expériences ne doivent pas se substituer au bon sens bien informé des participants. L’auteur et l’éditeur déclinent par avance toute responsabilité quant aux incidents qui pourraient survenir lors de la réalisation de ces expériences.

la

CHIMIE du

LE MONDE FABULEUX DE LA

SCIENCE EN CUISINE D R JA M IE GA L L AG H E R

SOMMAIRE 6

INTRODUCTION

48 DÉCOUVRIR : Réactions acidobasiques

CHAPITRE 1 : ÉTATS DE LA MATIÈRE

50 EXPÉRIMENTER : Détective acide 52 DÉCOUVRIR : Super savon

10 DÉCOUVRIR : Chimie du cola

54 APPRENDRE : Chasse aux moles

DÉCOUVRIR : Solide, Liquide, Gaz 14 DÉCOUVRIR : Quand un liquide

55 APPRENDRE : Question brûlante

12

16

58 DÉCOUVRIR : Maths et chimie

EXPÉRIMENTER : Fluide non

60 APPRENDRE : Bon équilibre

newtonien 18

56 EXPÉRIMENTER : Dents terrifiantes

n’en est pas un

DÉCOUVRIR : Surprise glacée

20 APPRENDRE : Chimie de cuisine

APPRENDRE : Au labo 62 EXPÉRIMENTER : Dépêchons !

61

APPRENDRE : Substances et états 22 EXPÉRIMENTER : Glace dilatée 24 EXPÉRIMENTER : Glace surfondue 26 EXPÉRIMENTER : Nuage en bocal

68 DÉCOUVRIR : Tableau périodique

28 EXPÉRIMENTER : Glace et huile

70 EXPÉRIMENTER : Fer comestible

21

30 DÉCOUVRIR : Tourbillon d’eau chaude

CHAPITRE 3 : COMPOSANTS CHIMIQUES 66 DÉCOUVRIR : Diviser l’indivisible

72 APPRENDRE : Chasse aux éléments

32 EXPÉRIMENTER : Sous pression

74 DÉCOUVRIR : Connexions chimiques

34 EXPÉRIMENTER : Plongeur cartésien

76 APPRENDRE : Succès périodique

36 APPRENDRE : Tester les températures

77 APPRENDRE : Échange électronique

37 APPRENDRE : Monter le chauffage

78 DÉCOUVRIR : Magnifiques molécules

CHAPITRE 2 : SOLUTION

80 DÉCOUVRIR : Surfaces rapides

40 DÉCOUVRIR : Êtes-vous concentré ?

82 APPRENDRE : Dessins chimiques

42 DÉCOUVRIR : Moles massives

86 EXPÉRIMENTER : Fontaine pétillante

44 DÉCOUVRIR : Acides

88 EXPÉRIMENTER : Découvrir la diffusion

46 DÉCOUVRIR : Solution de base

84 APPRENDRE : Surfaces suspectes

CHAPITRE 4 : CHIMIE EN CUISINE

CHAPITRE 6 : COLA À EMPORTER

92 DÉCOUVRIR : Science sucrée

134 DÉCOUVRIR : Plastique Fantastique ?

94 EXPÉRIMENTER : Une ou deux cuillères ?

136 DÉCOUVRIR : Une brève histoire des polymères

96 DÉCOUVRIR : Du maïs au cola

138 DÉCOUVRIR : Pollution plastique

98 DÉCOUVRIR : Énergie indestructible

140 EXPÉRIMENTER : Réduire la pollution

100 DÉCOUVRIR : Boisson énergisante

142 DÉCOUVRIR : Canette

102 EXPÉRIMENTER : Arc-en-ciel de densité

144 DÉCOUVRIR : Recyclage

104 EXPÉRIMENTER : Sucre coulant

147 APPRENDRE : Recyclage et réutilisation

106 DÉCOUVRIR : Plus sucré que le sucre

146 APPRENDRE : Problèmes polymères

108 DÉCOUVRIR : Huiles essentielles

148 DÉCOUVRIR : Embouteiller

110 DÉCOUVRIR : Réveil à la caféine

150 LES RÉPONSES

112 DÉCOUVRIR : Sucre cristal

156 INDEX

114 EXPÉRIMENTER : Culture de cristal

160 CRÉDITS

116 DÉCOUVRIR : Secrets du cola 118 EXPÉRIMENTER : Couleur de bonbons

CHAPITRE 5 : GROS PLAN SUR LE COLA 122 EXPÉRIMENTER : Cola sans couleur 124 EXPÉRIMENTER : Nettoyage au cola 126 DÉCOUVRIR : Fuite de gaz 128 DÉCOUVRIR : Un océan de cola 130 APPRENDRE : Préserver les apparences

PHOTOGRAPHIQUES

6 INTRODUCTION

INTRODUCTION

L

a chimie est tout autour de nous. Ce sont les médicaments que nous avalons, l’air que nous respirons et le cola que nous

buvons. La chimie est cette branche de la science qui s’intéresse à la matière, depuis les atomes (les briques élémentaires) jusqu’aux molécules, grands et complexes assemblages de milliers d’atomes liés. Les chimistes cherchent à savoir de quoi les choses sont faites, comment elles se forment, pourquoi elles se comportent comme elles le font. La chimie est parfois désignée comme la science centrale car elle relie bien des autres domaines scientifiques et parfois s’y superpose. La physique nous donne le mouvement des planètes, la chimie leur constitution et leur habitabilité. La biologie décrit le phénomène de la sélection naturelle, la chimie nous fait comprendre les liaisons de l’ADN. Grâce à ce livre, vous verrez le monde qui nous entoure d’un jour nouveau. Vous découvrirez, par ses exemples simples, des aspects essentiels de la chimie. Votre cuisine deviendra votre laboratoire lors des expériences qui jalonnent les différents chapitres. Toutes sont décrites pas à pas et font appel à des ingrédients faciles à trouver. Pourquoi les boissons sucrées sont -e mauvaises po lles ur dents ? Voir pa vos ge 56 !

LA CHIMIE DU COLA 7

Glace et feu, eau et huile, fruits et

dans la Lancez-vous ie aux ph ra chromatog ! pages 118–119

arômes – en lisant ces pages, vous explorerez un grand nombre de sujets, de ce que nous mangeons à ce que nous jetons. Vous découvrirez ce que sont les acides et comment les tester chez vous. Vous rétrécirez pour parcourir le monde des atomes et des molécules. Vous cultiverez des cristaux, ferez fondre du plastique, créerez des nuages et écraserez des bouteilles. Tout ça pour la gloire de la chimie. Le savoir scientifique de ce livre vous aidera à comprendre la chimie, que ce soit celle des laboratoires ou des réactions à grande échelle dans l’environnement. Et vous trouverez en chemin bien des opportunités de tester vos nouvelles connaissances chimiques avec des quiz et des questions.

Devenez expe rt glace à la page en 18. nt six contie lus de la o c de s et p férent 000 000 if d s e 0 000 imiqu z plus nts ch 00 000 00 s en saure éléme u 0 o 8–69. 0 V 6 . 0 les ges 00 10 00 s et molécu sant les pa li e d’atom lements en é s le sur

NETTE UNE CA

CHAPITRE 1

ÉTATS DE LA MATIÈRE DÉCOUVRIR... APPRENDRE... EXPÉRIMENTER...

10 ÉTATS DE LA MATIÈRE

DÉCOUVRIR : CHIMIE DU COLA La chimie du cola n’aboutit pas qu’à son goût. Le cola se reconnaît aussi tout de suite à sa couleur caractéristique, et ça n’a rien d’un hasard. Experts culinaires et chimistes travaillent depuis longtemps avec des spécialistes en marketing pour élaborer des produits aussi beaux qu’ils sont bons. Cette section s’intéresse à cette couleur bien connue. Imaginons que vous décidiez de fabriquer votre propre cola à l’aide des ingrédients listés sur la bouteille. Vous mélangez de l’eau gazeuse, du sucre, de l’acide phosphorique et de la caféine. Eh bien, vous obtiendrez un liquide clair, incolore et pétillant. Les arômes artificiels ne modifieront pas beaucoup cette apparence : ce n’est qu’après l’ajout du E150d que cela ressemblera à du cola. Mais pourquoi le fabricant se fatigue-t-il à ajouter de la couleur ? Pour le savoir, il faut s’intéresser à l’histoire du cola.

CRÉATION DE LA COULEUR Depuis sa création en 1886, les fabricants se sont efforcés de préserver le goût et l’apparence caractéristiques du cola, malgré les changements de recette. La recette originale est entrée dans la légende : on raconte qu’elle n’était connue que de quatre personnes avant la mort de son créateur, le Dr Pemberton, en 1888. Elle a été reconstituée au fil des années et on sait à présent que ce mélange de saveurs vient de diverses essences (agrumes, cannelle,

muscade et autres), et que l’amère noix de cola était employée pour ajouter de la caféine. Pour masquer son amertume, Pemberton avait ajouté du sucre, en partie dilué, en partie transformé en caramel. C’est ce dernier qui a donné la couleur bien connue.

11

Bien qu’il n’y ait plus de caramel dans le cola, les fabricants ont conservé l’apparence qu’il donnait à la boisson en ajoutant des colorants. En particulier du E150d, un agent colorant soluble qui va du jaune au brun foncé. On en trouve dans de nombreux aliments et boissons dans les mêmes tons, du café à la nourriture pour chat. L’ajout de couleur contribue bien peu à l’aspect gustatif du cola, mais cela permet de lui donner l’apparence que le consommateur attend.

r 3 pou 122–12 pages uand on rrive q e qui a ola ! c ir r v décou du lait au c ge mélan

OIR ALLEZ V

Noix de s é c h co l a ées

Les chimistes savent modifier la couleur des aliments et même leur donner un aspect doré ou argenté à l’aide des additifs E, de 100 à 199. On s’inquiète souvent de leur ajout, mais trouver ces codes numériques sur une étiquette n’a rien d’alarmant. Ils sont là avant tout par facilité d’usage et obligation légale et désignent des composés chimiques ; là où « colorant alimentaire brun » est un peu vague, E150d est spécifique. Et ces codes ne servent pas qu’aux colorants : E300 désigne par exemple la vitamine C.

TROMPER L’ŒIL Ajouter de la couleur aux boissons pour les rendre plus appétissantes n’est pas la seule astuce des chimistes. Lors de votre prochaine visite au supermarché, observez de près les bouteilles d’eau. De quelles couleurs sont-elles ? On pourrait penser qu’elles sont toutes transparentes, comme les bouteilles de cola, mais certaines des plus chères sont en réalité légèrement bleutées. On a ajouté un pigment bleu au plastique car les clients ont tendance à penser que les bouteilles un peu bleues sont plus propres et plus fraîches que les transparentes.

12 ÉTATS DE LA MATIÈRE

DÉCOUVRIR : SOLIDE, LIQUIDE, GAZ Chacun construit sa compréhension du monde différemment, mais les chimistes partent souvent des états de la matière : solides, liquides et gaz. Dans le cas d’une bouteille de cola, nous avons une bouteille solide qui contient un liquide, et un liquide qui contient un gaz. Pour faire du cola, on dissout un gaz, le dioxyde de carbone (CO2), dans du liquide qu’on maintient ensuite sous pression pour empêcher le gaz de s’échapper, jusqu’à l’ouverture de la bouteille accompagnée de son sifflement distinctif. Quand la bouteille s’ouvre, le CO2 s’échappe en formant des bulles qui montent dans le liquide et éclatent dans l’air. C’est aussi pour ça que le cola fait roter : la faible pression dans votre estomac permet au CO2 de s’échapper du liquide. Comprendre les états de la matière et le comportement des substances au niveau moléculaire aide beaucoup chimistes et physiciens à donner du sens au monde qui les entoure.

SOLIDES Dans les solides, les particules (voir pages 66–67 et 78–79) touchent leurs voisines, si bien qu’elles sont piégées, d’où le volume et la forme fixes des solides. Cependant, les particules, même piégées, peuvent vibrer un peu.

LIQUIDES Dans un liquide, les particules ont plus de liberté de mouvement ; elles se croisent et circulent au hasard. On peut voir le résultat de ce mouvement des particules microscopiques : les liquides adoptent la forme de ce qui les contient et peuvent être versés.

GAZ Dans un gaz, les particules sont loin les unes des autres. Elles ne restent pas accrochées à leurs voisines comme dans les solides ni ne coulent les unes sur les autres comme dans les liquides. Elles circulent et se cognent au hasard, entre elles ou contre une paroi. Les gaz ont un volume élevé et une densité faible comparés aux liquides et aux solides de même température, ils sont donc très légers. Voilà pourquoi les bulles de gaz remontent du fond du verre.

13

LES TROIS ÉTATS Les particules ont des positions fixées mais peuvent vibrer.

SOLIDE

Les particules peuvent se déplacer.

LIQUIDE

Les particules se déplacent librement au hasard

GAZ

CHANGEMENT DE PHASE Une substance peut passer du solide au liquide et du liquide au gaz quand on la chauffe. Cela ne veut pas dire que les gaz sont toujours plus chauds que les liquides, car différentes substances changent de phase à différentes températures. À 20 °C, le dioxyde de carbone est un gaz, mais l’eau (H2O) est un liquide. La taille, la forme et la charge électrique des particules d’une substance sont ce qui détermine son état à une température donnée.

SUBLIMES MATÉRIAUX Certaines substances peuvent se transformer directement du solide au gaz, un phénomène qu’on appelle la sublimation. L’eau peut se sublimer ; vous avez peut-être remarqué que les glaçons rétrécissent lentement (très lentement) dans votre congélateur. C’est parce que certaines particules d’eau se sont échappées sous forme gazeuse.

14 ÉTATS DE LA MATIÈRE

DÉCOUVRIR : QUAND UN LIQUIDE N’EN EST PAS UN La section précédente a évoqué les solides, les liquides et les gaz, mais ce n’est que le début de l’histoire ! Certaines substances se comportent très bizarrement. Il n’est parfois pas suffisant de les regarder ou de les toucher pour les classer parmi les solides, les liquides ou les gaz. Les bouteilles en plastique ressemblent à des solides, mais le matériau qui les forme est plus complexe. Les plastiques sont composés de particules très grandes, de longues chaînes qui coulent les unes sur les autres comme dans un liquide, mais qui s’emmêlent en raison même de leur longueur, tel le fil de vos écouteurs roulé en boule dans votre poche. Dans une bouteille, elles sont si tournicotées qu’elles en adoptent une forme solide, pourtant certaines sont encore capables de bouger et de couler. Un autre exemple de liquide qui se déguise en solide est l’asphalte, celui qu’on emploie pour nos routes. En 1927, le professeur Thomas Parnell a versé de l’asphalte dans un entonnoir puis il a attendu. L’asphalte « solide » a coulé petit à petit, chaque goutte prenant un temps immense. Cette expérience dure depuis plus de 90 ans et seules neuf gouttes de ce liquide très épais sont tombées !

LE TEST DE L’ASPHALTE Au fond de l’entonnoir qui contient de l’asphalte, une goutte se forme lentement.

15 FLUIDES NON NEWTONIENS Certains liquides changent de comportement selon le traitement qu’on leur fait subir. Ce sont les fluides non newtoniens. Leur caractère solide ou liquide dépend de la force qu’on leur applique. Certains liquides réagissent comme des solides si vous les agitez trop, tandis que d’autres couleront plus facilement. Le ketchup est un fluide non newtonien ; on le rend plus liquide en lui appliquant une force. Vous vous en êtes peut-être aperçu en tentant de verser du ketchup sur vos frites et en obtenant rien, avant de l’agiter un grand coup et d’en mettre partout. Quand il est dans la bouteille, le ketchup est plutôt épais, mais si vous le secouez, il devient plus fluide et se met à couler. Des ingénieurs de l’université de Melbourne ont étudié la meilleure façon de verser le ketchup. Selon eux, il faut tenir la bouteille à 45°, la tapoter doucement, puis de plus en plus fort jusqu’à ce que ça coule. Bien des fabricants contournent ce problème du ketchup salissant en proposant des bouteilles en plastique souple, qu’on peut presser.

450

ec ez av S e co u u t i o n ! préca

DÉCOUVREZ-e

plastique au

n plus sur le x pages 13 4–135.

ropre

re p UEZ tvoontien ! Tournez Q I R B A F e non new voir plus. a fluid r en s e pou g a p la

16 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : FLUIDE NON NEWTONIEN Les pages précédentes vous ont présenté des liquides qui adoptent un comportement différent selon les situations. Il est temps de tester cela en vrai. Dans cette expérience salissante, vous fabriquerez un fluide non newtonien (du slime !) et observerez son comportement.

IL VOUS FAUDRA : • Un grand saladier • 300-500 g de maïzena • 400-600 ml d’eau

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Assurez-vous de disposer d’un plan de travail bien dégagé, ça va salir ! Protégez-le avec de vieux journaux et magazines pour faciliter le nettoyage. 2. Versez la maïzena dans le saladier (plus vous mettrez de maïzena, plus vous aurez de slime). Gardez 75 g en réserve au cas où il faudrait en rajouter plus tard. Cassez les grumeaux avec vos doigts.

17 3. Ajoutez de l’eau petit à petit. Il vous faudra environ 75 ml d’eau pour 100 g de maïzena. Ajoutez ainsi 200 ml d’eau et mélangez à la main. Continuez à ajouter de l’eau doucement et à mélanger jusqu’à obtenir une consistance épaisse mais fluide. 4. Si la pâte est trop liquide, ajoutez un peu de la maïzena en réserve.

IL EST TEMPS DE TESTER Frappez la pâte à coups de poing, des coups secs et courts, en retirant vite votre main. Il vous semblera que vous frappez un solide, et vous ne ferez aucune éclaboussure ! Ensuite, placez votre main sur la pâte et plongez-la lentement dedans. Quand une force est appliquée rapidement sur le mélange de maïzena, il se comporte comme un solide, mais

sans cette force il demeure liquide. Vous pouvez même en prendre un peu au creux de votre main et le rouler rapidement en boule. Dès que vous arrêterez de rouler, la boule redeviendra liquide.

QUE SE PASSE-T-IL ? La pâte produite est une suspension épaisse de grosses particules d’amidon de maïs. Quand le liquide bouge lentement, les particules glissent les unes sur les autres, mais quand on le frappe brutalement, elles n’ont pas le temps de glisser. Imaginez que vous vouliez traverser une foule dense pour vous rendre aux toilettes : si vous courez le plus vite possible, vous vous cognerez à tout le monde et n’irez pas bien loin. Si vous prenez votre temps, les gens s’écarteront et vous pourrez passer.

ne f OUS z: lau pâte au V Z E N SOUVEience finie, jetebelle. La s. ois

u r l’expé t ou à la po analisation s sc o p le m e co uch na bo maïze

18 ÉTATS DE LA MATIÈRE

DÉCOUVRIR : SURPRISE GLACÉE Par une chaude journée d’été, une boisson glacée peut être très rafraîchissante. On jette quelques glaçons, le petit sifflement habituel se produit tandis que les bulles se forment autour d’eux, et puis vient le craquement satisfaisant de la glace. Pour un chimiste, c’est aussi fascinant que rafraîchissant. La glace recèle bien des surprises. La première chose fascinante avec la glace, c’est qu’elle flotte ! Cela ne paraît pas très intéressant à première vue, mais c’est l’un des rares matériaux dont la forme solide est moins dense que la forme liquide. Les pages 12-13 vous ont montré que les solides sont des substances très tassées, tandis que les particules d’un liquide se déplacent plus librement. Dans presque tous les cas, il y a plus de place entre les particules dans la forme liquide, ce qui signifie qu’elle est moins dense et que la forme solide y coulera. La glace est une exception. Pour comprendre pourquoi, il faut se pencher sur les atomes de cette matière et l’arrangement des molécules qui la composent. La molécule d’eau (H2O) est constituée d’un atome d’oxygène central entre deux atomes d’hydrogène. Les atomes

LA CHIMIE DU COLA 19

MOLÉCULES D’EAU Atome d’hydrogène Atome d’oxygène

EAU GLACE

d’oxygène et d’hydrogène sont très différents ; quand ils sont liés, les molécules qu’ils forment portent de minuscules charges électriques, légèrement positives sur les atomes d’hydrogène, légèrement négatives sur les atomes d’oxygène. Comme les charges négatives et positives s’attirent, les hydrogènes d’une molécule H2O seront attirés par l’oxygène de la molécule d’à côté. Cette attraction s’appelle la liaison hydrogène. À température ambiante, les molécules vibrent tant que ces liaisons faibles ne durent pas et que les molécules s’éloignent. Mais tout change à 4 °C.

MOTIFS HEXAGONAUX À mesure que l’eau refroidit, ses molécules s’agitent de moins en moins et les liaisons hydrogène durent un

peu plus. À 4 °C, elles sont plus solides que l’agitation thermique et les molécules se mettent à se lier de manière régulière. Les molécules d’eau sont en « V » et les liaisons hydrogène leur permettent de former des motifs hexagonaux qui laissent entre les molécules d’eau des espaces plus grands que dans la forme liquide. À 0 °C, un solide est formé. Il est 8,3 % moins dense que l’eau liquide. C’est pour cette raison que la glace flotte sur l’eau. C’est ce qui empêche aussi les océans de geler par le fond et permet aux icebergs de flotter à leur surface, ce qui fait descendre le niveau des mers. Oh et, bien sûr, la glace nous permet de boire une boisson très rafraîchissante par une chaude journée d’été.

20 ÉTATS DE LA MATIÈRE

APPRENDRE : CHIMIE DE CUISINE Essayez de répondre à ce petit quiz pour tester votre culture générale en chimie. La suite de ce livre pourra vous aider.

PETIT QUIZ : DANS LA CUISINE 1. Les bulles d’un soda sont composées de quel gaz ? a) Oxygène b) Azote c) Dioxyde de carbone d) Monoxyde de dihydrogène 2. La levure chimique est un mélange de carbonate, d’un acide et d’un stabilisant, qu’on ajoute à la pâte pour qu’elle lève. Que se passe-t-il dans ce processus chimique ? (Lisez la page 46 pour en savoir plus.) a) La levure réagit avec les sucres de la pâte pour produire du dioxyde de carbone. b) L’acide de la levure réagit avec l’eau neutre, ce qui produit des bulles d’oxygène. c) La levure se dilate rapidement en raison de la chaleur, puis se contracte rapidement durant le refroidissement, ce qui laisse des poches d’air dans la pâte. d) Les ingrédients secs de la levure réagissent quand ils sont exposés à l’eau, ce qui produit du dioxyde de carbone.

3. En cuisine, la réaction de Maillard est fondamentale. Mais de quoi s’agit-il ? (Lisez la page 31 pour en savoir plus.) a) Une réaction entre les sucres et les acides aminés qui provoque la coloration. b) Une dégradation des bactéries dangereuses. c) L’évaporation de l’eau, qui fait croustiller la surface. d) Un amollissement des protéines, qui attendrit la viande. 4. On trouve de la caféine dans le thé, le café et le cola, mais aussi dans 60 espèces de plantes. Pourquoi est-elle présente dans les plantes ? (Voir page 110.) a) Elle accélère la croissance. b) Elle repousse les prédateurs. c) Elle renforce les parois cellulaires. d) C’est un produit dérivé de la production de pollen.

5. Les micro-ondes servent à chauffer rapidement les aliments. Comment ça marche ? (Voir pages 30–31.) a) Les molécules d’air piégées dans la nourriture absorbent les micro-ondes et vibrent rapidement. b) Les micro-ondes cassent les liaisons dans la nourriture, ce qui dégage de l’énergie. c) Par l’ionisation (la création de charges électriques) des particules. d) Elles forcent les molécules d’eau à vibrer rapidement, ce qui génère de la chaleur.

LA CHIMIE DU COLA 21

APPRENDRE : SUBSTANCES ET ÉTATS Testez vos connaissances des substances et de leurs états avec ce défi. Reliez les termes de gauche aux descriptions de droite.

1. Fl uide s no n ne wto nien s

t 2. Plas

b. Leurs particules se déplacent librement et facilement.

iques

3. Substance su

es de s chaîn nt. e u g n s de lo i s’emmêle a. Fait u ules q moléc

blimée

s, leurs ou liquide c. Solides nt de la s dépende que. propriété li n leur app force qu’o

4. Gaz

5. Solides

6. Liqu

ides

ssées, mais es sont plutôt ta . d. Leurs particul pl s de se dé acer elles restent libre

ment directe . t n e s e. Pas lide au gaz du so

f. Leur s

partic très ta ules sont ssées.

22 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : GLACE DILATÉE Dans cette expérience, vous mesurerez les changements de densité entre l’eau et la glace. Pour cela, il vous faudra d’abord geler de l’eau et mesurer le changement de volume.

IL VOUS FAUDRA :

CE QU’IL FAUT FAIRE :

• Verre mesureur de 500 ml • Verre mesureur de 250 ml • Eau

1. Versez 350 ml d’eau à température ambiante dans le grand verre mesureur. 2. Posez doucement le verre dans le congélateur, bien à plat. (Demandez l’aide d’un adulte.)

• Congélateur

3. Attendez que l’eau soit complètement gelée avant de sortir le verre du congélateur. Il faut à présent lire le nouveau volume, mais la surface de la glace peut être irrégulière, ce qui nécessite une autre étape.

PRÉ

A D US E N C E NÉC E S S LA T E I RE

4. Laissez le verre à l’air libre 5 à 10 minutes pour éviter tout choc thermique (qui le briserait) quand vous ajouterez de l’eau. 5. Ajoutez de l’eau froide par-dessus la glace jusqu’à atteindre les 500 ml, puis transvasez l’eau ajoutée dans le petit verre pour déterminer son volume. 6. Le volume de glace est égal à 500 ml moins le volume d’eau ajouté.

ml 500

250 ml 250

ur ure mes es e . r er à d rature Le v posé é p s i x t e de tem e épa l es r s’i rutaux lastiqu e t la ts b np t éc n re e peu geme ver n n cha ge d’u andé. a L’us ecomm r est

NT ATTE

ION

:

LA CHIMIE DU COLA 23

MESURER LA DENSITÉ La densité (l) est définie comme la masse (m) divisée par le volume (V). Ce qui s’écrit :

l= l=

Vous avez mesuré le volume et comme il s’agissait d’eau, vous connaissez la masse. Un millilitre d’eau a une masse d’un gramme à température ambiante. Si vous avez mesuré 350 ml d’eau, sa masse sera donc 350 g.

m V

masse en grammes 3

volume en cm

Pour calculer la densité à l’aide de cette formule, il faut convertir les millilitres en centimètres cubes (cm3). Heureusement, 1 ml est égal à 1 cm3, vous pouvez donc directement utiliser le volume mesuré.

Pour calculer la densité de l’eau, complétez la formule :

l=

350 350

l = 1 g/cm

3

Calculons la densité de la glace (la masse devrait être la même, à moins que vous ayez renversé de l’eau). Pour le changement de densité, la formule sera :

Diminution en % =

densité eau – densité glace densité eau

La glace est censée être 8,3 % moins dense que l’eau. Avez-vous mesuré un résultat proche ? Où des erreurs ou des incertitudes ont-elles pu intervenir au cours de votre expérience ?

× 100

24 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : GLACE SURFONDUE Cette expérience est aussi difficile qu’elle est satisfaisante. Il s’agit de geler une bouteille d’eau en un instant sous vos yeux ! Pour y parvenir, vous devez amener de l’eau sous son point de congélation, sans qu’elle gèle pour autant. Dès que de la glace apparaît, elle peut se répandre rapidement en environnement humide. Mais former les premiers cristaux est difficile. La glace a besoin qu’on l’aide à se former. L’eau a en effet besoin d’une base solide pour se mettre à geler, par exemple une surface rugueuse.

PRÉS

A D U LE N C E NÉCES T E SA

IL VOUS FAUDRA : • 3 bouteilles de 50 ml d’eau en plastique, jamais ouvertes (moins elle sera minérale, mieux ce sera) • Un marteau • Un sac en tissu • 300 g de sel • Un seau • 3 kg de glaçon • Un bâton • Un thermomètre (en option, mais recommandé)

IRE

ÉTAPE 2

ÉTAPE 3

ÉTAPE 4

LA CHIMIE DU COLA 25 CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Versez les glaçons dans le sac et brisez-les au marteau. Faites ça dehors, au sol. Demandez l’aide d’un adulte. 2. Versez les glaçons dans le seau et ajoutez de l’eau du robinet jusqu’à la moitié du niveau de la glace. 3. Saupoudrez les 300 g de sel dans le seau et mélangez avec le bâton (l’eau sera très froide).

8. Ôtez doucement l’une des bouteilles. Avec un peu de chance, l’eau sera encore liquide malgré la température négative. 9. Frappez la bouteille contre une table et observez. Si l’eau est bien en surfusion, la bouteille va geler instantanément ! Si ça ne marche pas, attendez 10 minutes de plus et essayez avec une des deux autres bouteilles.

4. Placez les bouteilles d’eau dans le seau afin qu’elles soient entourées d’eau glacée. 5. Placez le thermomètre (si vous en avez un) dans la même position que les bouteilles, dans le seau. 6. Les bouteilles doivent ensuite rester le plus immobiles possible. 7. Attendez 30-45 minutes, ou jusqu’à ce que le thermomètre indique une température inférieure à – 6 °C.

QUE SE PASSE-T-IL ? Le choc soudain contre la table est suffisant pour que quelques particules de glace se forment. Dès que ces cristaux sont formés, toute la bouteille gèlera en quelques secondes. Quand vous aurez compris le truc, essayez d’ouvrir doucement une bouteille en surfusion et de verser son contenu dans un verre plein de glaçons.

NUAGES DE FROID Tout là-haut dans l’atmosphère, la glace a aussi besoin d’aide pour se former. Les nuages de haute altitude peuvent contenir des gouttes d’eau liquide aussi froides que – 30°C. Toutefois, ces gouttes gèleront à des températures bien plus chaudes s’il y a de la poussière dans l’air, dont les particules aideront à la formation de la glace.

26 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : NUAGE EN BOCAL Les nuages sont un amas de gouttes d’eau issues de la vapeur d’eau que produit le soleil en chauffant les océans. La vapeur d’eau refroidit en s’élevant dans l’atmosphère sous l’effet des vents. Elle se condense alors en de nombreuses particules de poussière, de fumée et de sel qui remplissent le ciel sous forme de gouttes d’eau.

Le vent maintient ces amas de gouttes d’eau haut dans l’atmosphère sous forme de nuages. La vapeur qui monte des océans vient s’y agglomérer en se condensant sur les gouttes existantes et les nuages grossissent jusqu’à ce que les gouttes, devenues trop grosses et trop lourdes pour rester en suspension, retombent au sol. Dans leur chute, elles se fondent dans d’autres gouttes pour grossir encore, ce qui nous donne la pluie. La quantité de pluie que peut produire un nuage dépend de sa taille et de sa concentration en eau. Les sombres

des te n i r i t c o n ex e m p l e o d r i r n L’a pa r qu’u u l e s, p a r t i c s s i è re , p o u e . m u d e p o a g e s e fo r nu

nuages d’orage contiennent plus d’eau que les nuages tout blancs, ce pourquoi ils produisent tant de pluie. Un seul de ces nuages d’orage peut relâcher 500 millions de litres d’eau. Les nuages se forment le plus souvent loin des terres, avant que le vent ne les y pousse. Mais il est possible d’observer ce phénomène à toute petite échelle, dans un bocal.

LA CHIMIE DU COLA 27 IL VOUS FAUDRA : • Un petit bocal et son couvercle • De l’eau chaude • Des glaçons • De la laque coiffante

QUE SE PASSE-T-IL?

ENC S É R P

E

T EE L U A D AIR NÉCE

SS

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Dévissez le couvercle du bocal, retournez le couvercle et posez-y trois ou quatre glaçons. 2. Remplissez le bocal à moitié d’eau bouillante. Demandez l’aide d’un adulte. 3. Posez le couvercle à l’envers en équilibre sur le bocal. 4. Attendez cinq minutes. Qu’observez-vous ? 5. Videz le bocal et répétez l’expérience, mais, cette fois, ajoutez une pression de laque coiffante dans le bocal après y avoir versé l’eau mais avant d’avoir posé le couvercle en équilibre sur le bocal. 6. Attendez cinq minutes. Que voyezvous cette fois-ci ?

Dans la première partie de l’expérience, de petites gouttes d’eau se sont formées sur le dessous du couvercle quand la vapeur émise par l’eau bouillante y est venue se condenser, mais il n’y avait aucun nuage à l’horizon. Dans la seconde partie, en revanche, un nuage a dû se former au sommet du bocal. La laque a tenu le rôle de la poussière dans l’atmosphère, elle a fourni à la vapeur d’eau des particules où se condenser quand elle s’est refroidie au contact du couvercle, produisant des gouttelettes. Si vous ôtez le couvercle à ce moment, vous verrez votre nuage dériver.

28 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : GLACE ET HUILE Quand on met de la glace dans une boisson, les glaçons flottent et fondent petit à petit. Comme le cola est presque entièrement composé d’eau, il n’est pas possible de voir la glace fondue se mélanger au reste. Dans cette expérience, vous verrez les différences de densité entre l’eau et la glace grâce à une couche d’huile séparatrice. L’eau et l’huile n’aiment pas se mélanger. Les pages 18–19 expliquent que la molécule d’eau, faite d’un atome d’oxygène et deux d’hydrogène disposés en V, a une polarité, une charge négative d’un côté et une charge légèrement positive de l’autre. Les huiles en revanche sont faites de longues chaînes carbonées, elles ne sont pas polaires (en tout cas moins que l’eau). Les moléculaires polaires s’attirent les unes les autres, ce qui explique que les molécules d’eau s’agglutinent. Quand

on mélange un liquide non polaire à de l’eau, les molécules d’eau restent groupées car leur charge électrique inégale repousse le liquide non polaire. Comme l’eau et l’huile ne se mélangent pas, le liquide le moins dense forme une couche au-dessus de l’autre. L’eau est plus dense que les huiles de cuisson, si bien que l’huile végétale de cette expérience flottera. La glace aussi est moins dense que l’eau, et moins dense que l’huile végétale, donc l’huile flottera sur l’eau et la glace sur l’huile.

MOLÉCULE D’HUILE Atome d’hydrogène

Atome d’oxygène

Atome de carbone

Molécule d’eau

LA CHIMIE DU COLA 29 IL VOUS FAUDRA : • • • •

Des verres transparents, hauts et fins 200 ml d’huile végétale 200 ml d’eau Du colorant alimentaire rouge ou bleu (en option) • Un bac à glaçon (et l’eau pour le remplir)

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Faites des glaçons (des glaçons colorés seront plus faciles à voir, mais ce n’est pas indispensable).

2. Ajoutez l’eau et l’huile végétale dans le verre transparent. Laissez-les se séparer jusqu’à ce que l’huile flotte sur l’eau. 3. Ajoutez un glaçon bien gelé dans l’huile. Il devrait flotter sur l’huile. 4. Regardez la glace fondre. L’eau qui s’échappe, plus dense, coule dans l’huile pour arriver dans l’eau. 5. Au bout d’un moment, suffisamment de glace devrait avoir fondu pour que le poids de l’eau fasse tout couler, mais le glaçon peut remonter si des gouttes se détachent.

Glaçon qui fond

Couche d’huile

Couche d’eau

30 ÉTATS DE LA MATIÈRE

DÉCOUVRIR : TOURBILLON D’EAU CHAUDE Il y a certainement dans votre cuisine bien des appareils capables de chauffer, mais le plus ingénieux sera sûrement le micro-onde, qui pour cela met intelligemment à profit une propriété chimique de l’eau. Cette section s’intéresse à son fonctionnement. Il faut d’abord comprendre que les micro-ondes sont des ondes invisibles qui occupent une partie du spectre électromagnétique, un spectre qui regroupe des ondes de différentes énergies, des ondes radio de basse énergie aux ondes lumineuses visibles de différentes couleurs et jusqu’aux dangereux rayons gamma, de très haute énergie. On pourrait penser que les micro-ondes sont très énergétiques car elles cuisent bien mais, en réalité, elles sont tout juste au-dessus des ondes radio qui nous entourent tous les jours. Comment peuvent-elles faire tant d’effet avec si peu d’énergie ? Pour le comprendre, il faut jeter de nouveau un œil aux molécules d’eau.

MOLÉCULES POLAIRES Rappel : la molécule d’eau est constituée d’un atome d’oxygène lié à deux atomes d’hydrogène. Quand des atomes sont ainsi liés, il y a souvent une bataille pour le contrôle de leurs électrons, et c’est particulièrement vrai pour l’eau. L’atome d’oxygène adore la charge négative des électrons. Il les attire donc loin des hydrogènes.

MOLÉCULE D’EAU L’atome d’oxygène est légèrement chargé négativement

L’atome d’hydrogène est légèrement chargé positivement

Une molécule d’eau est polaire ; ses extrémités sont chargées.

LA CHIMIE DU COLA 31 L’oxygène n’est pas assez fort pour les leur arracher complètement (un phénomène appelé l’ionisation), juste pour les maintenir plus près de lui. La molécule d’eau devient pour cette raison polaire, avec une petite charge négative d’un côté et une petite charge positive de l’autre. Or, il se passe quelque chose d’intéressant quand des molécules polaires sont exposées à des micro-ondes. Les molécules suivent les changements de direction constants des ondes, elles tournent et se retournent en permanence pour essayer de s’aligner correctement à ces ondes.

FOUR OU MICRO-ONDE? Ce que les micro-ondes gagnent en vitesse, ils le perdent en qualité. Dans un four traditionnel, la nourriture est cuite à plus de 100 °C, une température suffisamment élevée pour que la réaction de Maillard se produise, cette réaction des sucres et des acides aminés qui provoque la coloration des aliments et améliore leur goût. Comme la cuisson au micro-onde est à base d’eau, il est difficile de dépasser les 100 °C car l’eau s’évaporerait. Dans ces conditions, la réaction de Maillard est impossible.

Résultat, les molécules d’eau basculent deux milliards de fois par seconde. Comme l’énergie thermique n’est que la mesure du mouvement des particules dans une substance, les micro-ondes chauffent l’eau très, très vite.

MOLÉCULES À BASCULE

Une molécule d’eau pivote en permanence en suivant la direction de l’onde électromagnétique.

32 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : SOUS PRESSION Pour gazéifier les sodas, il faut les maintenir sous pression, mais la nature n’aime pas ça. Les régions de différentes pressions s’équilibreront à la première occasion : les ballons se dégonflent, les pneus aussi, et les oreilles se bouchent en avion. Dès que vous ouvrez une bouteille de cola et que vous entendez le sifflement caractéristique, la pression de la bouteille s’est équilibrée avec celle de la pièce. Une bouteille fermée est difficile à écraser en raison de la pression qui règne à l’intérieur ; c’est beaucoup plus facile après ouverture. Dans cette expérience, vous allez écraser une bouteille de soda en plastique avec la seule aide de la pression de l’air dans la pièce.

IL VOUS FAUDRA : • Des bouteilles en plastique vides • Un entonnoir • Un grand saladier • Des glaçons • Une demi-tasse d’eau chaude (mais pas bouillante) • Une carafe d’eau glacée

LA CHIMIE DU COLA 33

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Posez la bouteille bien droite dans le saladier et placez l’entonnoir dans son goulot. Versez une demi-tasse d’eau chaude dans l’entonnoir pour obtenir environ 2,5 cm d’eau au fond de la bouteille. 2. Laissez reposer la bouteille quelques minutes afin que l’eau chaude tiédisse l’air de la bouteille et que la pression dans et hors de la bouteille s’équilibre, puis vissez le bouchon sur la bouteille. 3. Déposez une couche de glaçons dans le saladier. 4. Allongez la bouteille dans le saladier et recouvrez-la de glaçons. Enfin, versez de l’eau glacée par-dessus.

QUE SE PASSE-T-IL ? La bouteille devrait se contracter brusquement. La glace et l’eau refroidissent l’air tiède de la bouteille, si bien que les particules de gaz piégées à l’intérieur s’agiteront moins, réduisant ainsi la pression qu’elles exerçaient sur les parois de plastique. La pression de l’air à l’extérieur est à présent plus forte que la pression de l’air à l’intérieur, et cette différence de pression est suffisante pour écraser la bouteille.

34 ÉTATS DE LA MATIÈRE

EXPÉRIMENTER : PLONGEUR CARTÉSIEN Le cola est venu dans des contenants pressurisés, ce qui permet de le garder pétillant. Cependant, cela implique de les manipuler avec précaution. Les scientifiques imaginent des expériences pour mieux comprendre la pression depuis des siècles. L’une des premières d’entre elles a abouti à l’invention du plongeur cartésien. L’expérience du plongeur cartésien a été décrite pour la première fois il y a presque 400 ans. Elle demeure l’une des plus simples et des plus frappantes démonstrations des effets physiques d’un changement de pression. Dans cette expérience, vous construirez un petit engin plongeur qui coulera quand la pression augmente. La première étape consiste en sa construction.

IL VOUS FAUDRA : • • • •

Un bouchon de stylo De la pâte à modeler Une bouteille de soda de 2 l, vide De l’eau

CE QU’IL FAUT FAIRE : Construire le plongeur 1. À l’aide de la pâte à modeler, scellez le haut du bouchon (pas le côté où s’enfonce le stylo). 2. Ajoutez une boule de pâte à modeler de la taille d’un petit pois de l’autre côté du bouchon, sans le boucher. Cette deuxième boule de pâte alourdit le plongeur.

LA CHIMIE DU COLA 35

Testez votre plongeur : 1. Remplissez complètement la bouteille d’eau. Plongez le bouchon dans l’eau, côté ouvert vers le bas. La bulle d’air piégée dans le bouchon devrait le faire flotter. 2. S’il coule, enlevez un peu de pâte à modeler ; s’il flotte trop bien, ajoutezen. Il faudrait qu’il flotte à peine. 3. En vous assurant que la bouteille est bien toujours remplie d’eau, vissez son bouchon pour la fermer. 4. Appuyez doucement sur les côtés de la bouteille et observez.

QUE SE PASSE-T-IL ? Le plongeur devrait se retrouver au fond de la bouteille quand vous pressez fort. Et dès que vous arrêtez de presser, il devrait remonter. Deux facteurs essentiels sont ici à l’œuvre : la loi de Boyle–Mariotte et le principe d’Archimède. La loi de Boyle– Mariotte nous indique que quand la pression d’un gaz s’accroît, son volume décroît. Quand vous pressez la bouteille et augmentez la pression, le volume de gaz dans la bulle d’air capturée par le bouchon doit donc décroître. La bulle devient plus petite. Le principe d’Archimède nous dit, lui, que la portance (la force qui permet au bouchon de flotter) est égale au poids du liquide que l’objet a déplacé. On peut alors comprendre l’expérience en combinant ces deux effets. L’augmentation de pression entraîne la diminution de taille de la bulle, ce qui signifie que la quantité d’eau déplacée est moins importante, que la portance qui s’exerce sur le bouchon est donc moindre et qu’il coule en conséquence. Réduire la pression permet à la bulle d’air de se dilater, ce qui augmente la portance, et voilà le bouchon qui flotte à nouveau.

36 ÉTATS DE LA MATIÈRE

APPRENDRE : TESTER LES TEMPÉRATURES Êtes-vous chaud pour tester vos connaissances sur la température ?

1. Quand on ajoute de la glace dans un verre, son contenu refroidit. Pourquoi ? a) Les glaçons absorbent son énergie thermique. b) Le liquide absorbe un peu de la froideur des glaçons. c) La glace fond et se dilue dans le liquide tiède. 2. Si vous remplissez un verre de glaçons et complétez avec du cola à ras-bord, que se passera-t-il quand la glace fondra ? a) Rien, le verre restera plein. b) Le verre se remplit trop et du cola déborde. c) Le niveau du verre descendra un peu.

3. Les substances peuvent passer du solide au liquide et du liquide au gaz par chauffage. Les gaz sont donc toujours plus chauds que les liquides. Vrai ou faux ? 4. La glace est moins dense que l’eau dans quelle proportion ? a) 3,5 % b) 8,3 % c) 12,8 % d) 15,2 %

LA CHIMIE DU COLA 37

APPRENDRE : MONTER LE CHAUFFAGE Répondez à ces questions sur la température et les états de la matière.

PETIT QUIZ : CHAUFFAGE ET REFROIDISSEMENT 1. Que se passe-t-il quand de l’eau s’évapore ? a) Son volume augmente. b) Sa densité baisse. c) Ses particules se déplacent plus librement. d) Les liaisons chimiques entre atomes se cassent. 2. Le ketchup est un fluide non newtonien parce que : a) Il est moins dense quand il gèle. b) Il ne cristallise pas quand il gèle. c) Sa viscosité varie avec les forces qu’on lui applique. d) Il est incompressible. 3. Classez ces matières par ordre de densité en conditions normales. (Indice : laquelle flotte sur les autres ?) a) Air b) Eau c) Glace d) Huile végétale 4. Quand on comprime un gaz, est-ce que ces valeurs montent ou descendent ? a) Son volume b) Sa pression c) Sa densité d) L’espace entre ses particules

5. Qu’est-ce que le principe d’Archimède ? a) La portance est égale au poids du liquide déplacé. b) Un objet de masse élevée peut flotter si sa surface est très grande. c) Sous l’eau, un gaz sera plus comprimé avec la profondeur. d) Les objets immergés paraissent plus gros. 6. Laquelle de ces phrases décrit une molécule polaire ? a) Elle contient des atomes qui ont des nombres différents de protons. b) Elle contient un atome chargé électriquement. c) La distribution des électrons en son sein est inégale, ce qui crée des charges localisées. d) Elle est magnétisée. 7. Qu’arrive-t-il aux molécules d’eau exposées à des micro-ondes ? a) Elles sont ionisées et séparées en parties électriquement chargées. b) Ses liaisons se détendent. c) Rien, les molécules ne réagissent pas. d) Elles pivotent sur place.

8. Le verre ne chauffe pas au micro-onde. Pourquoi ? a) Les micro-ondes sont conçus pour interagir avec les molécules d’eau polaires ; dépourvu de molécules polaires, le verre interagit très peu avec les micro-ondes. b) Les particules de verre ne sont pas libres de se déplacer et chauffent mal. c) Le verre n’est pas un bon conducteur de chaleur. d) Le verre est transparent, les micro-ondes passent au travers. 9. Pourquoi la réaction de Maillard est-elle impossible au micro-onde ? a) La nourriture chauffe depuis l’intérieur, la surface est la dernière à cuire. b) Les micro-ondes chauffent l’eau, la température ne monte pas assez. c) Les micro-ondes se coupent quand ils détectent du brûlé. d) La réaction de Maillard est lente et la durée de cuisson au micro-onde trop brève.

CHAPITRE 2

SOLUTION

DÉCOUVRIR... APPRENDRE... EXPÉRIMENTER...

40 SOLUTION

DÉCOUVRIR : ÊTES-VOUS CONCENTRÉ ? Partout dans le monde, on connaît le goût et la douceur du cola, que viennent pimenter ses milliers de bulles. L’équilibre des ingrédients est fondamental : un peu moins ou un peu trop de ceci ou de cela, et la boisson serait bien moins bonne. La clé ne réside pas seulement dans la nature des ingrédients, mais aussi dans leur concentration. Une solution est une substance (le soluté) dissoute dans un liquide (le solvant). La recette varie un peu selon les pays, mais une solution de 330 ml de cola contient en général 35 g de sucre. (Le sucre est le soluté, l’eau est le solvant, le cola est la solution.) Le calcul des concentrations est un concept fondamental en chimie, l’un des plus importants. Pour l’effectuer, il existe beaucoup de techniques. La concentration nous donne la quantité de quelque chose comparée au volume de la solution. Il est très important pour les chimistes de la connaître car elle indique comment la solution réagira et, pour les fabricants de boisson, quel goût elle aura !

Dans sa plus simple définition, la concentration est égale à la quantité de soluté (ici, le sucre) divisée par le volume de la solution (ici, la bouteille de cola). En réalité, il existe bien des façons d’envisager la concentration, entre lesquelles il est possible de jongler, selon leur utilité.

ENT

TI S CO N R A M M E 35 G S U C R E DE

On peut ainsi la déterminer en prenant le nombre de grammes de soluté et en le divisant par le nombre de litres de la solution. Cela nous donne une concentration en grammes par litre (g/L). Mais on peut aussi se demander combien de moles la solution contient (vous en saurez plus sur les moles en lisant les pages 42–43).

LA CHIMIE DU COLA 41 EAU ET JUS Imaginez que vous ayez deux barils, l’un rempli d’eau, l’autre de jus. Vous prélevez un verre d’eau dans le premier et le versez dans le baril de jus. Puis, vous prélevez un verre de cette solution eau-jus et vous le versez dans le baril d’eau. Les deux barils ont le même volume au début comme à la fin de la manipulation. Mais quelle solution est la plus pure ? (Autrement dit, laquelle contient la plus grande proportion d’une substance unique ?) L’eau ? Réfléchissez mieux. Le jus ? Non plus.

Disons qu’une poignée compte 20 billes. Au départ, vous avez ainsi ajouté 20 billes rouges dans le baril des billes blanches. Ce baril blanc compte alors 120 billes, et vous en récupérez 20 au hasard pour équilibrer les barils. Disons que vous piochiez 15 blanches et 5 rouges. Vous avez maintenant 85 blanches et 15 rouges d’un côté, 85 rouges et 15 blanches de l’autre. Les barils auront échangé le même nombre de billes l’un avec l’autre, la pureté du mélange sera donc toujours la même.

Les deux barils ont la même pureté ! Envisagez la chose avec des billes plutôt que des liquides : 100 rouges, 100 blanches. Prenez une poignée de billes rouges et mettez-les avec les blanches. Puis prélevez une poignée de billes dans ce mélange rougeblanc et versez-la dans les rouges.

LANGAGE LIQUIDE Les solutés ne sont pas forcément des solides. Quand vous mélangez deux liquides, le liquide de plus faible volume sera le soluté, tandis que l’autre sera le solvant.

MÉLANGE ET PURETÉ 15 blanches sont mélangées

15 rouges sont mélangées

LES BILLES ROUGES

LES BILLES BLANCHES

42 SOLUTION

DÉCOUVRIR : MOLES MASSIVES Les moles sont partout en chimie. Où que vous alliez, quel que soit votre champ de recherche, vous tomberez probablement sur des moles. Malheureusement, il ne s’agit pas de petites bêtes mignonnes, simplement d’une manière de quantifier les substances. Les chimistes s’occupent de réactions complexes. Ils ont besoin de connaître non seulement la masse ou le volume de leurs réactifs, mais aussi le nombre de particules qu’ils contiennent. C’est là qu’interviennent les moles. Une mole de matière contient 6,022 = 1023 particules – un nombre appelé constante d’Avogadro. Par exemple, une mole d’or, dont la masse est 196,97 g, contient 6,022 = 1023 atomes. Cela fournit aux chimistes un moyen très utile de comparer des substances autrement très différentes.

Le savant italien Amedeo Avogadro (1776–1856)

Ce nombre, 6,022 = 1023, est énorme, alors, en quoi est-il utile ? Les réactions ont lieu à petite échelle et il est utile de connaître exactement le nombre d’atomes ou de molécules impliqués afin de savoir exactement ce qui va réagir et avec quoi. Les moles nous aident à concevoir combien de particules se cachent dans une substance, à une échelle qu’on peut voir et mesurer.

TROUVER L’ÉQUILIBRE Disons que vous vouliez produire une réaction entre les molécules A et B. Chaque A s’apparie à une B pour former une nouvelle molécule. Si vous vouliez provoquer cette réaction hypothétique entre de l’hélium et de l’or, chaque atome d’or réagirait avec un atome d’hélium. Ainsi, si vous preniez la même masse des deux substances, 10 g d’or et 10 g d’hélium, vous auriez un problème. Vous auriez sur les bras bien trop d’atomes d’hélium puisque la masse d’un atome d’hélium est bien moindre que celle d’un atome d’or. Alors, pour déterminer la bonne quantité de substances à mélanger, il faut convertir leur masse en moles !

LA CHIMIE DU COLA 43 COMBIEN DE MOLES ?

OBTENIR UNE RÉACTION COMPLÈTE Dans notre exemple à masses égales, nous aurions 50 atomes d’hélium (en noir) pour chaque atome d’or (en jaune), il resterait donc beaucoup d’hélium.

Toutefois, si on mélangeait le même nombre de moles plutôt que la même masse, la réaction serait complète :

Pour calculer le nombre de moles que contient une substance, il faut connaître la masse atomique relative des particules qui la composent. Tous les atomes ont une masse atomique relative, qui est la masse moyenne de l’atome comparée au douzième de celle d’un atome de carbone. La masse atomique relative d’une particule est la somme des masses atomiques relatives de ses éléments. Prenons l’exemple de l’eau. Sa formule chimique est H2O, deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène. La masse atomique relative de l’hydrogène est 1, celle de l’oxygène est 16, la masse atomique relative de l’eau est donc 1 + 1 + 16 = 18. Une mole est égale à la masse atomique relative en grammes, ce qui signifie qu’une mole d’eau a une masse de 18 g, et 18 g d’eau contiennent 6,022 = 1023 molécules d’eau. Si vous cherchez à déterminer le nombre de moles d’une substance, la formule est simple :

Nombre de moles =

masse en grammes masse atomique relative

44 SOLUTION

DÉCOUVRIR : ACIDES Quand on croise de l’acide dans un film d’horreur, c’est souvent dans un inquiétant réservoir qui bouillonne de ce terrible liquide capable de tout dissoudre en quelques secondes. Les acides ne sont pas si dangereux en réalité, mais non moins intéressants. Si vous fouillez dans votre cuisine, vous trouverez beaucoup d’acides. Le vinaigre dans vos placards est une dilution d’acide acétique. Le jus d’orange tient son goût caractéristique de l’acide citrique et contient aussi de l’acide ascorbique, plus connu sous le nom de vitamine C. Dans le cola, vous trouverez de l’acide phosphorique, de l’acide citrique et de l’acide carbonique, et aucun n’est capable de dissoudre quoi que ce soit en quelques secondes, bien qu’ils puissent faire beaucoup de mal à vos dents.

CHLORURE D’HYDROGÈNE + Ion chlorure

Chlorure d’hydrogène Eau

QU’EST-CE QU’UN ACIDE ? Si vous demandez à des chimistes ce qu’est un acide, vous obtiendrez sûrement plusieurs réponses, car c’est un terme très large en chimie. La définition la plus simple est qu’il s’agit d’une molécule ou d’un ion capable de donner un proton (un atome d’hydrogène qui a perdu son électron, H+). L’exemple type de comportement acide est le chlorure d’hydrogène (HCl) dans l’eau, ce qui donne de l’acide chlorhydrique. Le HCl dans l’eau se divise en ions chlorure (Cl–) et ions H+, très réactifs. Le H+ réagit avec l’eau et forme des ions EAU hydronium H3O+. Le chlorure d’hydrogène a donné un proton à l’eau, il s’est donc comporté comme un acide.

des l’effet

Ion hydronium

nt VREZ os de DÉCOUs acides sur v6–57. 5 on boiss t les pages an en lis

s

LE CHIMIE DU COLA 45 BRÛLURE ACIDE Certains acides sont dangereux car les ions H+ et H3O+ sont très réactifs. Deux éléments nous indiquent la dangerosité d’un acide : sa force et sa concentration. La classification d’un acide, fort ou faible, dépend de sa facilité à se diviser. L’acide chlorhydrique se divisera presque entièrement quand on le mélange à l’eau, ce qui signifie qu’il ne restera pratiquement plus de molécules de HCl dans l’eau, seulement des ions Cl– et H+ ou H3O+. L’acide chlorhydrique est un acide fort. Dans le cas d’un acide faible, seule une partie de ses molécules se sera divisée en ions à un instant donné. Le deuxième élément important à connaître à propos d’un acide est sa concentration. Une forte concentration d’acide chlorhydrique vous brûlera, tandis que la même quantité d’acide diluée dans une piscine sera inoffensive. La plupart des acides que vous trouverez chez vous sont faibles et dilués, ce qui signifie qu’ils ne sont pas très dangereux. Par exemple, le vinaigre blanc, qu’on trouve dans de nombreux foyers, est une solution diluée d’un acide faible (acide acétique), ce qui le rend sans danger pour le ménage et la cuisine. Même si le cola est un mélange de trois acides différents, dans votre estomac il ne ferait pas le poids à côté de l’acide chlorhydrique fort et concentré !

Le co l’acid la contien ep td de l’a hosphoriq e cide c ue, et de itrique l’acid e carbo nique .

46 SOLUTION

DÉCOUVRIR : SOLUTION DE BASE Que diriez-vous d’un apéro de chips et de cornichons au vinaigre de malt, le tout arrosé de cola et d’un verre de jus d’orange ? Ces ingrédients acides sont une parfaite recette pour maux de ventre. Préparez le bicarbonate ! Quand nos estomacs sont trop acides, l’acidité remonte dans l’œsophage, ce qui crée des brûlures d’estomac. Un antiacide pourra alors être ingéré pour neutraliser l’acide (une réaction qui produit souvent des gaz).

NEUTRALISATION DES ACIDES Pour neutraliser un acide, les chimistes emploient une base. Si un acide est une substance capable de donner un proton (H+), une base est tout le contraire : elle sait accepter un proton. En reprenant l’exemple de l’acide chlorhydrique de la page 44, une molécule de HCl se divise en un proton (H+) et un ion chlorure (Cl–). Afin de neutraliser l’acide, l’ion réactif doit être ôté. C’est ce que fait la base.

L’hydroxide de sodium (NaOH) dissous dans l’eau fait une bonne base. Quand on le mêle à l’eau, il se divise en ions sodium (Na+) et ions hydroxydes (OH–). Les ions hydroxydes sont très réactifs et réagissent facilement avec les protons de l’acide. Donc, en dissolvant du NaOH dans l’eau, on crée une solution qui acceptera les protons et neutralisera l’acide. Quand une base est dissoute dans l’eau, la solution est dite alcaline. Quand du chlorure d’hydrogène est dissous dans l’eau, la solution est acide. La solution d’hydroxyde de sodium, elle, est alcaline.

UNE BASE POUR VOS PÂTES La levure chimique sert à faire lever les pâtes à gâteau, ce qu’elle fait par l’intermédiaire d’une réaction de neutralisation acido-basique. La réaction produit des bulles de dioxyde de carbone, ce qui forme la structure en éponge de bien des pâtes cuites.

LA CHIMIE DU COLA 47 SCIENCE SALÉE Si on mélange une solution acide et une solution alcaline, elles réagiront. Les H+ de l’acide réagiront avec les OH– pour former H2O (de l’eau). Et les Cl– et les Na+ réagiront pour former NaCl, autrement dit du sel de table. Si l’équilibre est le bon et qu’il y a le même nombre de moles d’acide et de base (voir pages 42-43), tout l’acide chlorhydrique sera neutralisé, seule demeurera de l’eau salée. Mais que se passerait-il si on s’était trompé et qu’on avait ajouté trop d’hydroxyde de sodium ? Tous les H+ auraient réagi, la solution ne serait donc plus acide, et beaucoup de OH– resteraient. D’acide à l’origine, la solution serait donc devenue alcaline.

Même si l’hydroxyde de sodium pourrait théoriquement neutraliser de l’acide en excès dans votre estomac, ce serait un remède pire que le mal. Les solutions alcalines sont tout aussi dangereuses que les solutions acides. Une solution d’hydroxyde de sodium est capable de brûler la peau. Pour soigner un estomac dérangé, il faut employer un outil bien plus doux de l’attirail du chimiste, tel que de l’hydroxyde d’aluminium ou du carbonate de magnésium.

NEUTRALISATION

Acide chlorhydrique

Hydroxyde de sodium

De l’eau salée est produite

48 SOLUTION

DÉCOUVRIR : RÉACTIONS ACIDO-BASIQUES Vous connaissez l’expression « les opposés s’attirent ». Ici, les opposés réagissent. Regardons de plus près les techniques de mesure de l’acidité d’un liquide et les réactions de l’acide qu’il contient.

LE TEST ACIDE L’échelle de pH est la technique qu’emploient les scientifiques pour mesurer l’acidité d’une solution. Un acide est une substance capable de donner un proton (H+), l’échelle de pH est donc logiquement une manière de mesurer la concentration des ions H+ d’une solution.

A VIN

TTERIE ACIDE DE BA

1

2

IGR

3 CO L

L’échelle de pH va de 0 à 14. Au milieu de l’échelle, le 7 est le point neutre : tout ce qui a un pH inférieur à 7 est acide, tout ce qui a un pH supérieur à 7 est basique. L’eau pure est neutre et se place au milieu, ce n’est ni un acide ni une base. Le cola a plus d’ions H+ que l’eau, son pH est donc inférieur, autour de 2,5. Le pH de l’acide gastrique de notre estomac est compris entre 1,5 et 3,5. Ainsi, le cola est aussi acide que l’estomac, pourtant capable de digérer la nourriture. Les dents sont très sensibles aux substances acides, c’est pourquoi le cola doit rester une friandise à déguster dans les grandes occasions.

E

TOM

4

5

A

ACID E GA STRI QUE

UR

ATE

6 PLUIE

JUS D’OR

ANGE

ACIDE

LAIT

IN

E AU

E

7 NEUTRE

Vous trouverez chez vous beaucoup d’acides et de bases : le cola est acide, la javel est basique ; le vinaigre est acide, le blanc d’œuf basique. Mais à quel point le cola est-il acide et la javel basique ? Il faut pouvoir comparer l’acidité des substances, et c’est là qu’entre en jeu l’échelle de pH.

8

LA CHIMIE DU COLA 49 BASES DE CUISINE Les solutions dont le pH est supérieur à 7 sont basiques. La plupart des produits ménagers que vous trouverez dans vos placards le sont. La javel par exemple est basique, son pH tourne autour de 12.

DÉCLENCHER UNE EFFERVESCENCE Voici une réaction de neutralisation à essayer chez vous : mélangez dans un verre 50 ml de vinaigre et une cuillère à café de bicarbonate de soude. Le mélange va réagir et faire des bulles. Les H+ sont dépensés et de l’eau est produite, le pH s’approche du neutre. L’effervescence produit aussi du dioxyde de carbone, le gaz qui donne ses bulles au cola.

Une base encore plus forte est la soude qui sert à déboucher les canalisations, dont le pH est de 13. Ces deux substances sont corrosives et doivent être manipulées avec précaution. Un liquide au pH élevé est tout aussi capable de brûler la peau qu’un acide. Certaines bases sont dangereuses, mais d’autres sont très utiles en médecine. Les pastilles antiacides sont basiques, elles servent à neutraliser les excès d’acide gastrique. Attention : cette réaction de neutralisation produit beaucoup de gaz.

EA

E UD

TAB ANT LETTE I AC I DE

MER

9

10

11

E IQU UST A C DE SOU

12 SAVON

B

BO I CA R

NAT

E

JAVE

L

BASE

13

14

15

50 SOLUTION

EXPÉRIMENTER : DÉTECTIVE ACIDE Les chimistes cherchent à comprendre le monde qui les entoure. Mener des expériences et enregistrer leurs observations les y aide. Dans cette expérience, vous fabriquerez un indicateur de pH avec un chou rouge et vous testerez le pH de quelques objets domestiques. La classification en acide, neutre ou base dépend de la concentration en ions H+. Une manière très répandue d’identifier la catégorie d’un liquide est de lui ajouter un indicateur. Un indicateur de pH est une substance qui, plongée dans une solution, subit un changement visible en fonction du pH de celle-ci, ce qui permet de déterminer si elle est acide, neutre ou basique. Un bon indicateur donnera même le pH exact.

IL VOUS FAUDRA : • des feuilles de chou rouge • Un blender • Un tamis • 500 ml d’eau • Un verre mesureur • Plusieurs petits verres

LA SÉCURITÉ D

’ABORD

SUBSTANCES À TESTER : • • • • • • •

Vinaigre Limonade Jus de citron Bicarbonate Savon liquide Tablette antiacide Détergent

acides et de Il y a peut-ê s bases plus tre des fortes chez mais ce sont vous, des produits dangereux, avec précau à manipuler tion. Évitez tout contact direct avec eux.

EN S É R P

CE

T EE L U A D AIR NÉCE

SS

LA CHIMIE DU COLA 51 CE QU’IL FAUT FAIRE : 1re partie : préparer l’indicateur 1. Hachez grossièrement les feuilles de chou et versez-les, ainsi que l’eau, dans le blender. (Demandez l’aide d’un adulte.) 2. Mixez le chou et l’eau jusqu’à ce que le mélange paraisse lisse. 3. Passez le mélange dans le tamis placé au-dessus du verre mesureur. L’eau sera de couleur bleu violacé. 4. Versez à peu près 50 ml du mélange dans autant de petits verres que vous pourrez.

LE KIT DE TEST

2e partie : tester le pH 1. Le liquide contenu dans les verres est neutre. C’est l’indicateur. Si vous ajoutez une base ou un acide, il changera de couleur. 2. Ajoutez quelques gouttes du liquide à tester dans l’un des petits verres remplis du mélange de chou et d’eau. 3. Observez le changement de couleur du mélange. Si vous voyez mal, placez le verre sur une feuille de papier blanc. (Si vous voulez tester un solide, par exemple une tablette antiacide, écrasez-le avant de le dissoudre dans l’eau.) 4. Si vous ajoutez de l’acide, l’eau devrait virer au rouge ; si vous ajoutez une base, elle devrait virer au bleu. Une base forte pourrait même la faire devenir verte. 5. Alignez les échantillons du plus acide au plus basique, en passant par le neutre.

Substance à tester

QUE SE PASSE-T-IL ? Indicateur

Cette expérience fonctionne car le chou contient des agents chimiques qui réagissent différemment selon la concentration d’ions H+ des ingrédients testés. C’est ce qui vous permet de tester le pH de ces produits domestiques.

52 SOLUTION

DÉCOUVRIR : SUPER SAVON Il n’y paraît pas toujours à première vue, mais certains produits domestiques sont en réalité des super-héros déguisés. Le savon est l’un de ces héros ; nous nous en servons tous les jours sans nous en apercevoir. Les trésors de chimie qu’il déploie sont pourtant remarquables. Le savon est sûrement l’un des plus simples et des plus vieux produits ménagers. Chimiquement, il est défini comme le sel d’un acide gras. Les acides gras sont les briques des graisses. Ils sont composés principalement de chaînes d’atomes de carbone liés par des atomes d’hydrogène. Cette définition aide à comprendre comment il nettoie.

PROPRIÉTÉS LAVANTES Le savon est une longue chaîne d’atomes de carbone et d’atomes d’hydrogène difficile à mélanger avec de l’eau. Cette chaîne est ainsi dite hydrophobe, elle « craint l’eau ».

Le savon est aussi un sel, substance composée d’ions (des molécules ou des atomes chargés). Le savon contient souvent du sodium, qui perd ses électrons extérieurs au profit de l’acide gras. Le sodium se retrouve ainsi chargé positivement, l’acide gras chargé négativement. Quand on mélange du savon et de l’eau, le sodium devient libre de se déplacer. Ce sodium positif s’éloigne alors de la chaîne d’acide gras, laissant derrière lui une région négativement chargée. Ce site négatif attire l’eau. On le décrit comme hydrophile, « qui aime l’eau ». Le savon est ainsi une longue chaîne qui n’aime pas l’eau, mais dont l’extrémité, qu’on appelle « la tête », chargée négativement, aime l’eau.

LA CHIMIE DU COLA 53

INGÉNIEUX SAVON

Molécule de gras

L’étape suivante pour comprendre comment le savon nettoie est de savoir ce qui salit les mains et les surfaces. Dans la plupart des cas, ce sera de la graisse, de l’huile ou de la poussière, toutes principalement faites d’atomes de carbone et d’hydrogène. Cette poussière carbonée est aussi hydrophobe, elle ne peut pas s’enlever facilement à l’eau car sa surface repousse l’eau.

LE SAVON À LA RESCOUSSE En chimie, le proverbe dit : « qui se ressemble se dissout ». Ce que cela signifie ici, c’est que des huiles qui repoussent l’eau aussi pourront dissoudre ces taches hydrophobes. Cependant, nettoyer des taches avec de l’huile laisserait nos mains, nos habits et nos surfaces couverts de taches de gras. Ce qu’il nous faut, c’est donc un truc qui enlève la poussière carbonée avant de partir à l’eau. En d’autres termes, ce qu’il nous faut, c’est du savon.

Molécules de savon

Quand les molécules de savon croisent de la poussière carbonée, de l’huile ou de la graisse, elles les encerclent. Elles s’alignent autour de la poussière avec leur queue hydrophobe face à la poussière, et leur tête hydrophile vers l’extérieur, du côté de l’eau. La poussière est alors enveloppée d’une bulle qui aime l’eau. Elle qui ne voulait pas se dissoudre, la voilà obligée de partir avec l’eau.

54 SOLUTION

APPRENDRE : CHASSE AUX MOLES Les moles sont fondamentales pour réussir les expériences. Si vous savez combien de moles vous avez, vous pouvez calculer combien de particules contient votre échantillon. Il est temps de tester tout ça ! Avant de commencer, voici quelques rappels concernant les termes employés :

Masse atomique relative (Ar ) : Masse moyenne d’un atome comparée à un douzième de la masse d’un atome de carbone. La masse des atomes est si petite qu’on préfère la comparer à celle de l’atome de carbone afin de disposer d’un nombre plus facile à manipuler. Masse moléculaire (Mr ) : Somme de toutes les masses atomiques relatives des atomes d’une molécule. Par exemple, le méthane est de formule CH4 ; pour calculer sa masse Mr, on ajoute la masse Ar de ses atomes : 12 pour le carbone et 1 pour l’hydrogène, ce qui nous donne 12 + 1 + 1 + 1 + 1 = 16. Constante d’Avogadro : Nombre de particules dans une mole. C’est une constante, qui a pour valeur 6,022 = 1023.

PETIT QUIZ : LES MOLES 1. Le saccharose est un sucre qu’on trouve beaucoup dans les sodas. Sa formule est C12H22O11. La masse atomique relative du carbone (C) est 12, de l’oxygène (O) 16, et de l’hydrogène (H) 1. Quelle est la masse moléculaire (Mr) du saccharose ?

2. Si une canette de cola contient 11 g de saccharose, combien de moles de saccharose contient-elle ? Indice : la page 43 contient une équation utile. 3. On mesure 100 g de saccharose et 100 g d’eau. Quel échantillon contient le plus de molécules ?

4. Une riche excentrique décide d’acheter une mole de sa friandise favorite, livrée en paquets solides de 1 cm3 (qui représentent les atomes). Elle les aligne au travers des États-Unis, dont la superficie est de 9,83 = 1016 cm2. Pourra-t-elle recouvrir tous les États-Unis ? Indice : la base d’un cube mesure 1 cm2. Qui a la plus grande superficie, la mole de friandise ou les États-Unis ?

LA CHIMIE DU COLA 55

APPRENDRE : QUESTION BRÛLANTE Maintenant que vous avez exploré le monde des acides et des bases, il est temps de tester votre savoir sur le pH.

PETIT QUIZ : ACIDES ET BASES 1. Un acide est généralement défini comme : a) un liquide corrosif b) une substance capable de donner un proton c) une substance qui dégage de la chaleur quand elle réagit d) un liquide capable d’ioniser l’eau 2. a) b) c) d)

Le pH du lait est à peu près : 3,2 6,6 7,0 8,4

3. Le pH mesure : a) la facilité avec laquelle les ions H+ se dissocient d’une molécule b) la charge de ce qui n’est pas de l’eau dans le composé c) le danger pour les tissus biologiques d) la concentration en ions H+

4. Quelle phrase est vraie ? a) L’eau de pluie est neutre et l’eau de mer basique. b) L’eau de pluie est basique et l’eau de mer acide. c) L’eau de pluie est acide mais l’eau de mer est basique. d) L’eau de pluie est acide et l’eau de mer neutre. 5. a) b) c) d)

Un acide fort : a une concentration élevée est complètement ionisé est partiellement ionisé a un taux de réaction élevée

6. Lequel de ces produits a le pH le plus élevé ? a) Le vinaigre b) Le cola c) L’eau savonneuse d) L’eau pure 7. On ajoute cinq gouttes d’une solution A dans un bécher B et le pH dans le bécher augmente. La solution est : a) acide b) alcaline (basique) c) neutre d) impossible à déterminer

8. Si un liquide a un pH de 10, il est : a) basique b) acide c) neutre

56 SOLUTION

EXPÉRIMENTER : DENTS TERRIFIANTES Tout le monde sait que boire trop de boissons sucrées est mauvais pour la santé, mais il est facile d’oublier que cela nuit aux dents, car le problème pourra n’apparaître qu’après plusieurs années. Cette expérience accélère le phénomène afin de mettre ce danger en évidence. Les boissons sucrées sont mauvaises pour les dents pour deux raisons : le sucre et l’acide. Le pH de la bouche est à peu près neutre, un environnement sain pour les dents. Si le pH descend et que la bouche devient acide, les dents se mettent à perdre du calcium, ce qui ramollit l’émail et favorise les caries. Le sucre est lui aussi lié au niveau d’acidité, mais indirectement. Quand on mange ou qu’on boit un aliment sucré, on ne nourrit pas que soimême, des millions de bactéries qui vivent dans nos bouches en profitent aussi. Le sucre est l’aliment parfait pour une bactérie : il se transforme facilement en énergie. Au cours de ce processus, la bactérie produira de l’acide lactique, et cet acide lactique attaque aussi le calcium de nos dents, comme les acides phosphorique et citrique du cola. Observons ce phénomène de plus près.

IL VOUS FAUDRA : • Une bouteille de cola de 500 ml avec un bouchon qui se visse • Au moins une dent de lait – si vous n’en avez pas, utilisez un os de poulet • Une aiguille à coudre • Un tamis • Un verre mesureur • Un appareil photo • Du papier et un stylo

LA CHIMIE DU COLA 57 CE QU’IL FAUT FAIRE :

4. Après trois jours, versez le cola au travers du tamis et dans le verre mesureur. Examinez la dent avec l’aiguille et prenez-la en photo. Remettez le cola et la dent dans la bouteille et revissez le bouchon.

2. Avec l’aiguille à coudre, examinez la dent. Est-ce possible de la rayer ? Si vous enfoncez doucement l’aiguille dans la dent, que se passe-t-il ? La racine de la dent est-elle molle ou dure ? Écrivez vos réponses.

5. Une semaine après la première étape, reprenez l’étape 4. Notez-vous des différences ? Si vous avez envie de prolonger l’expérience, pour un mois ou plus, il faudra peutêtre remplacer la dent.

1. Placez la dent sur une surface plane de couleur uniforme, par exemple une feuille blanche ou du carton coloré – et photographiez-la. Prenez la photo à un endroit où la lumière ne varie pas.

3. Placez la dent dans la bouteille de cola et remettez le bouchon. Stockez la bouteille dans un endroit sombre, dans un placard par exemple. Gardez en tête que cette expérience détruira sûrement la dent, n’utilisez pas un précieux souvenir d’enfance pour ça !

s

tre REZ rdle’aus V U O C É D mations su –93. es 92 infor en pag s e r c su

QUE SE PASSE-T-IL ? La dent a probablement perdu sa couleur. La racine, qui est la partie la plus fine et, de plus, dépourvue d’émail, est devenue molle. Après plusieurs semaines, il devient facile de rayer la dent avec une aiguille. Si vous avez d’autres dents de lait à détruire, répétez l’expérience avec d’autres liquides. Essayez avec un cola sans sucre ; y a-t-il une différence notable ? Essayez aussi avec de l’eau et du lait.

58 SOLUTION

DÉCOUVRIR : MATHS ET CHIMIE Quand des produits chimiques réagissent, on observe souvent les changements sans voir ce qu’il se passe au niveau moléculaire. Les chimistes ont néanmoins besoin de comprendre et de communiquer ce qu’il se passe à cette échelle. C’est là que les équations entrent en jeu. En chimie, les équations-bilans décrivent les réactions. Les réactifs (les ingrédients de départ) sont notés d’un côté et les produits (ce qui est formé durant la réaction) de l’autre. Comme en maths, ces équations doivent être équilibrées, autrement dit avoir le même nombre et le même type d’atomes de chaque côté. Voici quelques points pour comprendre le monde des équationsbilans en chimie.

1. Suivez les flèches Une grosse différence avec les équations en math, c’est qu’il n’y a pas de signe égal. Les chimistes emploient plutôt des flèches. Cela indique dans quel sens la réaction se produit, donc ce qui réagit, et ce qui est formé.

2. Voir le bon côté des choses Dans une équation-bilan, les réactifs et les produits sont chacun de leur côté, et la flèche pointe des réactifs aux produits :

Réactifs‫ ڵ‬Produits Par exemple, l’hydrogène réagit avec l’oxygène pour produire de l’eau, l’équation-bilan est donc :

Hydrogène + Oxygène‫ ڵ‬Eau 3. La symbolique en action Les chimistes écrivent réactifs et produits à l’aide de leurs symboles du tableau périodique des éléments (voir pages 68-69). L’hydrogène est de symbole H et chaque molécule contient deux atomes (c’est en fait du dihydrogène), nous écrivons donc H2. Le symbole de l’oxygène est O, et chaque molécule contient deux atomes (dioxygène), nous écrivons donc O2.

LA CHIMIE DU COLA 59 Nous avons maintenant toute l’équation :

H2 + O2‫ ڵ‬H20 4. Trouver l’équilibre Cette équation a un petit problème : elle n’est pas équilibrée. À gauche, deux atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène, à droite deux atomes d’hydrogène et un seul d’oxygène. Il est essentiel d’en avoir le même nombre des deux côtés, et nous pouvons y parvenir en rajoutant des choses. Pour que cette équation soit

équilibrée, il faut que deux molécules de dihydrogène réagissent avec une seule molécule de dioxygène. Voici donc ce que devient notre équation-bilan :

2H2 + O2‫ ڵ‬2H20 Nous avons bien quatre atomes d’hydrogène et deux atomes d’oxygène des deux côtés. Elle est équilibrée ! Deux molécules de dihydrogène réagissent avec une molécule de dioxygène pour produire deux molécules d’eau.

ÉQUATION ÉQUILIBRÉE Deux oxygènes Deux hydrogènes

PAS ÉQUILIBRÉE

ÉQUILIBRÉE

60 SOLUTION

APPRENDRE : BON ÉQUILIBRE L’équilibrage d’une équation permet de déterminer les quantités respectives des réactifs afin d’obtenir le produit voulu. Les pages 58-59 vous ont montré comment former une équation-bilan équilibrée, il est à présent temps de mettre en pratique ce nouveau savoir.

PETIT QUIZ : BILAN DES ÉQUATIONS 1. L’équation-bilan de la réaction du dihydrogène avec le dioxygène pour produire de l’eau est 2H2 + O2 ‫ ڵ‬2H2O. Que se passe-t-il si une mole de dihydrogène réagit avec une mole de dioxygène ? 2. Toute équation-bilan présente le même nombre d’atomes de chaque côté. Ce qui veut dire que : a) La masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits. b) La réaction est réversible. c) Les produits sont aussi réactifs que les réactifs. d) Le volume total de réactifs est égal au volume total des produits.

3. Quelle molécule commune manque dans cette équation de la combustion de l’éthane ? 2C2H6 + 702 ‫ڵ‬4C02 + 6 ___ 4. Les chimistes indiquent l’état des réactifs et des produits après leur symbole : solides (s), liquides (l), gaz (g) ou aqueux, dissout dans l’eau (aq). Ajoutez les bons états dans l’équation suivante, où de l’or métallique réagit avec un nuage de dichlore pour produire des cristaux jaunes de chlorure d’or. 2Au( ) + 3Cl2( ) ‫ڵ‬AuCl3( ) 5. Équilibrez les équations suivantes. Attention, elles sont de plus en plus difficiles ! a) TiCl4 + H20 ‫ڵ‬Ti02 + HCl b) Fe + 02 ‫ڵ‬Fe203 c) C12H22011 + 02 ‫ڵ‬C02 + H20

6. Réécrivez cette équation avec des mots à la place des symboles (vous l’avez déjà rencontrée pages 46–47): HCl + NaOH ‫ ڵ‬NaCl + H2O 7. Quelle information une équation-bilan ne donne-t-elle pas en général ? a) Les produits de la réaction b) L’état des réactifs c) Le rapport molaire de la réaction d) La vitesse de réaction 8. Il y a toujours plus de réactifs que de produits. Vrai ou faux ?

LA CHIMIE DU COLA 61

APPRENDRE : AU LABO Il y a des liens entre l’équipement et les avertissements de sécurité d’un laboratoire et certains produits ménagers. Reliez chaque équipement et chaque symbole (de 1 à 9) à sa description (de A à H).

1. 2.

7.

ur vage, po ille de la r du te u o B i. ute t r ou ajo nettoye ns un récipien a d liquide

h. Très toxique

g. Capsule d’évaporation (peut être chauffée pour vaporiser un liquide)

8. ée (pour d. Fiole jaug lutions so s de er ar ép pr mes précis) lu vo s avec de

z co e. Ga

3. 4.

mpri

mé

b. Spatu le des poud pour transvaser res

9. a. Fiole Erlenmeyer (permet de mélanger des liquides sans les faire déborder)

5.

6.

c. Inflammable

indr f. Cyl

e mes

u re u r

62 SOLUTION

EXPÉRIMENTER : DÉPÊCHONS ! Les chimistes ne veulent pas seulement comprendre les réactions, ils cherchent aussi à les contrôler. En cuisine, il est important de connaître les temps de cuisson, ainsi que les dates de péremption. Derrière ces durées banales se cachent des réactions chimiques complexes. Pour contrôler une réaction, il faut comprendre sa vitesse, autrement dit la vitesse à laquelle les produits sont formés et les réactifs consommés. Cette expérience s’intéresse à quelques facteurs qui déterminent cette vitesse, en mesurant le temps nécessaire pour qu’un solide se dissolve dans l’eau. En variant les conditions, on note des changements dans cette vitesse de réaction.

IL VOUS FAUDRA : • Des comprimés solubles de vitamine C ou du sucre en morceau • De l’eau chaude et de l’eau froide • Un chronomètre • Quelques verres

VITESSE DE RÉACTION

ÉTAPE 1

ÉTAPE 2

ÉTAPE 3

LA CHIMIE DU COLA 63 CE QU’IL FAUT FAIRE : Commencez par une expérience de contrôle en conditions normales. Ainsi, vous pourrez comparer les résultats des différentes expériences selon les modifications apportées aux conditions initiales. 1. Remplissez un verre avec de l’eau à température ambiante (si l’eau du robinet est froide, attendez un peu). 2. Jetez un comprimé de vitamine C ou un morceau de sucre dans l’eau. Démarrez le chronomètre. 3. Laissez couler le temps jusqu’à ce que le solide soit totalement dissous dans la solution et notez la valeur obtenue. Ce temps est le temps de dissolution du comprimé ou du morceau de sucre en conditions normales.

TEMPÉRATURE Une manière simple de modifier une vitesse de réaction est de changer la température à laquelle elle se déroule. Répétez l’expérience avec de l’eau froide, puis avec de l’eau chaude, et comparez les temps obtenus. Vous devriez noter que plus l’eau est chaude, plus rapide est la réaction. Pour qu’une réaction ait lieu, les réactifs doivent entrer en contact. En augmentant la température, on permet

aux particules de se déplacer plus vite. Et plus elles bougent vite, plus elles ont de chance de rencontrer une autre particule et de réagir à sa présence.

SURFACE DE CONTACT Répétez l’expérience mais écrasez cette fois le comprimé ou le morceau de sucre avant de l’ajouter à l’eau. La poudre devrait se dissoudre très rapidement. Quand elle était sous forme de cube ou de comprimé, l’eau n’avait accès qu’à l’extérieur du solide ; si vous l’écrasez, vous augmentez la surface de contact. Comme cette surface est plus grande, l’eau rentre en contact avec bien plus d’éléments du solide dès le début, si bien que la vitesse de réaction est supérieure.

MÉLANGE Répétez l’expérience, cette fois en mélangeant constamment. Cela devrait augmenter le nombre de collisions entre les particules du comprimé et celles de l’eau, et une nouvelle fois augmenter la vitesse de réaction. Que se passe-t-il quand vous jouez sur les trois variables à la fois, température, surface de contact et mélange ? Vous devriez voir la vitesse de réaction augmenter encore.

CHAPITRE 3

COMPOSANTS CHIMIQUES DÉCOUVRIR... APPRENDRE... EXPÉRIMENTER...

66 COMPOSANTS CHIMIQUES

DÉCOUVRIR : DIVISER L’INDIVISIBLE Pour comprendre la chimie du cola et des produits ménagers aussi bien que des planètes, il faut connaître les atomes qui les composent. Les atomes sont souvent surnommés les briques élémentaires de la matière, car toute chose en contient !

LES BRIQUES DES BRIQUES Voici plus de 2 000 ans que des philosophes ont inventé la théorie qui voudrait que le monde soit entièrement composé de toutes petites particules. Ces unités élémentaires, les plus petites possibles, étaient pensées indivisibles, impossibles à séparer en unités plus petites qu’elles. Leur théorie était en partie fausse.

Après plus de 2 000 ans d’hypothèses, d’expérimentation et d’idées nouvelles, les scientifiques se sont rendu compte que l’atome n’est pas indivisible, mais composé de particules plus petites que lui. Cette conception moderne de l’atome est née il y a cent ans à peine.

VOILE NUAGEUX Tous les atomes ont la même structure de base : un noyau dense composé de protons et de neutrons, autour duquel orbitent des électrons. Presque toute la masse de l’atome est dans le noyau, celle des électrons est très faible. Quand un chimiste dessine un atome, il lui donne souvent l’aspect d’un petit système solaire, avec le noyau au milieu comme le Soleil et les électrons formant des orbites circulaires à bonne distance de ce centre massif. L’ana nous a logie du sy stèm ide mais la à visualise e solaire r les c réalité hose e étrang st bien plus s, e.

LA CHIMIE DU COLA 67

SYSTÈME SOLAIRE OU NUAGE ? Proton

Atome d’hydrogène Électron

Neutron

Noyau

“SYSTÈME SOLAIRE”

Cette analogie est imparfaite. Les électrons orbitent bien le noyau, mais pas à la manière d’une planète. Très petit et très léger, l’électron se déplace si vite qu’il est impossible de savoir où il se trouve à un moment précis. On peut ainsi le voir comme un nuage autour du noyau, ce que chimistes et physiciens appellent une orbitale atomique. La plus simple de ces orbitales serait une sphère autour du noyau. Mais plus il y a d’électrons, de protons et de neutrons, plus les orbitales deviennent complexes, formant des sortes de lobes, orientés en différentes directions.

C’EST PAREIL MAIS DIFFÉRENT Tous les atomes partagent la même structure, mais leurs propriétés changent selon le nombre de protons et de neutrons. Les différents types d’atomes, qu’on appelle les éléments, sont déterminés par le nombre de

NUAGE ORBITAL

protons de leur noyau. Par exemple, les atomes à 17 protons sont du chlore, ceux à 18 protons de l’argon. Le nombre de protons du noyau est appelé le numéro atomique. Les chimistes ont observé 118 numéros atomiques, 118 éléments différents découverts ou créés en laboratoire.

PARTICULES SUBATOMIQUES Les atomes sont composés de particules plus petites : électrons, protons et neutrons.

ÉLECTRON : particule négativement chargée PROTON : particule positivement chargée dont la masse est environ 2 000 fois celle de l’électron NEUTRON : particule sans charge de masse environ égale à celle du proton

68 COMPOSANTS CHIMIQUES

DÉCOUVRIR : TABLEAU PÉRIODIQUE Les rayons de supermarché sont organisés de sorte que les clients y trouvent leur soda préféré. Le tableau périodique remplit le même rôle pour les chimistes, il range les éléments de façon très intelligente, afin qu’on repère d’un coup d’œil leur comportement et leurs propriétés. Un élément se définit par le nombre de protons présents dans son noyau. C’est ce qu’on appelle le numéro atomique de l’atome. Chaque élément a un numéro atomique différent, du premier, l’hydrogène, jusqu’à l’élément 118, l’oganesson. Le tableau ci-contre a peut-être l’air complet, mais à mesure que la science progressera, il deviendra possible de créer des éléments de plus en plus lourds, si bien qu’il sera nécessaire d’ajouter une ligne au tableau.

COLONNES DE RESSEMBLANCE En français, un texte se lit de gauche à droite. Mais le tableau périodique des éléments peut se lire de bas en haut, de haut en bas, horizontalement et même en diagonale. Ses colonnes sont appelées les groupes. Les éléments d’un même groupe se comportent de manière similaire. Par exemple, si on prend la première colonne, c’est-à-dire le groupe qui contient le lithium, le sodium et le potassium, tous réagissent violemment avec l’eau. Tout à droite, en revanche, le groupe qui contient le néon, l’argon et le krypton, est entièrement composé de gaz inertes, qui ne réagissent pas. Les éléments d’un même groupe réagissent de la même manière car ils ont le même nombre d’électrons sur leur orbitale la plus externe, ce qui détermine les liens qu’ils peuvent créer avec d’autres éléments.

Cesium

69 LE PRIX DU MÉTAL LE PLUS MÉTALLIQUE EST ATTRIBUÉ À… Le tableau périodique nous renseigne aussi sur le comportement métallique des éléments : à quel point il leur est facile de perdre un électron. En se déplaçant vers la droite de la table, il devient de plus en plus dur de perdre un électron, les éléments sont de moins en moins métalliques. En se déplaçant vers le bas, les éléments sont au contraire plus métalliques. Le métal le plus métallique, le francium, se trouve ainsi dans le coin en bas à gauche.

TABLEAU PÉRIODIQUE

Aluminium

Sulfur

70 COMPOSANTS CHIMIQUES

EXPÉRIMENTER : FER COMESTIBLE Certains éléments chimiques jouent un rôle important dans notre santé. Un régime alimentaire contenant beaucoup de fruits et de légumes est le meilleur moyen de se procurer les éléments nécessaires ; chaque légume et chaque fruit nous y aident à leur façon. Les bananes sont riches en potassium (K), qui fait fonctionner nos nerfs et relaient les messages à notre cerveau. Les lentilles contiennent beaucoup de zinc (Zn), qui aide le système immunitaire, et les épinards du fer (Fe), pour la bonne santé du sang. Il est parfois difficile de se procurer les éléments requis dans la nourriture de supermarché. Les céréales de petit déjeuner ont toujours été controversés, souvent ciblés sur les enfants mais sans réelle valeur nutritionnelle. En 1938, pour combattre cela, les fabricants de céréales se sont mis à « enrichir » leurs produits avec des vitamines et des minéraux, autrement dit en ajoutant des éléments nécessaires à notre santé. Dans cette expérience, vous traquerez le fer de votre nourriture et le séparerez afin de mieux le détecter. Le fer est l’un des métaux les plus abondants sur terre, il compte pour plus de 30 % de la masse totale de la planète. C’est aussi un métal très utile. Les humains s’en servent pour fabriquer des outils, des armes et des bijoux depuis des milliers d’années, et le fer les a maintenus en bonne santé depuis plus longtemps encore !

IL VOUS FAUDRA : • 150 g de céréales enrichies (par exemple, des cornflakes) • 2 sacs congélation • Un rouleau à pâtisserie • De l’eau • Un aimant puissant (de préférence néodyme)

LA CHIMIE DU COLA 71 CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Versez des céréales dans un sac congélation et fermez-le. Écrasez les céréales au rouleau jusqu’à obtenir une poudre. Transférez la poudre dans le deuxième sac congélation, car vous pourriez avoir troué le premier en écrasant les céréales. 2. Ajoutez de l’eau dans le sac jusqu’à le remplir à moitié. Faites sortir un peu d’air et fermez le sac.

4. Quand la mixture a bien été mélangée, soulevez doucement le sac et l’aimant ensemble. N’éloignez pas l’aimant du sac. Si vous regardez attentivement la zone du sac qui touche l’aimant, vous devriez y apercevoir de petites paillettes sombres : c’est le fer. Si vous déplacez l’aimant doucement, les paillettes le suivront.

3. Mélangez doucement le contenu du sac, laissez les céréales se dissoudre puis attendez une heure. Posez l’aimant sur une table et placez le sac dessus. Sans le déplacer, appuyez doucement sur le sac pour le mélanger. Toute la mixture doit pouvoir passer devant l’aimant.

QUE SE PASSE-T-IL ? Il n’y a d’ordinaire que 1 g de fer dans 10 kg de céréales, si bien que vous n’en trouverez pas beaucoup, mais il devrait y en avoir un peu. Un apport de 18 mg de fer quotidien est suffisant pour la santé de votre sang !

IDENTIFIER LE FER Sac congélation

Cornflakes écrasées

Aimant puissant

72 COMPOSANTS CHIMIQUES

APPRENDRE : CHASSE AUX ÉLÉMENTS Vous venez de découvrir le fer caché dans vos céréales. Analysons maintenant notre relation aux autres éléments, en particulier ceux que nous trouvons dans nos aliments. Il y a 118 éléments différents et on en trouve 60 dans le corps humain (parfois en quantité infime). Nous n’avons besoin que de 20 d’entre eux pour survivre, mais chacun joue un rôle important.

ÉLÉMENTAIRE, MON CHER WATSON Il est temps de mener une enquête élémentaire afin de savoir combien d’éléments vous trouverez chez vous. Pour vous aider, vous trouverez ci-contre la liste des éléments les plus communs du corps humain.

• BORE (B) • CALCIUM (Ca) • CARBONE (C) • CHLORE (Cl) • CHROME (Cr) • COBALT (Co) • CUIVRE (Cu) • FLUOR (F) • HYDROGÈNE (H) • IODE (I) • FER (Fe) • MAGNÉSIUM (Mg) • MANGANÈSE (Mn) • MOLYBDÈNE (Mo) • AZOTE (N) • OXYGÈNE (O) • PHOSPHORE (P) • POTASSIUM (K) • SÉLÉNIUM (Se) • SILICONE (Si) • SODIUM (Na) • SOUFRE (S) • ÉTAIN (Sn) • VANADIUM (V) • ZINC (Zn)

LA CHIMIE DU COLA 73 OÙ COMMENCER ?

POUR ÉPICER LE TOUT

Pourquoi ne pas commencer cette chasse aux éléments dans une canette de cola ? Regardez les ingrédients. Cela peut changer selon les marques, mais il y aura probablement : eau gazéifiée, sucre, colorants, acide phosphorique, arômes naturels et caféine. Certains d’entre eux ne vous sont peut-être pas familiers, mais vous pouvez trouver là deux des éléments essentiels de notre liste, et encore deux de plus en renommant l’eau « monoxyde de dihydrogène ».

Vous trouverez deux éléments de plus dans le placard à épices. Dans le doute, vérifiez les ingrédients du sel. Il contient sûrement du ferrocyanure ; les éléments sont un peu déguisés, mais la racine latine ferrum du fer est un indice. S’il s’agit d’un sel allégé en sodium, vous devriez aussi pouvoir rayer le potassium de la liste.

VITAMINES ET MINÉRAUX Nous avons trouvé du fer dans les céréales aux pages précédentes. Regardons leur boîte de plus près cette fois-ci, avec une attention particulière pour les vitamines et les minéraux ajoutés. Comme pour la canette de cola, certains mots vous seront inconnus. C’est souvent du jargon scientifique. Par exemple, la niacine pourrait être appelée vitamine B3 ou bien acide nicotinique. La plupart des vitamines contiennent de l’azote, ce qui amène notre total d’éléments à neuf au moins.

BUVEZ FRAIS Foncez au frigo et voyez ce qu’on y trouve. Il y a au moins un élément facile à repérer. Les ingrédients du fromage, du lait ou des boissons au soja devraient vous indiquer pourquoi ces produits sont bons pour les os et les dents.

GARDER LE SOURIRE Allez à la salle de bains pour regarder les ingrédients du dentifrice. Il doit y avoir au moins un élément qui renforce les dents caché dedans. Pendant que vous y êtes, ouvrez le tiroir de médicaments, cela peut être un véritable trésor pour un chercheur d’éléments tel que vous (mais demandez l’aide d’un adulte).

ÉLÉMEN

TS

74 COMPOSANTS CHIMIQUES

DÉCOUVRIR : CONNEXIONS CHIMIQUES Au centre de tous les domaines de la chimie se trouvent les liaisons. La chimie est la science de la formation et de la déformation des liaisons, qu’il s’agisse d’une interaction entre rayons cosmiques et gaz de l’atmosphère ou de votre corps réagissant au sucre du cola. Comme l’ont montré les pages 66-67, les atomes contiennent un noyau dense de protons et de neutrons entouré d’un nuage d’électrons. Pour ne pas se percuter sans cesse, les électrons se placent sur différentes orbitales. Ce sont ces électrons qui déterminent la chimie de l’atome et le genre de liaisons qu’il formera.

COUCHE DE VALENCE Les orbitales sont nombreuses et ne suivent pas toutes une trajectoire circulaire, si bien que, pour mieux les saisir, nous les regroupons par couches, comme dans un oignon. Ces couches se remplissent de l’intérieur vers l’extérieur. La couche la plus externe, appelée couche de valence, intervient dans les liaisons. Quand des atomes se lient, certains cherchent à gagner des électrons, d’autres à s’en débarrasser : tout dépend du nombre d’électrons de leur couche de valence. Prenons une couche capable de contenir huit électrons. Le nombre d’électrons qui s’y trouve avant l’interaction détermine la réaction et les liaisons de l’atome.

Un ou deux électrons : L’atome va vouloir s’en débarrasser. Il finira positivement chargé, car il aura à la fin de la réaction plus de protons que d’électrons. Entre trois et six électrons : L’atome cherchera à partager des électrons avec d’autres atomes pour remplir sa couche de valence jusqu’à huit.

Place pour d’autres électrons Électron

COUCHE DE VALENCE DU SODIUM AVEC UN SEUL ÉLECTRON

LA CHIMIE DU COLA 75 Sept électrons : L’atome voudra remplir sa couche de valence et s’appropriera l’électron d’un autre atome. Il sera donc négativement chargé puisqu’il aura plus d’électrons que de protons. Huit électrons : Sa couche de valence est pleine, il ne cherchera ni à gagner d’autres électrons, ni à en partager, ni à s’en débarrasser.

TOUT OU RIEN

Les atomes qui perdent des électrons et deviennent positivement chargés ou qui les volent et deviennent positivement chargés sont appelés des ions, susceptibles de former des liaisons ioniques. C’est ce qui passe quand du sodium et du chlore forment du sel de table (du chlorure de sodium). Les atomes qui partagent leurs électrons forment des liaisons covalentes, comme quand un atome de carbone se lie à deux atomes d’oxygène pour créer une molécule de dioxyde de carbone.

Avec leur couche de valence, les atomes sont dans une logique de tout ou rien. Si elle est moins que moitié pleine, ils perdent leurs électrons ; autour de la moitié, ils les partagent, et si leur couche de valence est presque pleine, ils volent ceux qui leur manquent.

LIAISONS ATOMIQUES Transfert d’électron Électron

COUCHE DE VALENCE DU CHLORE, QUI PEUT ACCUEILLIR UN AUTRE ÉLECTRON

LA LIAISON ATOMIQUE

76 COMPOSANTS CHIMIQUES

APPRENDRE : SUCCÈS PÉRIODIQUE Testez vos connaissances des éléments du tableau périodique en reliant chaque élément à sa description.

1. H

2. Oga

ydro g

ène

entiel nt ess s. a s o p a. Com et des dent des os

nesson

3. Calcium

o 4. Arg

n

b. Important pour le fonctionnement des nerfs.

du la bole vient c. Son sym rrum. fe ique d. Sa masse atom 1. de t es e relativ

ient u cont a y o n e. Son protons. 17

5. Francium

f. C’es t 6. Fer

ssium 7. Pota

8. Ch

tin

le dern ie du tab r élément leau.

taux. des mé e u iq ll ta lus mé g. Le p

lore

h. Gaz ine

rte.

LA CHIMIE DU COLA 77

APPRENDRE : ÉCHANGE ÉLECTRONIQUE Grâce à vos connaissances sur le tableau périodique (pages 68-69) et les liaisons atomiques, répondez à ces questions.

PETIT QUIZ : ÉLECTRONS 1. Dans le tableau périodique, une case vers la droite signifie un proton de plus et si l’atome est neutre un électron aussi. Combien d’électrons a en temps normal l’élément 23 ? Et l’or ? 2. En règle générale, une case vers la droite dans le tableau signifie un électron ajouté à la couche électronique externe, la couche de valence de l’atome, et se déplacer d’une rangée signifie qu’on entame une nouvelle couche. Cela devient plus complexe quand on arrive à la 4e rangée, ces questions se limitent donc aux trois premières. a) Combien d’électrons possède l’oxygène dans sa couche de valence ? (Indice : On recommence à 1 à chaque fois qu’on entame une nouvelle rangée.)

b) Les atomes aiment remplir complètement leur couche de valence. Combien d’électrons l’oxygène doit-il gagner pour cela ? 3. Trouvez l’argon dans le tableau périodique. a) Combien a-t-il d’électrons sur sa couche de valence ? b) Combien sa couche de valence peut-elle contenir d’électrons ? c) Quel genre de liaisons l’argon peut-il former? 4. a) Le sodium est un métal très réactif. Analysez sa configuration électronique pour en déterminer la raison. b) Le sodium perdra-t-il ou gagnera-t-il des électrons en réagissant ? c) Le sodium réagit avec le chlore pour produire du sel, du chlorure de sodium. Qu’arrive-t-il aux électrons de la couche de valence du sodium durant la réaction ?

5. Quelle phrase décrit le mieux les liaisons covalentes ? a) Elles sont formées par la perte ou le gain d’électrons. b) Elles sont formées par le partage d’électrons. 6. L’une des composantes principales du cola est le sucre, une molécule composée de carbone, d’oxygène et d’hydrogène. Quel genre de liaison le carbone forme-t-il en général, ionique ou covalente ?

78 COMPOSANTS CHIMIQUES

DÉCOUVRIR : MAGNIFIQUES MOLÉCULES Dans une bouteille de cola standard, il y a au moins cinq types d’atomes : hydrogène, oxygène, carbone, azote et phosphore. Bien sûr, nous ne l’achetons pas dans son état élémentaire, sans quoi nous aurions une bouteille de gaz avec un peu de poudre au fond. Les éléments y sont liés en combinaisons variées et délicieuses de molécules. Les molécules sont faites d’atomes maintenus ensemble par des liaisons chimiques. Pour visualiser ce fonctionnement, pensez aux atomes comme à des lettres et aux molécules comme à des mots. Quand on écrit, on assemble des lettres pour fabriquer des mots. En chimie, on assemble des atomes pour fabriquer des molécules. Pour le langage, l’ordre des lettres fait une grosse différence. Par exemple, le titre « la chimie du cola » peut être

organisé de manière à composer « euh moi cadillac ». Deux mots peuvent être composés des mêmes lettres, mais placées dans des ordres différents, chacun avec son propre sens. Il en va de même pour les molécules : deux molécules différentes peuvent contenir le même nombre et les mêmes types d’atome, mais organisés différemment, si bien que la même collection d’atomes peut produire deux substances aux propriétés très éloignées.

LA CHIMIE DU COLA 79 L’IMPORTANCE DES LIAISONS

ISOMÈRES DE CONSTITUTION Changer l’ordre des atomes sans changer leur nombre ni leur type crée un isomère de constitution. Par exemple, le butane est de formule C4H10. C’est une colonne de carbone entourée d’hydrogènes.

H

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H

H

H

H

Mais toutes les molécules de formule C4H10 ne sont pas du butane ; il y a d’autres manières d’organiser les mêmes atomes. Ci-dessous, vous pouvez voir le méthylpropane, de même formule C4H10.

H

H

H

H

C

C

C

H H

H

H C

H

H Plutôt qu’une chaîne de quatre atomes de carbone, c’est une chaîne de trois atomes plus un en dessous. Ces molécules se ressemblent mais elles se comportent différemment. Par exemple, le butane bout à 0 ºC, tandis que le méthylpropane bout à – 12 ºC. Plus les atomes sont réarrangés, plus les différences peuvent être prononcées.

On pourrait croire le nombre de combinaisons illimité, mais tout dépend des liaisons que les atomes sont capables de former. L’hydrogène ne peut en former qu’une, l’atome de carbone, quatre. Autrement dit, tous les hydrogènes sont liés à un seul atome, tandis que tous les carbones sont liés à quatre atomes. La formule C4H10 ne peut ainsi être organisée que de deux façons : sous forme de butane ou de méthylpropane (voir l’encadré à gauche). Heureusement, les molécules du cola ne s’amusent pas à former d’isomères de constitution en permanence. Il faut des réactifs ou beaucoup d’énergie pour casser des liaisons et en reformer d’autres, si bien que les sucres de votre cola restent des sucres.

80 COMPOSANTS CHIMIQUES

DÉCOUVRIR : SURFACES RAPIDES Le chapitre 1 a exploré et expliqué la glace : comment elle se lie, pourquoi elle flotte et comment en créer en un instant. Il reste cependant une question d’importance : qu’est-ce qui rafraîchit le plus vite une boisson, la glace pilée ou les glaçons ? La réponse est la glace pilée. La raison pour cela est à chercher dans la surface d’échange, une notion très importante en chimie et en physique. Elle joue sur les vitesses de réaction et les propriétés du matériau.

POMMES ET OXYGÈNE Pour qu’une réaction ait lieu, il faut que s’établisse un contact entre les réactifs. Quand l’un d’eux est un solide, la quantité de surface exposée modifiera la vitesse de réaction. Prenez une pomme. Sa peau lui permet de rester fraîche pendant longtemps, mais dès qu’on la croque, la chair claire va rapidement brunir. L’oxygène de l’air enclenche une réaction qui brunit les substances incolores de la pomme. La réaction ne démarre pas tant que la peau est intacte, car la chair de la pomme n’est pas encore en contact avec l’air. Le résultat sera toutefois rapidement visible une fois la peau entamée.

Dès qu’elle est ouverte, une pomme se dégrade. Si vous l’avez croquée, toute cette surface croquée va se mettre à réagir. Si vous l’avez coupée en deux, les deux faces internes réagiront. Si vous l’avez découpée en morceaux, la réaction sera visible sur toutes les surfaces exposées. Plus la surface exposée à l’air est grande, plus la pomme s’abîmera vite.

LA CHIMIE DU COLA 81 AUGMENTER LA SURFACE La réaction entre la chair de pomme et l’oxygène de l’air est la même que vous l’ayez croquée ou coupée. Mais le découpage augmente la surface de chair que l’oxygène peut atteindre. Parfois, augmenter la surface d’échange d’un solide n’est pas plus compliqué que ça : il suffit de le découper. Les chimistes ont leurs propres techniques pour augmenter les surfaces d’échange. Ils parviennent dans certaines conditions à modifier la structure des solides pour les transformer en éponge, pleines de trous, ou pores. Ces pores permettent aux gaz et aux liquides de pénétrer profondément dans le solide et de réagir avec tout le matériau d’un coup, une technique employée dans les systèmes de purification rapide de l’eau.

RECORDS En 2018, des scientifiques en Allemagne ont battu le record du monde de la plus grande surface pour un matériau. Le DUT–60 est une grosse molécule en forme de cage, pleine de trous, dont la surface est de 7 800 m2/g. Un seul gramme de DUT–60 est ainsi suffisant pour couvrir un terrain de foot et demi.

Les tranches de pomme bruniront vite.

POUSSIÈRE DANGEREUSE Quand elles concernent de très grandes surfaces, les réactions peuvent être dangereusement rapides. En 1981, une usine de crème anglaise de Banbury, en Angleterre, a explosé après qu’un mélange de farine de maïs et de poussière dans l’air avait pris feu. Les pompiers sont intervenus, l’eau s’est mélangée à ce qu’il restait de farine, et c’est ainsi que de la crème anglaise a dévalé les rues.

82 COMPOSANTS CHIMIQUES

APPRENDRE : DESSINS CHIMIQUES Le chapitre 2 a expliqué les différentes manières d’écrire une réaction chimique à l’aide de mots ou de symboles. Une autre technique consiste à dessiner les molécules impliquées. C’est pour les chimistes un moyen simple et très visuel de comprendre leur structure.

Il y a plusieurs façons de dessiner des molécules, que ce soit en deux ou en trois dimensions. Nous en resterons ici aux représentations en 2D, mais il faudra se rappeler que les molécules sont en 3D, si bien que la réalité est assez différente de nos dessins tout plats.

H

H

H

C

C

H

H

H O

ÉTHANOL

ATOMES LIÉS Vous voyez ci-dessus le schéma d’une molécule d’éthanol, une forme d’alcool. Sa formule est C2H5OH. Pour la dessiner, nous utilisons les symboles des éléments pour les atomes, tandis que les lignes représentent les liaisons. Les liaisons nous indiquent où se trouvent les électrons partagés. Les atomes peuvent former entre une et quatre de ces liaisons, un nombre qui dépend de l’élément considéré. Un atome d’hydrogène ne peut en former qu’une, l’oxygène deux et le carbone quatre. Dans l’éthanol, on voit que

chaque atome a son nombre de liaison préféré, ce qui en fait une molécule stable. Le O et le H de droite doivent être considérés comme un tout, une unité OH, comme dans la formule.

MÉLANGE Il faut nous assurer que tous les atomes ont le bon nombre de liaisons, mais que se passe-t-il si on change l’ordre des atomes ? Rappelez-vous, une molécule est composée d’atomes comme un mot est composé de lettres, aussi changer l’ordre des atomes ou des lettres changera tout.

LA CHIMIE DU COLA 83 DÉFI N° 1 :

3. L’éthane est aussi un gaz inflammable, de formule C2H6. Dessinez la molécule. L’éthane a-t-il un ou des isomères de constitution ?

1. L’éthanol a un isomère de constitution, une molécule de même formule, mais de structure différente. Mélangez les atomes de l’éthanol pour former une autre substance, l’éther méthylique. Rappelez-vous que le nombre de liaisons doit rester le même, l’hydrogène n’en forme qu’une, l’oxygène deux, le carbone quatre. (Indice : Placez l’oxygène au centre.)

4. Une molécule de pentane, un liquide, est plus grosse que celle d’éthane ou de méthane. Sa formule est C5H12. Dessinez cette molécule et déterminez son nombre d’isomères.

DOUBLE DÉTENTE

2. Le méthane est un gaz inflammable, dangereux pour l’environnement s’il est en trop grande quantité (les vaches en produisent beaucoup au cours de leur digestion). Sachant que la formule du méthane est CH4, dessinez une molécule de méthane.

Le carbone aime former quatre liaisons, pas nécessairement avec les mêmes atomes. Si un atome aime former plus d’une liaison, il peut former une liaison double, comme dans l’acétate isoamyle, qui donne aux bananes leur odeur. Dans cette molécule, le carbone et l’oxygène forment une liaison double.

H H

H

H

0

C

C

H

O

C

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H

H

H

H

ACÉTATE ISOAMYLE

DÉFI N° 2 : Dans la molécule de dioxyde de carbone (CO2 ), les atomes d’oxygène forment des liaisons doubles avec le carbone. Dessinez la molécule.

84 COMPOSANTS CHIMIQUES

APPRENDRE : SURFACES SUSPECTES Les surfaces et les volumes sont très importants pour comprendre les réactions chimiques. Tous les chimistes doivent ainsi bien maîtriser les mathématiques sous-jacentes. Cette section s’intéresse aux équations concernées et les met en pratique.

PETIT QUIZ : VOLUMES ET SURFACES Les pages 80-81 ont montré à quel point la surface est importante lors d’une réaction chimique. Selon la surface concernée, une réaction peut être très lente ou au contraire explosive. Afin de comprendre et contrôler les réactions, il faut donc bien comprendre les mathématiques liées aux surfaces. De même, savoir calculer correctement un volume est essentiel. Les équations de cette page et de la page 85 indiquent comment calculer surfaces et volumes. Utilisez-les pour résoudre les problèmes de la page 85. Le rayon (r) est la distance entre le centre d’un cercle et son bord, la hauteur (h) est la distance entre le bas et le haut d’un objet et pi (π) la longueur du bord d’un cercle (sa circonférence) divisée par sa largeur (son diamètre). Pour tous les cercles, π est égal à environ 3,14. r

h

VOLUME D’UN CYLINDRE = πr2h SURFACE D’UN CYLINDRE = 2πrh + 2πr2

LA CHIMIE DU COLA 85

VOLUME D’UN CUBE = a3 SURFACE D’UN CUBE = 6a2

1. L’équation de la surface d’un cylindre est la somme de deux parties. Qu’est-ce que chacune d’elle représente ? 2. Une canette de cola fait 330 ml. Sa hauteur est de 11 cm. a) Quel est le rayon de la canette ? (Indice : 1 ml est égal à 1 cm3.) b) Quelle est la surface d’une canette de cola ?

3. Prenons un cube de glace de 25 cm de côté. a) Quel est le volume du cube ? b) Quelle est la surface du cube ? c) Vous percez un trou cylindrique de 2,5 cm de rayon dans le cube, qui va d’un côté à l’autre. Quel est le volume de ce trou ? Quel est à présent le volume du cube ?

4. La surface est tout spécialement importante quand on s’intéresse à la manière dont un liquide ou un gaz sera absorbé par une autre substance. Pouvez-vous trouver chez vous des objets dont la très grande surface est spécifiquement conçue pour être absorbante ?

86 COMPOSANTS CHIMIQUES

EXPÉRIMENTER : FONTAINE PÉTILLANTE Versez-vous du cola et vous verrez des bulles qui grossiront et s’élèveront jusqu’à la surface du verre. S’il pétille beaucoup, vous remarquerez même un flot continu de bulles formées au même endroit. Plongez le bout d’un doigt dans le cola et regardez de près ; vous verrez et sentirez sûrement qu’il se couvre de bulles minuscules. Pourquoi ? Parce qu’il est très rugueux. La clé de toute réaction chimique est l’énergie. Les substances chimiques feront toujours les choses le plus simplement possible, or, former des bulles est difficile. Le gaz doit repousser le liquide et, pour cela, il a besoin d’aide. Les bulles se formeront sur des « sites de nucléation », des défauts, rayures ou surfaces rugueuses où les turbulences facilitent un peu le travail de formation de bulles en réduisant la quantité d’énergie requise. Une rugosité microscopique sur la surface lisse du verre est tout ce qu’il faut aux bulles pour se former. Que se passe-t-il donc quand vous introduisez une surface très rugueuse dans un liquide plein de dioxyde de carbone dissous ? Découvrons-le.

IL VOUS FAUDRA : • 2 ou 3 litres de cola en bouteille • Un rouleau de bonbons type mentos • Du scotch • Un grand espace dégagé à l’extérieur et de vieux vêtements

a ela v

N : c che. ENTIO cola ta

ATTorder et le déb

ÉTAPE 1

LA CHIMIE DU COLA 87 CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Prenez une bouteille de cola fermée et posez-la sur une surface bien plane, dehors. 2. Prenez le rouleau de bonbons et ouvrez-le par le côté. Réenroulez le paquet autour des bonbons mais en laissant plus de mou, et fixez le papier en place avec du scotch. Laissez un côté ouvert. Les bonbons doivent pouvoir tomber rapidement hors du tube. 3. Demandez l’aide d’un adulte pour ouvrir la bouteille de cola et versez très vite tous les bonbons dans la bouteille. Reculez !

QUE SE PASSE-T-IL ? Les bonbons ont une surface très rugueuse. Le dioxyde de carbone dissous a donc de parfaits sites de nucléations disponibles tout autour. Résultat : tout le gaz est relâché d’un coup ! Si vous goûtez le cola après, vous noterez qu’il ne pétillera plus, alors qu’il serait resté pétillant pendant des heures sans cela.

PRÉS

A D U LE N C E NÉCES T E SA IRE

ÉTAPE 2

ÉTAPE 3

ÉTAPE 4

88 COMPOSANTS CHIMIQUES

EXPÉRIMENTER : DÉCOUVRIR LA DIFFUSION Quand on met un sachet de thé dans l’eau chaude, l’eau brunit. C’est la diffusion qui cause cela, le déplacement des atomes ou des molécules des régions à forte concentration aux régions à faible concentration. Les particules d’un liquide ou d’un gaz se déplacent beaucoup et se cognent tout le temps. Ce mouvement implique que lorsqu’on met en contact deux liquides ou deux gaz, la frontière entre les deux se brouille et les deux se mélangent. Dans l’exemple du thé, la couleur sombre que produit l’interaction entre l’eau et le sachet se répand dans tout le liquide, jusqu’à ce que toute la mixture devienne de la même couleur partout. Observons la diffusion en action dans cette expérience très simple.

IL VOUS FAUDRA : • • • •

Du colorant alimentaire De l’eau 3 grands verres Un chronomètre

LA CHIMIE DU COLA 89

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Remplissez un verre d’eau et laissez-le réchauffer à température ambiante. Remplissez ensuite un deuxième verre et ajoutez-y des glaçons. Laissez-le refroidir quelques minutes puis ôtez les glaçons et remplissez le troisième verre d’eau chaude. Veillez à ce que le volume d’eau soit à peu près le même dans chaque verre. 2. Ajoutez le même nombre de gouttes (2 ou 3 devraient suffire) de colorant alimentaire dans chaque verre. Ne mélangez pas. 3. Lancez un chronomètre. Regardez la couleur se diffuser dans les trois verres et notez, pour chacun, le temps qu’il faut à l’eau pour acquérir une couleur uniforme. Quel est l’effet de la température sur le phénomène de diffusion ?

QUE SE PASSE-T-IL ? Plus une substance est chaude, plus elle est animée d’agitation thermique. Les particules dans l’eau chaude se déplacent plus vite, si bien que la diffusion devrait être plus rapide.

ÉTENDRE L’EXPÉRIENCE On peut aussi explorer la diffusion dans ces contextes : a. Préparez dans une assiette légèrement creuse une couche de 2 cm de gélatine. Creusez deux ou trois trous éloignés les uns des autres dans la gélatine et versez une goutte de colorant dans chaque trou. Vous devriez voir la couleur se diffuser lentement selon un motif circulaire. b. Procurez-vous des chocolats recouverts d’une couche de sucre solide. Placez-les en cercle sur une assiette et ajoutez doucement de l’eau, jusqu’à ce qu’ils baignent dans l’eau sans être submergés. Les couleurs des chocolats vont se diffuser, créant de jolis motifs colorés dans l’assiette.

CHAPITRE 4

CHIMIE EN CUISINE DÉCOUVRIR... APPRENDRE... EXPÉRIMENTER...

92 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : SCIENCE SUCRÉE Demandez à quelqu’un de vous citer tous les ingrédients du cola, vous verrez que le sucre arrivera en premier. Nous adorons le sucre depuis des millénaires et nous en consommons de plus en plus. Mais qu’est-ce que le sucre, au fait ? À quoi sert-il ? Surtout, pourquoi est-il si bon ? Quand on pense à du sucre, on s’imagine souvent le sucre cristal, en poudre. Mais ce n’est qu’un de ses nombreux visages. Le sucre est un glucide, une molécule faite de carbone, d’hydrogène et d’oxygène qui joue un rôle essentiel dans notre corps. Les glucides sont à la fois le carburant des cellules, des briques de construction et la base de notre ADN. Les plus petits glucides sont en général appelés des sucres.

SIMPLE ET DOUX Les plus simples des sucres sont appelés les oses, ou monosaccharides, ce qui signifie « un sucre ». Ce sont de petites molécules de formule générale CnH2nOn, où n est un nombre inférieur à huit et C, H et O sont le carbone, l’hydrogène et l’oxygène. Les deux plus connus sont le glucose et le fructose, sur lesquels nous reviendrons. Si deux monosaccharides se lient, ils forment un disaccharide (« deux sucres »). Les plus connus sont le saccharose (sucre de table) et le lactose (sucre du lait). Le saccharose est fait d’une molécule de glucose et une molécule de fructose liées. On peut ajouter d’autres sucres à la chaîne. Entre deux et dix, nous avons les oligosaccharides (« quelques sucres ») ; beaucoup plus, et voilà les polysaccharides (« beaucoup de sucres »). Notre système immunitaire fait usage des oligosaccharides et les polysaccharides, telle la cellulose, sont d’importantes briques de construction pour les cellules des plantes.

LA CHIMIE DU COLA 93

MOLÉCULE DE SACCHAROSE Carbone Hydrogène

Oxygène

GLUCOSE

Le cola contient en général un monosaccharide ou un disaccharide. La plupart utilise du sirop de maïs, un mélange de fructose et de saccharose. La petite molécule de fructose est absorbée par la paroi des intestins, le sucre est ainsi disponible très vite pour le corps. Mais le saccharose du cola a besoin d’une transformation supplémentaire pour cela : le corps doit le casser en ses deux composants monosaccharides, un fructose et un glucose. Ces deux petites molécules seront ensuite absorbées et utilisées comme carburant par nos cellules. L’absorption rapide et l’énergie instantanée que procure le sucre est en partie la raison pour laquelle nous l’aimons tant, mais elle entraîne aussi des problèmes. Le sucre nous donne de l’énergie mais pas beaucoup plus.

FRUCTOSE

Il ne contient ni protéines, ni vitamines, ni fibres, ni graisses, dont le corps a besoin. Il est pour cela préférable de limiter notre apport énergétique en sucres simples, tels que fructose, glucose et saccharose.

200 g de myrtil les co sucre, ainsi que ntiennent 15 g de d’autres glucides et des fibres.

ES HARcIoDuvrez C C A S Y é L LES PeOs polymères. dDes polymères t sont d e fascinan nd . le mo es 136–137 ag p x u a

94 CHIMIE EN CUISINE

EXPÉRIMENTER : UNE OU DEUX CUILLÈRES ? Les autorités de santé recommandent de limiter l’apport énergétique en sucres ajoutés à 5 %, et le réduire davantage augmente encore les bénéfices pour la santé. Manger trop de sucre n’entraîne pas qu’un gain de poids, cela augmente aussi le risque de maladie.

La quantité de calories (l’énergie qu’on tire des aliments) nécessaire dépend de l’âge, de l’état de santé, du niveau d’activité et de bien d’autres facteurs. Le mot « Calorie », qui vaut en réalité 1 000 calories, est sur toutes nos étiquettes. Dans ce livre, « Calories » sera abrégé en « cal ». Bien que les recommandations varient, on cite souvent les valeurs de 2 500 cal pour un homme et 2 000 cal pour une femme comme apport quotidien, les enfants en pleine croissance se trouvant entre les deux. 5 % de l’apport énergétique d’un adulte sous forme de sucre simple nous donne donc 125 cal pour un homme et 75 cal pour une femme.

Comme il y a environ 390 cal pour 100 g de sucre, les hommes devraient limiter leur consommation à 64 g, les femmes à 51 g. Une canette de cola contient autour de 35 g de sucre, plus de la moitié de l’apport quotidien recommandé pour un homme. Ces valeurs ne surprennent pas s’agissant du cola, on s’attend à ce qu’il soit sucré, mais d’autres produits auxquels on ne pense pas du tout contiennent aussi beaucoup de sucre, même des aliments qu’on dirait bons pour la santé. Regardons de plus près la quantité de sucre de différentes boissons et différents aliments.

LA CHIMIE DU COLA 95 CE QU’IL FAUT FAIRE : IL VOUS FAUDRA : • Un papier et un crayon • Une sélection d’aliments et de boissons • Des barquettes en aluminium • Une balance de cuisine • Un ami • Un sac de sucre

1. La quantité de sucre est le plus souvent donnée sur l’étiquette pour 100 g ou 100 ml. Notez cette quantité relative pour les produits sélectionnés. 2. Dans une barquette en aluminium, versez la quantité de sucre présente dans quelques-uns de ces produits en le pesant avec la balance. Placez ensuite les barquettes à côté des produits correspondants. 3. Demandez ensuite à un ami de relier les barquettes aux produits correspondants. Se trompe-t-il souvent ?

QUE SE PASSE-T-IL ? Vous serez peut-être surpris de la quantité de sucre que contiennent ces aliments. Les jus de fruit, jus de pomme ou jus d’orange, contiennent souvent la même quantité de sucre pour 100 ml que le cola. Les aliments allégés comme le yaourt en contiennent aussi beaucoup, car on s’en sert pour ramener le goût envolé avec les graisses. Même la soupe de poulet contient du sucre. On a vite fait de dépasser sans s’en rendre compte les recommandations !

96 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : DU MAÏS AU COLA Le sucre est très souvent tiré du maïs. On ne croise pas beaucoup de blouses blanches dans les champs, pourtant les chimistes ont un rôle déterminant à jouer pour que notre alimentation soit sûre, abondante et délicieuse. Avant même le semis commence le travail du chimiste. S’assurer que le sol contient les bons nutriments est essentiel pour l’agriculture intensive. La population mondiale dépassera 9 milliards d’individus en 2050, la terre devra nourrir toujours plus de gens. C’est pourquoi on utilise des engrais, qui permettent en particulier de fournir aux plantes suffisamment d’azote pour leur croissance. Les plantes ne peuvent puiser l’azote dans l’air, les chimistes le transforment donc en une molécule plus réactive, qu’on retrouve dans les engrais. Ce processus, appelé procédé Haber, compte pour 1 % de nos dépenses énergétiques totales.

INSECTICIDES Les chimistes contribuent aussi à protéger les récoltes contre les espèces nuisibles, tirant souvent pour cela leur inspiration de la nature.

la dans r ient e v s r o e t p in te. dis n de abondan fi a e l t o e c i e r n ag ion sain t uctio prod alimenta e d’un

HIMIE C O R L’AG

Pour créer des pesticides, ils observent les défenses naturelles des plantes et tentent de les améliorer et de les adapter. Par exemple, certaines plantes émettent un signal chimique qui repousse les insectes. Les chimistes ont analysé cette substance dans le but de la reproduire à grande échelle.

LA CHIMIE DU COLA 97 Avec ce genre de techniques dissuasives, il serait possible de se passer des pesticides plus radicaux, qui tuent insectes et animaux. Même quand une récolte a pu grandir tout en étant protégée des insectes, elle n’est pas tout à fait prête à devenir un ingrédient du cola. Une fois le maïs récolté, il est d’abord broyé pour produire de la farine. La farine de maïs est ensuite mélangée à de l’eau et à une enzyme qui casse ses grosses molécules en molécules plus petites. Une autre enzyme est ensuite ajoutée pour convertir ces petites molécules en sucres. On obtient ainsi un sirop de glucose à base de maïs. Le sirop de maïs, composé de 42 % et 58 % de glucose, peut déjà être utilisé en pâtisserie, mais pas encore dans le cola. Une autre enzyme doit être ajoutée pour obtenir un goût plus doux. Au cours de ce processus, du glucose est ainsi converti en fructose, que notre langue perçoit comme deux fois plus sucré.

SIROP SUCRÉ Le maïs est d’abord transformé en farine avant de devenir ce sirop riche en fructose qu’on emploie dans le cola.

98 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : ÉNERGIE INDESTRUCTIBLE La survenue comme l’intensité d’une réaction dépendent de l’énergie disponible. Les réactions chimiques font et défont les liaisons, ce faisant elles absorbent ou émettent de l’énergie. L’énergie est chose complexe. Sa plus simple définition est qu’elle est la capacité à effectuer un travail, autrement dit à appliquer une force sur une certaine distance. L’énergie a le pouvoir de modifier les choses, ce qui débouche souvent sur un mouvement. On la mesure en joules. Elle peut apparaître sous forme : — magnétique : l’énergie qui déplace deux aimants pour aligner leurs pôles ; — thermique : le mouvement des atomes et des molécules dans une substance ; — chimique : l’énergie stockée dans les liaisons atomiques ; — potentielle élastique : la capacité d’une substance étirée ou déformée à retrouver son aspect normal ; — électrique : impliquée dans le mouvement de particules chargées ; — nucléaire : stockée dans le noyau de l’atome ; — potentielle de gravité : l’énergie qui fait qu’un objet surélevé tombera au sol ; — cinétique : l’énergie du mouvement.

LA CHIMIE DU COLA 99 Cette liste n’est pas complète ; le nombre exact de formes différentes fait l’objet de désaccords. Ainsi, le son est-il une forme d’énergie à part entière ou un simple mouvement de particules, donc de l’énergie cinétique ?

INDESTRUCTIBLE L’un des aspects fascinants de l’énergie est qu’elle ne peut être créée ni détruite ; elle ne fait que passer d’une forme à l’autre. Ce n’est pas rare : notre vie quotidienne implique des milliers de ces transformations. Un voyage en voiture est la conversion d’une énergie chimique (de l’essence) en énergie cinétique. Montez une colline et vous échangerez encore plus d’essence contre de l’énergie potentielle de gravité, descendez-la et cette énergie potentielle deviendra de l’énergie cinétique, il faudra même jouer des freins. L’énergie ne passe pas d’une forme à l’autre avec 100 % de réussite. On en perd toujours un peu dans l’atmosphère, le plus souvent convertie en chaleur ou en son. C’est pour ça qu’un moteur chauffe. Toute l’énergie chimique n’est pas transférée en énergie cinétique. Plus de 50 % de nos pleins d’essence sont ainsi perdus sous forme de chaleur. Pour les chimistes, la forme la plus importante est l’énergie chimique, stockée dans les liaisons. Le produit présent dans le cola le plus associé à l’énergie est le sucre, que notre corps digère pour produire de l’énergie..

100 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : BOISSON ÉNERGISANTE Une canette de cola redonne des forces. Le sucre qu’elle contient regorge d’énergie chimique facile d’accès que notre corps sait utiliser rapidement. Mais de quelle quantité d’énergie un humain a-t-il besoin ? En prenant votre petit déjeuner, vous absorbez de la nourriture qui stocke de l’énergie chimique. Votre corps convertira cette énergie en mouvement, en chaleur et même en une petite quantité d’électricité, qui servira à transporter le signal nerveux. Si vous regardez les informations nutritionnelles d’une canette de cola, vous trouverez une mesure de la quantité d’énergie écrite en calories (cal). Ces calories qu’on voit sur les emballages ne sont que rarement utilisées par les chimistes : l’unité standard d’énergie est le joule. Une calorie vaut 4 184 joules.

s à pile aient h it c a r r a m faud nous il , e s r r rritu s jou la nou AA tous le t qu’à s ô e t il p lu p 0 e 1 00 er ! plus d us aliment o n pour

HUM SI LES

AINS

Informations nutritionnelles Pour 1 canette (355 ml)

Quantité dans une portion

Calories

140

% Apport quotidien recommandé Matières grasses 0 g 0% Sel 40 mg 2% Glucides 42 g 14 % dont Sucres 42 g Protéines 0 g 0%

LA CHIMIE DU COLA 101 Si quelqu’un vous demandait si 800 km est une longue distance, vous répondriez sûrement oui. De même si quelqu’un vous demandait si 2 000 °C (3,632 °F) est une température élevée. Les mesures d’énergie nous sont moins familières. 50 joules, est-ce beaucoup ? 500 ? Et 5 millions ?

Pour absorber 10 millions de joules, il suffirait de boire 12 canettes de cola, mais votre corps ne serait pas d’accord. Les calories du cola sont « vides », sans aucun autre nutriment, ni protéine, ni graisse, ni vitamines, ni minéraux. Or, nous avons besoin d’eux pour rester en bonne santé.

ÉNERGÉTIQUE Une bouteille de cola contient environ 210 cal, soit environ 878 640 joules d’énergie, suffisamment pour soulever 878 640 œufs à une hauteur de 1,5 m. Nos besoins énergétiques quotidiens s’élèvent ainsi à la valeur énorme de 10 millions joules ! Cela peut paraître beaucoup d’énergie. S’il nous en faut tant, c’est que notre corps n’est en réalité pas très efficace. Seule une petite portion de l’énergie de nos aliments est employée à nous faire courir, sauter et taper dans un ballon, le reste est tout simplement perdu sous forme de chaleur. D’où ces coups de chaud quand on court et qu’on saute ; c’est un produit dérivé de ce transfert d’énergie peu efficace.

ŒUF À PLAT Une petite expérience en cuisine vous aidera à vous représenter un joule d’énergie. Posez un plat et un œuf par terre. Ramassez l’œuf et soulevez-le à une hauteur de 1,5 m au-dessus du plat. Un objet (l’œuf) d’une masse de 65 g tenu à 1,5 m du sol a une énergie potentielle de 1 joule. Lâcher l’œuf sur la planche convertira ce joule d’énergie potentielle en 1 joule d’énergie cinétique (énergie de mouvement). L’œuf cassera, relâchant l’essentiel de son énergie sous forme de bruit, mais aussi, pour une fraction de joule, de chaleur.

102 CHIMIE EN CUISINE

EXPÉRIMENTER : ARC-EN-CIEL DE DENSITÉ L’eau peut flotter... sur l’eau ? Cela paraît étrange, mais c’est vrai. On peut rendre l’eau plus dense en la mélangeant à d’autres ingrédients. Ici, vous créerez un arc-en-ciel d’eau sucrée en mélangeant des solutions de différentes densités. Comme pour l’expérience des pages 22-23, la densité est définie comme la masse d’une unité de volume. On lui attribue le symbole l et son unité est le kilogramme par mètre cube (kg/m3). Pour la calculer, on utilise l’équation suivante :

Densité

=

l=

masse volume m v

IL VOUS FAUDRA : • Un grand verre • Des colorants alimentaires (au moins un, idéalement cinq) • Sucre en poudre • Eau • Balance de cuisine • 5 petits verres • Cuillère • Sopalin

ENC S É R P

E

T EE L U A D AIR NÉCE

À température ambiante, la densité de l’eau est de 0,998 kg/m3, mais on la modifie facilement en ajoutant du sucre. Une fois le sucre dissous, la solution a gagné en masse sans avoir augmenté de volume. En créant différentes densités d’eau, vous devriez pouvoir faire flotter des concentrations différentes les unes sur les autres.

ÉTAPE 1

SS

LA CHIMIE DU COLA 103 CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Versez 50 ml d’eau dans chaque petit verre et ajoutez quelques gouttes d’un colorant différent pour chaque verre. Si vous n’avez qu’une couleur, ajoutez-en dans les verres 1, 3 et 5 seulement.

brûler, ne la chauffez pas trop et veillez à ne pas vous en renverser sur la peau. Demandez l’aide d’un adulte. 4. Une fois dissous autant de sucre que possible dans le verre 5, versez-le dans le fond du grand verre.

2. N’ajoutez rien dans le verre 1, mais 15 g de sucre dans le verre 2, 30 g dans le verre 3, 45 g dans le verre 4 et 60 g dans le verre 5.

5. Découpez une bande de sopalin de 3 cm sur 10 cm environ. Trempez-en un bout dans le verre 4 puis collez-la à l’intérieur du verre. Elle devrait tenir en place.

3. Mélangez bien le sucre dans les verres. Il devrait vite se dissoudre dans les verres 2 et 3, cela prendra plus de temps dans les deux autres. S’il reste du sucre visible après quelques minutes de mélange, chauffez les verres au micro-onde, dix secondes à la fois, pour tiédir l’eau. L’eau sucrée chauffe rapidement et peut vous

6. Servez-vous de la bande de sopalin pour guider doucement le liquide du verre 4 dans le grand verre, en le laissant s’écouler goutte à goutte plutôt qu’en le versant d’un coup. Le liquide du verre 4 devrait être moins dense que celui du verre 5, il devrait donc flotter sur le liquide déjà présent. 7. Répétez les étapes 5 et 6 avec, dans l’ordre, les verres 3, 2 et 1.

Versez lentement pour former l’arc-en-ciel

QUE SE PASSE-T-IL ? Vous devriez obtenir un verre rempli de couches de différentes couleurs et densités. On dirait bien que l’eau flotte sur l’eau !

ÉTAPE 7

104 CHIMIE EN CUISINE

EXPÉRIMENTER : SUCRE COULANT Sauriez-vous distinguer un cola d’un cola sans sucre ? Beaucoup le peuvent ; le sucre du cola lui donne un goût et une texture différente en bouche. Mais y parviendrez-vous rien qu’en le regardant ? IL VOUS FAUDRA :

CE QU’IL FAUT FAIRE :

• Une canette de cola standard • Une canette de cola sans sucre • Une grande bassine • De l’eau

2. Ajoutez maintenant la canette sans sucre. Observez-vous une différence ?

1. Remplissez la bassine d’eau et plongez-y la canette de cola standard. Est-ce qu’elle flotte ?

QUE SE PASSE-T-IL ? La canette sans sucre flottera certainement, tandis que la canette standard coulera. Si ce n’est pas le cas, votre soda contient moins de sucre que d’autres. Amusez-vous à déterminer ainsi quelle boisson contient le plus de sucre !

FLOTTABILITÉ Le cola standard coule

Le cola sans sucre flotte

LA CHIMIE DU COLA 105 SUCRÉ OU TRÈS SUCRÉ ? Une canette standard et une canette sans sucre sont de même volume, mais de densités différentes. Dans le cola sans sucre, celui-ci est remplacé par des édulcorants, mais pas en même quantité. Les édulcorants sont environ 200 fois plus sucrés sur la langue que le sucre, il en faut donc bien moins. Pour 35 g de sucre en version standard, on met ainsi moins d’un gramme d’édulcorant dans la version sans sucre.

VOLUME, MASSE ET DENSITÉ Souvent, la dissolution de solides dans un liquide ne change pas le volume. Cela ne fait qu’augmenter la masse et la densité. Imaginez un grand bocal rempli à ras bord de pâtes crues. Le bocal est rempli, mais il n’est pas plein. Vous pouvez ajouter du riz, qui

viendra s’ajouter dans les interstices entre les pâtes. Vous pouvez ensuite ajouter du sel. En secouant un peu, vous pourrez même en verser de grosses quantités. Le bocal deviendra très lourd, il aura l’air bien plein, mais il y aurait en réalité encore de la place pour de l’eau. Au cours de la dissolution, les solides commencent par remplir les interstices entre les particules du liquide, c’est ce qui permet aux sodas sans sucre d’avoir le même volume mais une densité inférieure.

SATURATION Pour faire suite à cette expérience, pourquoi ne pas regarder quelle quantité de sucre un soda peut contenir ? Une limonade sera parfaite pour ça car elle est incolore. Versez-en dans un verre et mélangez du sucre cuillère par cuillère, en les comptant. Le sucre se dissoudra facilement au début, mais il faudra de plus en plus touiller au fur et à mesure que les cuillères s’ajoutent. Au bout d’un moment, le sucre ne se dissoudra plus du tout et tombera au fond du verre, que vous touilliez ou non. Quand le sucre ne se dissout plus, la solution est saturée.

106 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : PLUS SUCRÉ QUE LE SUCRE À l’origine, le sucre était ajouté au cola pour masquer l’amertume de la caféine, mais ce goût sucré a rencontré un grand succès, au point de devenir un aspect essentiel du cola. Mais avec l’augmentation de la consommation de sucre sont venus les problèmes. Chaque canette de cola contenant environ 35 g de sucre, la ligne comme les dents leur payent un lourd tribut. Les sodas ont connu une révolution en 1981 avec les versions allégées. Ces boissons au goût sucré mais sans sucre ont changé les habitudes de consommation, tout ça grâce à la chimie.

ÉDULCORANTS ARTIFICIELS On attend d’un cola qu’il soit sucré. Si vous en goûtiez un sans sucre ni édulcorant, la boisson serait méconnaissable et probablement infecte. Conserver le goût en ôtant l’ingrédient principal était un grand défi pour les fabricants. Heureusement pour eux, les chimistes avaient tenté

les premières expériences d’édulcorants peu avant la première apparition du cola en 1886.

LA CHIMIE DU COLA 107 Quand nous mangeons du sucre, les cellules de la langue envoient au cerveau des signaux qui déclenchent un mécanisme de récompense. Rappelez-vous, le sucre n’est pas une substance unique mais une famille de substances, glucose, fructose, lactose, et autres, qui toutes activent ces cellules. Le défi était de trouver un substitut qui les activerait aussi, pour le même résultat satisfaisant.

DOUCES CALORIES Le cola sans sucre utilise l’aspartame plutôt que le sucre, si bien que la boisson contient presque zéro calorie. Il est donc surprenant que l’aspartame contienne en réalité plus de calories que le sucre. Mais comme il est 200 fois plus sucré, il en faut extrêmement peu.

DÉLICIEUSE SURPRISE En 1879, après une longue nuit passée au labo, le chimiste russe Constantin Fahlberg rentra chez lui. Il ne se lava pas les mains, prit un morceau de pain et le croqua pour découvrir un goût incroyablement sucré. Il supposa que c’était un gâteau et se rinça la bouche à l’eau, mais en portant sa serviette à ses lèvres, il remarqua que le goût sucré était encore là. Ses mains étaient recouvertes de sa découverte accidentelle, la saccharine, un édulcorant plus de 200 fois plus sucré que le sucre naturel. Même le cola sans sucre tient son succès à la chance. Le chimiste James Schlatter travaillait sur un traitement de l’ulcère, il se lécha les doigts avant de ramasser un morceau de papier et fut surpris par un goût sucré. Un des composés qu’il avait produit par hasard était l’aspartame, qu’on allait utiliser partout dans le monde pour les boissons sans sucre. Malgré ce que ces découvertes accidentelles suggèrent, ne portez jamais vos doigts à la bouche quand vous travaillez au labo !

ANDARD COLA ST COLA SANS SUCR E

iton , roch sé Scle compo ois f n u 0 t i 0 rodu i est 3 0 p s re ! oliu , qu ilicif natine e le suc o u q m é la sucr plus

LA P

LANT

E

108 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : HUILES ESSENTIELLES Mélanger les ingrédients du cola, sucre, acide, eau et caféine, cela ne suffit pas pour obtenir le goût caractéristique. Il faut aussi ajouter d’incroyables molécules qui donnent de l’arôme et des parfums au cola comme au monde qui nous entoure : les huiles essentielles. L’adjectif « essentiel » laisse entendre que ces huiles sont très importantes, mais à la différence des vitamines et des minéraux essentiels, elles ne sont pas nécessaires à notre survie. Ici, « essentiel » désigne le fort parfum que dégagent ces liquides qu’on extrait de nombreuses plantes, dont la lavande, l’oranger, la cannelier et le muscadier, et qui contiennent la fragrance, autrement dit l’essence, de ces plantes.

Nous utilisons des huiles essentielles pour produire des parfums appétissants et des goûts délicieux depuis des siècles. Elles sont très nombreuses : plus de 150 sont utilisées dans l’industrie alimentaire. Dans un cola, vous trouverez surtout cannelle, vanille, orange et muscade. Les mélanges particuliers des plus gros fabricants sont un secret bien gardé.

ARÔMES VOLATILES Ces produits à l’odeur délicieuse sont appelés des composés aromatiques volatiles, une description complexe. Pour un chimiste, volatile veut dire « facile à évaporer ». Le caractère volatile est utile si on cherche à faire un parfum puisque le produit se transformera rapidement et sans difficulté en gaz, il pourra donc être inhalé et détecté par nos narines. Le mot « composé » est plutôt simple à

VANILLE

LA CHIMIE DU COLA 109 expliquer aussi : quelque chose constitué de plus d’un élément. Ici, surtout du carbone, de l’hydrogène et de l’oxygène. C’est finalement le mot « aromatique » le plus compliqué. Avec ces histoires d’odeur, vous pourriez penser qu’on désigne par là un composé à l’odeur distinctive, mais ce n’est pas toujours vrai dans le monde de la chimie, où « aromatique » a un sens très particulier. Il désigne une molécule carbonée dont la structure circulaire est dotée d’une configuration électronique précise. Vous trouverez ci-dessous deux huiles essentielles fréquentes dans le cola, la cinnamaldéhyde (de l’huile de cannelle) et la vanilline (de l’huile de vanille). Toutes deux sont pourvues d’un anneau hexagonal avec des électrons partagés autour : le cycle aromatique.

On ne sait pas exactement comment le mot « aromatique » en est venu à désigner cette structure. Certains composés aromatiques sentent bon, mais d’autres sentent mauvais, ou ne sentent rien du tout. On suppose que cette particularité structurelle a été découverte d’abord dans des composés à l’odeur forte, comme les huiles essentielles, et que les chimistes ont supposé, à tort, que ces composés jouaient toujours un rôle important dans le mécanisme des odeurs. Les huiles se mélangent mal à l’eau, mais il n’en faut qu’un tout petit peu : à peine 0,5 % du cola est composé d’arômes d’huiles essentielles. Sans elles, pourtant, nous pourrions aussi bien boire de l’eau sucrée. Il y a là tout un monde complexe de molécules volatiles qui travaillent de concert pour régaler nos papilles.

COMPOSÉS AROMATIQUES Oxygène

Hydrogène

Carbone

VANILLINE

CINNAMALDÉHYDE

110 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : RÉVEIL À LA CAFÉINE Le cola était à l’origine une boisson tonique, conçue pour aider à se débarrasser d’une addiction puissante. Afin d’obtenir cet effet, le créateur avait ajouté de la caféine à son mélange.

La caféine (nom scientifique : 1,3,7-triméthylxanthine) est une molécule constituée de huit atomes de carbone, dix hydrogènes, quatre azotes et deux oxygènes. C’est le composé psychoactif (qui modifie l’humeur et le comportement) le plus utilisé au monde. La raison pour laquelle on la classe parmi les psychoactifs est à chercher dans son effet sur notre corps. Elle nous fait nous sentir plus éveillés et elle améliore nos performances athlétiques. Dans le cola, la caféine vient à l’origine de la noix de cola, mais on la trouve dans environ 60 plantes sur terre ; elle leur sert à repousser les insectes, ceux qui voudraient la goûter sont rebutés par son goût amer. C’est dans le café et le thé qu’on trouve les plus hautes concentrations de caféine. Quand des grains de café ou des feuilles de thé sont plongés dans l’eau chaude, la boisson obtenue est très riche en caféine.

MOLÉCULE DE CAFÉINE Oxygène

Carbone

Hydrogène Azote

ET SI UNE ARAIGNÉE BOIT DU CAFÉ ? Un série d’expériences ont été menées dans les années 1940 et répétées en 1984 dans lesquelles des araignées étaient nourries avec de la caféine, puis leurs toiles surveillées. L’ingestion de caféine ne leur réussissait pas : les toiles étaient irrégulières et pleines de trous.

111 RESTER ÉVEILLÉ En général, une heure après avoir bu un café, du thé ou du cola, les effets de la caféine deviennent notables et augmentent la vigilance du buveur. C’est que la caféine a un effet sur une autre molécule, l’adénine, qui joue un rôle dans la somnolence. Notre corps produit naturellement de l’adénine qui s’amoncelle dans nos nerfs quand nous sommes éveillés, et plus nous le sommes longtemps, plus il y en a. Quand notre corps en détecte une concentration élevée, une réaction s’enclenche qui nous fait somnoler.

DE CAFÉ GRAINS

La caféine interfère avec cette capacité du corps à détecter l’adénine, si bien que la somnolence n’arrive pas. La caféine ne se contente pas de réveiller les gens, c’est aussi un médicament administré aux bébés prématurés qui ont des difficultés respiratoires. Elle augmente aussi l’efficacité de quelques médicaments sans ordonnance, tels que l’aspirine. Mais tout n’est pas rose, car elle augmente de même la pression artérielle, retarde le sommeil et cause de l’anxiété chez certains. Elle provoque aussi l’addiction : quand on boit trop de café ou de cola, notre corps se met à en réclamer, au point qu’on peut subir des effets de manque légers si la dose quotidienne ne vient pas.

AVEC L

E TEM

PS

s’acc ou nos c nous tument or àl e pour n faut de a caféine ps obte p et il l u s nir le e mêm n plus e eff et.

112 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : SUCRE CRISTAL Plusieurs choses viennent à l’esprit quand on pense au mot cristal : des pierres précieuses, des verres chics, une boule magique... Mais les cristaux existent sous d’autres formes plutôt banales : les microscopiques grains de sucre et de sel, dont la beauté appartient bien à ce monde des cristaux. Comprendre, créer et contrôler les cristaux est une partie importante du travail de bien des scientifiques. Il faut dire que nous en mangeons, nous en portons et nous construisons plein de choses avec. Alors, un cristal qu’est-ce que c’est ? Pour le savoir, il faut jeter un œil à la structure des atomes, des ions et des molécules qui les forment.

Une am

é t hys t

e

MOTIFS GÉOMÉTRIQUES Vous avez vu aux pages 12-13 que les solides étaient faits d’atomes, de molécules et d’ions bien serrés les uns contre les autres. Les cristaux forment une branche particulière de ces solides. Dans un cristal, atomes, molécules ou ions sont disposés selon un motif régulier. Imaginez un échiquier : noir, blanc, noir, blanc... Que vous alliez à droite ou à gauche, vous savez à l’avance sur quelle couleur vous tomberez. Le motif d’un cristal est du même genre, mais en trois dimensions. Le sel de table est du chlorure de sodium, de formule NaCl. On déduit de cette formule qu’il y a un atome de chlore par atome de sodium. Si on représentait cela en 2D comme un échiquier, cela donnerait chlore, sodium, chlore, sodium, etc.

LA CHIMIE DU COLA 113

STRUCTURE DU SEL

LÉGENDE Cl–

Na+

Le diagramme ci-dessus montre huit ions sodiums et huit chlorures – autant de chaque, comme il se doit. Mais les cristaux ne sont pas des structures toutes plates, il faut donc ajouter des couches au-dessus et en dessous. Et pour que la formule fonctionne en trois dimensions, il faut qu’il y ait un ion chlorure au-dessus et en dessous de chaque ion sodium, et vice versa.

milliards d’ions dans toutes les directions. Mais quelle que soit la taille du cristal, si on part d’un ion sodium, qu’on aille à droite, à gauche, en haut ou en bas, en avant ou en arrière, on trouve un ion chlorure.

C’est un cristal de sel ! Un cristal d’une douzaine d’atomes serait minuscule, bien plus petit qu’une seule cellule de votre corps ; en vrai, les cristaux de sel sont bien plus gros. Un seul grain de sel contient un quintillion (1 000 000 000 000 000 000) d’ions. Cela signifie que notre réseau (cette disposition « en échiquier » du cristal) s’étend sur des milliards et des

Le sucre est une molécule complexe, son cristal est bien différent du cristal de sel. Les molécules de sucre ne s’emboîtent pas parfaitement, le motif répété n’est donc pas aussi étendu que pour le sel, ce qui fait que le cristal de sucre est beaucoup plus petit que celui de sel. Un seul grain de sucre contient en réalité des millions de minuscules cristaux. C’est ce qu’on appelle une cristallite.

SUCRE

114 CHIMIE EN CUISINE

EXPÉRIMENTER : CULTURE DE CRISTAL Quand le sucre, l’un des ingrédients principaux du cola, est séché, il prend la forme d’un solide cristallin blanc. La taille des cristaux dépend des conditions de séchage. Essayez de cultiver le plus gros cristal possible dans cette expérience.

IL VOUS FAUDRA : • • • • • •

Un pic à brochette en bois Une petite casserole 500 g de sucre 250 ml d’eau Un grand verre Un morceau de carton épais ou une patère • De la patafix • Du colorant alimentaire

ENC S É R P

E

T EE L U A D AIR NÉCE

SS

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Demandez l’aide d’un adulte pour faire frémir l’eau dans la casserole et y ajouter le sucre par paquet de 20 à 60 g, en mélangeant doucement pour qu’il se dissolve bien. Attention : le sucre chaud, ça brûle ! 2. Ajoutez du sucre jusqu’à ce que l’eau se brouille et qu’on ne puisse plus en dissoudre. La solution est alors supersaturée : il y a plus de sucre dissous dans l’eau qu’elle ne pourrait en accepter à température ambiante. 3. Ôtez la casserole du feu, versez quelques gouttes de colorant alimentaire et laissez refroidir. 4. Prenez du carton épais et découpez-y un cercle de diamètre au moins 2 cm plus grand que celui du haut du verre. Avec le pic à brochette, percez un trou au milieu du carton.

LA CHIMIE DU COLA 115

Pic en bois Cristaux Patafix

5. Mouillez à moitié le pic à brochette et roulez cette moitié dans le sucre restant. Faites passer la moitié propre du pic dans le trou jusqu’à ce que la moitié sucrée soit 2 cm plus courte que l’intérieur du verre. Fixez-le en place avec de la patafix des deux côtés du carton. 6. Versez la solution de sucre dans le verre et placez la partie sucrée du pic dans le liquide. Le carton devrait maintenir le pic de sorte que sa partie sucrée reste suspendue au centre du verre. 7. Rangez le verre (il restera au même endroit pour une semaine).

Solution sucrée

8. Après 2–3 jours, vous devriez voir se former les premiers cristaux sur le pic. D’autres se formeront peut-être à la surface. Mieux vaut les enlever si vous pouvez. 9. Quand le cristal est assez grand, retirez le pic pour l’observer de près.

QUE SE PASSE-T-IL ? Le sucre en excès dans la solution voudrait revenir à son état cristallin. Or, pour un cristal, l’endroit idéal pour grandir est un autre cristal. C’est pourquoi le cristal grossit tant !

116 CHIMIE EN CUISINE

DÉCOUVRIR : SECRETS DU COLA Le marché du cola est aussi compétitif que lucratif, il rapporte des millions tous les ans. Les fabricants cherchent à produire le cola parfait, et les plus gros d’entre eux gardent leur recette secrète.

Deux ans après avoir créé le cola, le Dr Pemberton a traversé une passe difficile, tant pour sa santé que sur le plan financier. C’est pourquoi il a vendu en 1888 son bien le plus précieux : la recette du cola. Depuis, beaucoup ont cherché à percer le secret de cette boisson. Ce parfum de mystère, qui a fait naître bien des légendes, est apprécié des consommateurs et entretenu par les fabricants.

D r Pe

mber

to n

PARFUMS MYSTÉRIEUX On pourrait penser le mystère facile à résoudre grâce à la liste des ingrédients classés par importance directement sur la bouteille, mais un problème demeure : les arômes naturels. Dans l’industrie alimentaire, un arôme n’est pas un ingrédient et n’a pas besoin d’être listé tant qu’il n’est pas dangereux pour la santé. C’est pourquoi le goût unique du cola original est resté sans équivalent. Le plus gros fabricant de cola est si précautionneux avec sa recette que même ses propres employés ne la connaissent pas. Dans une de leur usine de cola, vous verrez qu’on verse dans l’eau neuf ingrédients étiquetés avec des chiffres, pas des noms. Les premiers sont bien connus : sucre, colorant, caféine, acide phosphorique. Le reste est cependant très mystérieux, et le plus mystérieux de tous est l’ingrédient « 7x ». On pense qu’il s’agit d’un mélange d’huiles essentielles qui ajoutent des saveurs.

LA CHIMIE DU COLA 117 CHROMATOGRAPHIE Aucune étiquette mystérieuse n’a jamais arrêté un chimiste et il existe bien des techniques pour percer les secrets que recèle un liquide. Une technique largement employée pour analyser le cola est la chromatographie en phase gazeuse. Les expériences de chromatographie peuvent être réalisées dans une salle de classe. Elles couvrent un large éventail de techniques mais il s’agit toujours de séparer différentes substances chimiques. Dans la chromatographie en phase gazeuse, un échantillon est injecté dans un long tube en spirale dans

lequel passe un gaz inerte (voir pages 68-69). Gaz et échantillon voyagent dans le tube et sont détectés au bout. Comme la durée du passage dans la spirale dépend de la taille et de la chimie de la substance, chaque substance du mélange se retrouve séparée. Quand les chimistes ont analysé les trois plus grandes marques de cola, ils ont identifié 58 arômes. La plupart de ces odeurs et de ces parfums étaient issus des huiles essentielles (voir pages 108-109). Certains étaient attendus, comme le citron, d’autres moins, comme le crésol, à l’odeur de cochon !

CHROMATOGRAPHIE Tube rempli de gaz inerte Bonbonne de gaz

Échantillon Analyse

Point de détection

118 CHIMIE EN CUISINE

COULEUR DE BONBONS Le terme « chromatographie » couvre tout un éventail de techniques. Outre la phase gazeuse, il y a la chromatographie en phase liquide et la chromatographie sur couche mince, entre autres. Toutes séparent des échantillons complexes en leurs constituants de base en les faisant passer par une substance que tous traversent à une vitesse différente.

Les techniques de chromatographie diffèrent dans les manières précises de séparer les substances et le genre d’échantillons qu’elles peuvent chacune analyser. La phase gazeuse fonctionne avec des échantillons gazeux, passés au travers d’un tube qui contient un gaz inerte. La phase liquide prend des échantillons liquide, passés dans une colonne remplie de nombreuses particules ou dans un solide percé de minuscules pores. La couche mince fonctionne aussi avec des échantillons liquides, qu’elle sépare sur une surface plane couverte d’une mince couche de gel. Dans cette expérience, vous découvrirez la chromatographie sur papier, pour séparer les colorants.

CE QU’IL FAUDRA : • Des bonbons de différentes couleurs, type dragibus • Des filtres à café (un par couleur de bonbons) • Des ciseaux • Un petit bocal en verre • Un verre d’eau • Une carafe d’eau • Un crayon • Du scotch

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Découpez le filtre en bandes fines, chacune de 2,5 cm de large environ et un peu plus haute que le bocal. 2. Trempez un bonbon dans le verre d’eau. Secouez-le pour le sécher puis pressez-le sur une des bandes de filtre, à 2,5 cm d’une extrémité, jusqu’à ce qu’un peu de sa couleur ait été transférée sur le papier. 3. Pliez l’autre côté de la bande autour du crayon et attachez-la avec du scotch pour qu’elle ne tombe pas.

LA CHIMIE DU COLA 119 4. Posez le crayon sur le bocal de sorte que la bande pende dans le bocal sans tout à fait toucher le fond. 5. Versez de l’eau de la carafe dans le bocal de sorte qu’elle effleure le bas de la bande sans atteindre la tache de couleur. 6. Observez quelques minutes. L’eau va monter dans la bande de filtre. Quand elle atteindra la tache de couleur, elle transportera avec elle les molécules de colorant, formant des bandes de différentes couleurs. Ajoutez un peu de sel dans l’eau peut faciliter le phénomène. 7. Quand l’eau atteint le haut de la bande, ôtez celle-ci du bocal et mettez-la à sécher.

8. Répétez les étapes 2 à 7 avec d’autres couleurs de bonbon. Produisentelles un nombre de traces différent, et différentes couleurs sur la bande de filtre ?

QUE SE PASSE-T-IL ? Les colorants des bonbons contiennent souvent plusieurs teintes, toutes solubles dans l’eau. Placez le bonbon dans l’eau relâche ces teintes solubles de la coque du bonbon, ce qui permet de les transférer sur le papier. Quand l’eau qui imbibe la bande parvient jusqu’à la tache de couleur, elle relâche encore les teintes, mais cette fois du papier, et les transporte avec elle ensuite. Toutefois, les teintes n’ont pas la même solubilité, elles ne se dissolvent pas toutes avec la même facilité et auront plus ou moins tendance à coller au papier. Les teintes très solubles et qui collent peu se déplaceront ainsi plus vite et plus loin que les moins solubles qui collent plus. Tout cela aboutit à la formation de différentes bandes de couleur.

CHAPITRE 5

GROS PLAN SUR LE COLA DÉCOUVRIR... APPRENDRE... EXPÉRIMENTER...

122 GROS PLAN SUR LE COLA

EXPÉRIMENTER : COLA SANS COULEUR Le cola incolore a été créé dans les années 1940. Dans cette expérience, vous allez en produire vous-même ! Il ne vous fera peut-être pas très envie. Dans les années 1940 et 1990, les fabricants de cola ont tenté d’introduire le cola incolore, mais cela n’a pas bien marché. Il aurait été produit à l’origine, après la Seconde Guerre mondiale, pour permettre aux chefs militaires soviétiques de profiter discrètement de cette boisson typiquement américaine.

IL VOUS FAUDRA : • Une canette de cola • 100 ml de lait • 2 grands verres

• Un filtre à café ou un sopalin • Un entonnoir

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Versez la canette de cola dans un grand verre. Notez la couleur et la quantité de lumière qui passe au travers du liquide. Touillez pour le débarrasser un peu de son effervescence. 2. Ajoutez le lait et mélangez bien. 3. Après 5 minutes, vous devriez voir le lait réagir avec le cola et commencer à former un solide. 4. Pendant une heure, touillez la mixture toutes les 15 minutes. 5. Pliez le filtre (ou le sopalin) en cône et placez-le dans l’entonnoir. Une fois l’heure passée, versez la mixture dans l’entonnoir posé sur le deuxième verre. Si tout s’est bien passé, vous devriez obtenir un liquide incolore qui sent le cola !

LA CHIMIE DU COLA 123

QUE S’EST-IL PASSÉ ? Le lait s’est solidifié comme s’il avait tourné, un phénomène qu’on appelle le caillage et qu’on utilise pour faire du fromage. Pour le comprendre, il faut étudier un peu ce qu’est le lait en tant que liquide. Le lait est un colloïde, une suspension de minuscules particules solides flottant dans un liquide sans se dissoudre. Dans le lait frais, on trouve des protéines et des graisses suspendues dans le liquide. Ces protéines n’interagissent pas entre elles, mais si le pH baisse (la solution devient plus acide), alors les protéines se déroulent et s’agglutinent.

colorant du cola (E150d) et les caillots. Le colorant est pourvu d’une charge électrique, il est attiré et colle aux caillots de protéines. Quand les caillots sont filtrés, la couleur qui leur est liée est filtrée avec eux. Le résultat est ce liquide incolore et légèrement moins acide que le cola. Cela paraît bien moins rafraîchissant mais vous pouvez le goûter, à vos risques et périls !

Comme le cola contient de l’acide phosphorique, l’ajouter au lait accélère le caillage et produit rapidement des agglutinations visibles de protéines. Cela n’explique toujours pas pourquoi le cola devient incolore, cependant. La perte de couleur naît de l’interaction entre le

ÉTAPE 2

ÉTAPE 3

ÉTAPE 5

124 GROS PLAN SUR LE COLA

EXPÉRIMENTER : NETTOYAGE AU COLA Le cola ne sert pas qu’à étancher la soif et fournir un surcroît d’énergie. Dans certaines conditions bien précises, il peut devenir un produit d’entretien facile à utiliser. IL VOUS FAUDRA : • 3 petits gobelets en plastique • Du vinaigre blanc • Du cola • De l’eau • Du sopalin • 12 pièces en cuivre (centimes)

CE QU’IL FAUT FAIRE :

1. Notez l’apparence des pièces. Brillent-elles ? Ou sont-elles plutôt mates ? De quelle couleur sontelles ? Si vous avez un appareil, prenez-les en photo. 2. Placez trois pièces dans chacun des gobelets. Dans le premier gobelet, couvrez les pièces de 1 cm d’eau. Ajoutez 1 cm de cola dans le deuxième et 1 cm de vinaigre dans le troisième gobelet. 3. Laissez reposer toute une nuit. 4. Le jour suivant, ôtez une pièce de chaque gobelet, rincez-la à l’eau froide et séchez-la. Comparez ces pièces à celles qui n’ont pas été immergées du tout. Leur apparence a-t-elle changé ? Sont-elles plus mates ou plus brillantes ? Quelle est leur couleur ? 5. Ôtez les deux autres pièces de chaque gobelet et, sans les rincer ni les sécher, placez-les sur une feuille de sopalin. Laissez-les là 24 heures. Jetez les liquides dans l’évier et rincez-le bien à l’eau claire. 6. Lavez-vous bien les mains. 7. Une fois la journée passée, notez leur apparence une nouvelle fois. 8. Rincez toutes les pièces au vinaigre, puis lavez-les et séchez-les. Lavez-vous les mains.

125

QUE SE PASSE-T-IL ? Les pièces en cuivre sont fabriquées avec différents métaux. Autrefois, on employait surtout du cuivre, mais c’est devenu trop cher, si bien qu’on ajoute maintenant de l’acier. Le cuivre a une couleur rose orangée, mais avec le temps le cuivre réagit avec l’oxygène de l’air pour former de l’oxyde de cuivre. La couche d’oxyde de cuivre ternit les pièces, ce qui les assombrit et les rend plus mates.

Le vinaigre comme le cola sont des solutions acides. Le vinaigre contient de l’acide éthanoïque, le cola des acides phosphorique et carbonique. Ces solutions acides attaquent la couche d’oxyde de cuivre sur les pièces. L’acide éthanoïque réagit avec l’oxyde de cuivre pour produire de l’acétate de cuivre et de l’eau, tandis que l’acide phosphorique produit du phosphate de cuivre et de l’eau. Les pièces plongées dans l’acide en sortent plus brillantes, celles plongées dans l’eau restent identiques aux pièces laissées au sec. Enfin, les pièces plongées dans l’acide que vous n’avez pas séchées ensuite ont dû virer au bleu ou au vert. C’est que l’acétate de cuivre (vert) et le phosphate de cuivre (bleu), qui étaient dissous dans les liquides, se sont déposés sur les pièces une fois le liquide évaporé.

126 GROS PLAN SUR LE COLA

DÉCOUVRIR : FUITE DE GAZ Sans son effervescence, le cola serait bien différent. La sensation de ces dizaines de bulles qui chatouillent la langue est partie intégrante de l’expérience. Quand on y pense, un soda est un petit miracle. C’est un liquide qui contient un gaz qu’il relâche petit à petit. Que faut-il savoir de cette effervescence ? Quand William Brownrigg est parvenu à dissoudre du dioxyde de carbone (CO2 ) dans l’eau en 1740, il n’avait aucune idée du phénomène qu’il avait créé. Il n’avait rien découvert de nouveau – l’eau est naturellement pétillante dans certaines sources –, seulement une manière de le produire artificiellement. L’eau peut contenir des gaz ; c’est ce qui permet aux poissons de respirer, les branchies absorbent l’oxygène dissous. Brownrigg a réussi à augmenter la quantité de dioxyde de carbone contenu dans l’eau, jusqu’à ce qu’il s’envole.

LOI DE HENRY L’effervescence se produit quand l’eau contient plus de dioxyde de carbone dissous qu’elle ne le peut et se met alors à le relâcher dans l’atmosphère. La quantité de gaz qu’un liquide peut contenir est donnée par la loi de Henry, formulée par le chimiste anglais William Henry au XIXe siècle. Elle nous indique que la quantité de gaz qui peut être dissoute dans un liquide est proportionnelle, donc directement liée, à la pression à la surface du liquide. Plus la pression sur le liquide est forte, plus grande est la quantité de gaz qui peut s’y dissoudre. On voit la loi de Henry en action quand on ouvre une bouteille de cola. Une bouteille neuve, scellée, est

127 sous pression. Cela signifie qu’il y a plus de gaz dans l’interstice entre le liquide et le bouchon qu’il n’y en aurait dans le même espace d’air en temps normal. On ne voit pas encore de bulles à ce stade, car la haute pression maintient le dioxyde de carbone dissous dans le liquide. Dès qu’on l’ouvre, la pression de la bouteille baisse et les bulles apparaissent. On a diminué la pression à la surface du liquide, ce qui signifie que la quantité de dioxyde de carbone qu’on peut y dissoudre a baissé elle aussi. Le cola contient plus de gaz qu’il ne le peut et le voilà qui le relâche dans l’atmosphère. Si on ne rebouche pas la bouteille, la majeure partie du dioxyde de carbone va s’envoler. Mais si on la referme, la production de bulles ralentit car celles qui éclatent en surface font augmenter la pression du gaz dans la bouteille. La quantité de gaz dissous et la pression en surface atteignent alors un nouvel équilibre. Autrement dit, du gaz va encore rester piégé dans le liquide, et l’effervescence demeurera jusqu’à ce que la bouteille soit de nouveau ouverte.

u cola vrir d ez ou ible v e d s si vou , avec la fa s seront lle ude it lt a les bu ou en ègne, r n ! i io u ir t v q en a l’air e sor sées d ion de press t plus pres n d’auta

I ATTENT

ON

Un p s fa m c h i t t ilier .

128 GROS PLAN SUR LE COLA

DÉCOUVRIR : UN OCÉAN DE COLA Étudier la chimie du cola ne nous renseigne pas seulement sur cette boisson populaire, cela nous aide à comprendre la chimie de tout ce qui nous entoure. Bien que le dioxyde de carbone ajouté au cola soit le plus souvent inerte (pas très réactif), certaines de ses molécules réagissent avec l’eau pour produire de l’acide. La réaction du CO2 mélangé à de l’eau (H2O) est la suivante :

CO2(g) + H20(l)

՞H C0 (aq) 2

3

Dioxyde de carbone gazeux plus eau liquide produit une solution aqueuse (dissoute dans l’eau) d’acide carbonique ; une réaction réversible.

La double flèche nous indique que cette réaction est en équilibre, et non que les deux côtés disposent d’un nombre égal de composés ou de molécules. Cela veut simplement dire qu’un équilibre a été trouvé. Imaginez une balançoire à bascule avec un adulte et un enfant : la masse n’est pas égale des deux côtés, mais elle pourra tout de même s’équilibrer si nous déplaçons l’adulte plus près du centre. Les réactions chimiques peuvent être ainsi ; elles n’ont pas besoin d’être égales des deux côtés pour trouver un équilibre.

ÉQUILIBRAGE

PAS ÉQUILIBRÉ

ÉQUILIBRÉ

LA CHIMIE DU COLA 129 Dans cette équation, l’équilibre penche beaucoup en faveur du dioxyde de carbone à l’état gazeux. Seule une molécule sur 600 de CO2 va se dissoudre et produire de l’acide. Le peu d’acide produit suffit à altérer le pH et le goût du cola.

QUESTION BRÛLANTE ? Cette réaction du dioxyde de carbone ne se produit pas que dans les bouteilles, on la retrouve partout. Tout comme la plupart des mers ont suffisamment d’oxygène dissous pour permettre aux poissons de respirer, elles contiennent aussi des quantités détectables de dioxyde de carbone. Et où qu’il soit dissous, le dioxyde de carbone produira de l’acide carbonique. Les humains produisent du CO2 à des taux records. La combustion des énergies fossiles telles que le pétrole et le gaz naturel libère du CO2 dans l’atmosphère d’abord, puis dans les océans. Environ un quart des émissions de CO2 sont absorbées par les océans. Et plus il y a de CO2 dans un liquide, plus il devient acide. Le pH des océans diminue.

L’acide carbonique est faible et, bien que tout acide soit mauvais pour nos dents, nous sommes bien adaptés à sa présence. Ce n’est pas vrai pour toute vie. Les coraux se construisent des squelettes de carbonate de calcium (la substance des coquilles d’œuf), très sensible aux attaques acides. Les mollusques qui vivent dans des coquilles de carbonate de calcium, comme les huîtres, commencent aussi à sentir l’effet de l’acidification des océans, qui déforme leurs coquilles.

130 GROS PLAN SUR LE COLA

APPRENDRE : PRÉSERVER LES APPARENCES Testez vos connaissances sur l’apparence et l’effervescence du cola.

PETIT QUIZ : COLA 1. Qu’est-ce qui donne au cola sa couleur brune ? a) La caféine b) L’acide phosphorique c) Le E150d d) L’huile essentielle de cannelle 2. Mélangées au cola, les protéines du lait s’agglutinent, un phénomène appelé le caillage. Quelle est sa cause ? a) La forte concentration en dioxyde de carbone b) La forte quantité de sucre c) Un colorant artificiel ajouté au cola d) L’acide phosphorique

3. On peut nettoyer les pièces de cuivre avec du cola car l’acide ôte leur couche supérieure matifiée. Quelle est cette couche sombre qui couvre les vieilles pièces ? a) La graisse naturelle des mains de qui les a manipulées b) De l’oxyde de cuivre produit par la réaction entre le cuivre et l’air c) Du nitrate de cuivre produit par l’exposition à l’air en atmosphère humide d) Du zinc cuivrique issu d’une réaction avec les autres métaux de la pièce

4. Pourquoi le cola nettoie-t-il moins bien les pièces plus récentes ? a) Il y a moins de cuivre. b) Elles ont une protection anti-corrosion. c) Les vieilles pièces ont été fragilisées par les manipulations. d) Tout ça à la fois. 5. La quantité de gaz qui peut être dissoute dans un liquide est proportionnelle à la pression à la surface. C’est ce qu’on appelle : a) La loi des gaz partiels de McGlinchey b) La loi de Hooke c) Le mouvement brownien d) La loi de Henry

LA CHIMIE DU COLA 131

6. Quand le dioxyde de carbone est dissous dans l’eau, que devient le pH de la solution ? a) Il augmente. b) Il diminue. c) Il ne change pas.

9. Le cola contient de l’acide phosphorique, de l’acide citrique, et quel autre ? a) Carbonique b) Éthanoïque c) Chlorhydrique d) Carboxylique

12. Les coraux ont un « squelette » chimique semblable à quel matériau ? a) Les tasses de café b) Les ongles c) Les coquilles d’œuf d) L’os

7. Si une équation chimique est un équilibre, laquelle de ces phrases est vraie ? a) Il n’y aura pas plus de produit formé. b) La réaction est complète. c) Il y a une quantité égale de réactifs et de produits. d) Le taux de la réaction est le même que celui de la réaction inverse, les substances ont trouvé un équilibre et leurs concentrations ne varieront plus.

10. Si vous ouvriez une canette de cola au fond de l’océan, où la pression est élevée, que constateriezvous ? a) Le volume de liquide aurait beaucoup diminué. b) Le cola aurait apparemment perdu son effervescence. c) La canette exploserait dès l’ouverture. d) La couleur du cola aurait changé.

13. Depuis les années 1980, les pays qui utilisent le cuivre dans leur monnaie en ont réduit la quantité et l’ont remplacé par d’autres substances. Pourquoi ? a) Le cuivre rouille trop rapidement. b) La haute conductivité électrique du cuivre le rend dangereux car nous transportons aujourd’hui tous les jours des appareils électriques dans nos poches. c) Les réserves de cuivre baissent. d) Le cuivre est plus cher, si bien que les pièces coûteraient plus que leur valeur faciale.

8. Lesquelles de ces espèces subiront des déformations si le volume de dioxyde de carbone dissous dans l’eau augmente, même peu ? a) Plancton b) Huîtres c) Crustacés d) Requins

11. Quel est le pourcentage de nos émissions actuelles de dioxyde de carbone absorbé par les océans ? a) 10 % b) 25 % c) 33 % d) 50 %

CHAPITRE 6

COLA À EMPORTER DÉCOUVRIR... APPRENDRE... EXPÉRIMENTER...

134 COLA À EMPORTER

DÉCOUVRIR : PLASTIQUE FANTASTIQUE ? Quand le cola a été inventé en 1886, impossible d’en boire chez soi ; il était tiré d’une fontaine de soda et vendu au verre. Mais la demande s’est envolée et fabricants, chimistes et ingénieurs ont travaillé ensemble pour permettre aux clients de ramener chez eux cette effervescence. Le cola a d’abord été vendu en bouteilles en verre. On en trouve encore aujourd’hui, mais le verre pose quelques problèmes à l’industrie : il se casse et il est plutôt lourd. En 1947, un nouveau produit révolutionnaire est apparu : la bouteille en plastique. Aujourd’hui, on en vend dans le monde un million à la minute !

Le plastique est un matériau formidable. Il en existe bien des types, mais tous sont en général légers, solides, durables et inertes. Cela fait d’eux le parfait matériau pour l’emballage et le stockage. Il y a toutefois un gros problème : le plastique n’est pas biodégradable, autrement dit, il ne se décompose pas vite avec le temps. Plantes et animaux se décomposent après leur mort. Le plastique, lui, restera des centaines d’années à polluer l’environnement et les océans.

POLYMÈRES Les plastiques sont des polymères. Le mot « plastique » décrit la capacité à changer de forme sous la pression, le mot « polymère » désigne, lui, une structure moléculaire. Il vient du grec poly, plusieurs, et méros, partie, et c’est exactement ce qu’il est : un polymère est un matériau constitué de plusieurs parties.

135 Les différentes parties d’un polymère sont appelées des monomères. Ce sont de petites unités reliées ensemble en longues chaînes. Imaginez une guirlande de Noël : chaque ampoule est un monomère, chacune connectée à deux autres monomères en chaîne.

EMBOBINAGE L’image de la guirlande aide à comprendre certaines propriétés des polymères. Quand vous sortez une guirlande de votre placard, vous la trouvez souvent emmêlée. Cela arrive aussi aux polymères. Leurs longues chaînes se tordent et s’enroulent très facilement, ce qui crée un matériau très résistant. Plus la chaîne est longue, plus le polymère est emmêlé et rigide. Si la chaîne était courte et droite, le plastique serait bien plus mou et il fondrait à basse température. Si elle était encore plus courte, le polymère se comporterait comme un liquide.

Quand la guirlande en boule est démêlée, elle devient une longue chaîne d’ampoules. On peut faire de même avec un polymère : quand on l’étire, sa chaîne se démêle jusqu’à devenir toute droite et bien alignée. Tirez encore et elle finira par casser.

es, lymèr des po t n o s s i. stique les pla ’est pas vra n e s r e v in l’

TOUS mais

UNE CHAÎNE DE POLYMÈRES Carbone

Hydrogène

136 COLA À EMPORTER

DÉCOUVRIR : UNE BRÈVE HISTOIRE DES POLYMÈRES Les polymères existent depuis la nuit des temps, mais leurs versions artificielles (synthétiques) n’ont qu’une centaine d’années. Comme beaucoup d’autres découvertes, les polymères ont d’abord été étudiés dans la nature avant d’être adaptés. Les humains ont d’abord utilisé les polymères naturels que sont la laine et le coton, mais depuis peu nous sommes devenus capables de produire des polymères synthétiques pour tous nos besoins manufacturés, depuis les bouteilles de cola jusqu’aux pièces de fusée. Un premier changement est intervenu en 1820, quand le chimiste écossais Charles Macintosh a inventé le tissu waterproof. Son idée ingénieuse était de dissoudre une gomme naturelle dans le naphta, sous-produit de l’essence et du goudron, qui permet à la gomme de se retrouver coincée entre deux couches de tissu, créant une couche étanche au milieu. Le célèbre imperméable Macintosh était né. C’est ce qui a poussé les scientifiques à mélanger polymères naturels et produits pétrochimiques pour aboutir aux polymères synthétiques.

BILLARD EXPLOSIF Quelques décennies plus tard, en 1870, les polymères ont résolu un autre problème inhabituel. Avant le XXe siècle, les boules de billard étaient en ivoire. Avec la population déclinante des éléphants et les préoccupations de préservation conjuguées à la demande grandissante pour les boules de billard, une entreprise a décidé de lancer un concours pour trouver un matériau de remplacement qu’on pourrait produire en usine. Elle offrait un prix de 10 000 $ à qui parviendrait à le développer.

137 L’un des participants était l’inventeur américain John Wesley Hyatt. En testant quelques polymères naturels, Hyatt a découvert une manière de produire de la nitrocellulose solide, qui se comporte un peu comme l’ivoire. Il y a avait cependant un léger désavantage : ce produit, que Hyatt baptisa le celluloïd, était explosif ! Il était le plus souvent stable, mais les boules de billard produisaient de temps en temps une détonation à la manière d’un revolver. Personne ne sait si Hyatt a réclamé les 10 000 $, mais ses efforts lui ont permis de rentré au Hall of Fame des inventeurs américains !

SOLUTIONS NATURELLES Les scientifiques lorgnent du côté de la nature pour trouver de nouveaux matériaux, afin que nous puissions bénéficier des avantages des polymères sans pâtir de leur coût environnemental. Les chimistes approfondissent toutes sortes d’idées, par exemple des polymères biodégradables à composter et même des vers capables de digérer les polymères les plus résistants.

Heureusement, les polymères d’aujourd’hui sont plus sûrs que ceux des années 1880. L’un d’eux est le polyéthylène téréphthalate, ou PET, un matériau léger, résistant et étanche inventé dans les années 1940 qu’on utilise aujourd’hui pour produire des centaines de milliards de bouteilles tous les ans. Les produits chimiques des bouteilles en PET viennent tous du pétrole, ce qui le relie à l’invention de Macintosh vieille de 200 ans. Les bouteilles en PET tiennent 400 ans, c’est parfait pour le cola mais cela rend leur recyclage fondamental. e, étiqu n gén e ! io t a mèr form rte l’in est un poly , anspo s r e t t i n u ,q pla et des imaux n a s de

L’ADN

138 COLA À EMPORTER

DÉCOUVRIR : POLLUTION PLASTIQUE Nous avons un problème de plastique. Plus de 8 millions de tonnes de plastique finissent dans les océans tous les ans. Afin de trouver une solution, il est nécessaire de comprendre la chimie de ce phénomène. L’heure est grave : en 2050, le poids cumulé du plastique dans les océans pourrait bien égaler celui des poissons. Pas moins de 90 % des oiseaux marins ont du plastique dans leur tube digestif.

La popularité des polymères tient à leur faible poids, à leur durabilité et leur caractère inerte, qui signifie ici que les polymères tendent à rester inchangés, peu enclins à réagir, se décomposer ou former un nouveau composé. Être inerte est une qualité pour un emballage alimentaire, car il ne se dégradera pas au contact de la nourriture et, plus important encore, il ne réagira pas avec elle ni la contaminera. Cette propriété des polymères ne devient problématique qu’après leur utilisation.

CASSER LA CHAÎNE Pour comprendre pourquoi la plupart des polymères sont inertes, il faut de nouveau envisager leur structure. Les pages 134-135 les ont décrits comme de longues chaînes. Pour les décomposer, il faut casser cette chaîne, ce qu’il est très difficile de faire en raison de ses liaisons fortes et de sa longue « colonne vertébrale » d’atomes, à laquelle d’autres atomes sont liés. Un polymère simple tel le polyéthylène est une chaîne d’atomes de carbone auxquels sont liés latéralement des atomes d’hydrogène.

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

POLYÉTHYLÈNE

139 Ces atomes d’hydrogène protègent les liaisons carbone-carbone des attaques. La lumière ultraviolette du Soleil peut parfois casser ces liaisons carbone-carbone. Quand un rayon UV frappe un polymère, il peut être réfléchi ou absorbé. Une partie seulement des interactions, à la bonne longueur d’onde et au bon endroit, provoquera une réaction. Quand elle a lieu, la réaction se déroule en un point aléatoire le long de la chaîne. Elle peut casser en deux une chaîne de 1 000 atomes, laissant deux parties de 500 atomes dans la nature, ou seulement couper l’extrémité. Même quand les rayons du Soleil cassent un polymère, il restera à peu près inchangé. Tout cassé qu’il sera, il s’agira toujours d’une longue chaîne, et il faudrait casser des centaines ou des milliers de liaisons pour décomposer entièrement le plastique. Dans l’océan, il est plus difficile aux UV d’atteindre les polymères. Quand ils y parviennent malgré tout, ils ne font que créer des chaînes de plus en plus petites, et c’est ainsi que des microplastiques continuent de polluer l’océan.

140 COLA À EMPORTER

EXPÉRIMENTER : RÉDUIRE LA POLLUTION On peut donner aux polymères toutes les tailles, toutes les formes, toutes les couleurs, du sac plastique rouge vif aux bouteilles de cola transparentes. Vous savez à présent qu’on peut les étirer pour démêler leurs chaînes d’atomes. Dans cette expérience, vous observerez ce phénomène et découvrirez comment recycler les polymères. Vous allez étudier le polystyrène, l’un des polymères les plus utilisés. On en trouve de toutes les formes : la boîte fragile et transparente des CD, les sortes de « cacahuètes » qui protègent les objets emballés, la vaisselle jetable. On identifie le polystyrène par son code d’identification des résines, le 6 (voir page 144), inscrit sur le paquet dans un triangle fait de trois flèches.

IL VOUS FAUDRA :

Cette expérience s’intéressera au polystyrène très fin et transparent. Pour la mener à bien, le mieux est de se servir de ces emballages souvent utilisés pour les biscuits et les salades.

CE QU’IL FAUT FAIRE :

ENC S É R P

E

T EE L U A D AIR NÉCE

SS

• De fines feuilles de polystyrène transparent (code d’identification 6) • Des feutres • Un four • Des ciseaux • De l’aluminium • Un plat • Une manique

1. Piochez du polystyrène dans votre bac à recycler (on en trouve en ligne, sinon). Cela ne doit pas être du polystyrène expansé, celui qui sert à protéger le contenu des colis et n’est pas transparent. Découpez les bords texturés pour obtenir une feuille bien plate et transparente. 2. Dessinez et coloriez des formes sur le polystyrène. Vous pouvez aussi percer des trous pour pouvoir accrocher vos créations. Ceci fait, découpez autour de vos dessins afin de disposer de plusieurs œuvres sur feuille polymère.

LA CHIMIE DU COLA 141 3. Préchauffez le four à 180 °C. 4. Placez les dessins sur polymère sur une feuille d’aluminium dans un plat, et enfournez à l’étage du bas. Demandez l’aide d’un adulte. 5. Tandis que les dessins chauffent, ils se déformeront et se tordront avant de finalement réduire et épaissir. Ne les faites pas brûler. 6. Quand les dessins ne se déforment plus, le plat sera prêt à être sorti du four. Demandez l’aide d’un adulte. Avec une manique, sortez le plat du four. Ne touchez pas les dessins, ils sont brûlants. Laissez-les refroidir. Vous les verrez alors adopter leur forme définitive.

QUE SE PASSE-T-IL ? Le polystyrène reprend sa forme originelle. Quand on le chauffe, sa chaîne polymère gagne en liberté de mouvement. Elle était au départ étirée, la voilà qui se courbe et se replie. Le polystyrène est produit en feuille d’environ 3 mm d’épaisseur, qu’on chauffe ensuite et qu’on étire pour qu’elles deviennent extrêmement fines afin de servir à l’emballage alimentaire. En chauffant les feuilles de polystyrène, vous leur permettez de retrouver leur épaisseur originelle.

ART SUR POLYSTYRÈNE Feuille

Papillon à découper

142 COLA À EMPORTER

DÉCOUVRIR : CANETTE On produit chaque année 180 milliards de canettes. À la différence des bouteilles en plastique, composées de molécules longues et complexes, les canettes sont plutôt simples sur le plan chimique : elles sont presque entièrement faites d’une seule substance, l’aluminium. Se servir d’aluminium pour les canettes fonctionne bien parce que c’est un métal abondant, léger et résistant. Cela dit, il faut un certain savoir-faire chimique pour parvenir à en tirer les canettes parfaites.

MÉTAL PRÉCIEUX Si au XIXe siècle vous aviez dit à quelqu’un que, dans le futur, on trouverait des canettes d’aluminium au supermarché et dans toutes les maisons du monde, il vous aurait ri au nez. Vous auriez pu tout aussi bien lui dire que les maisons seraient en or massif et les meubles en argent. L’aluminium était alors parmi les métaux précieux, avec l’or, l’argent, le platine et le palladium, alors même qu’il s’agit du métal le plus abondant dans la croûte terrestre.

ALUMIN

IUM

Pourquoi valait-il tant ? C’est qu’on en trouve facilement dans le sol, mais très rarement dans son état élémentaire. Vous vous rappelez peut-être, page 67, qu’un élément est une substance qui ne contient qu’un seul type d’atome. Il est très rare de trouver de l’aluminium pur dans le sol où il réagit le plus souvent avec le silicium et l’oxygène pour former un composé.

LA CHIMIE DU COLA 143 Dans les années 1850, l’empereur Napoléon III avait un service de couverts en aluminium pour montrer sa grandeur, et il n’était réservé qu’aux invités les plus prestigieux (les convives de moindre importance devaient se contenter d’or et d’argent). Les choses allaient rapidement changer.

NOCES D’ALUMINIUM En 1886, un chimiste français et un ingénieur américain ont développé le procédé Hall-Héroult, qui visait à convertir un composé d’aluminium en aluminium pur. La chute du prix de l’aluminium a commencé. Trois ans plus tard, un chimiste autrichien a développé le procédé Bayer, qui permettait d’utiliser des cailloux riches en aluminium dans le procédé Hall-Héroult. Le prix de l’aluminium a plongé et la demande s’est envolée. Grâce à ces trois scientifiques, nous produisons aujourd’hui plus de 60 millions de tonnes d’aluminium tous les ans, pour faire des canettes, du papier d’aluminium et des avions.

GOURMAND EN ÉNERGIE Il y a un gros inconvénient à ce merveilleux procédé de raffinage : il faut beaucoup d’électricité pour séparer l’aluminium des autres matériaux. En Australie, le procédé de raffinage de l’aluminium compte pour 12 % des dépenses électriques totales du pays ! Heureusement, une fois qu’on l’a fabriqué, l’aluminium peut être réutilisé encore et encore par recyclage. La Suisse parvient à recycler plus de 90 % de ses canettes d’aluminium chaque année.

PIERRES PRÉCIEUSES Dans les bonnes conditions, l’aluminium et l’oxygène peuvent se combiner à d’autres métaux pour produire rubis et saphirs. La couleur dépendra des autres éléments présents.

144 COLA À EMPORTER

DÉCOUVRIR : RECYCLAGE Une bouteille ou une canette de cola vide est destinée (on l’espère) à l’usine de recyclage. Recycler est une activité devenue habituelle dans une partie du monde et pourtant souvent incomprise et parfois mal faite. Vous avez peut-être déjà hésité devant plusieurs bacs à recycler pour choisir lequel convenait, ou même si le déchet que vous teniez entre les mains se recyclait vraiment. Ce n’est pas toujours aussi simple qu’on le voudrait.

plastiques, vous devriez pouvoir trouver un petit triangle fait de trois flèches avec un chiffre au milieu : le code d’identification des résines. Le Système international de code d’identification des résines attribue à chaque polymère un chiffre entre un et sept. Ce chiffre vous dira exactement de quoi l’objet est fait. Par exemple, la plupart des bouteilles de cola en plastique seront identifiées avec le chiffre 1, ce qui nous indique qu’elles sont constituées de polyéthylène téréphthalate (PET). Les objets en PET font partie des plus faciles à recycler, mais ils doivent pour cela être séparés du reste des déchets et rassemblés.

TRIER LES DÉCHETS La clé d’un bon recyclage est le tri. Si vous parvenez à rassembler le même type de matériaux tous ensemble, vous pourrez les recycler. Et décider du container à mettre à disposition n’est que le début du procédé de tri. Comme on l’a vu, les canettes d’aluminium se recyclent bien. De gros aimants les séparent du reste des déchets et on les envoie direction la fonderie. Les polymères sont bien plus compliqués à gérer. Sur les emballages

1

2

3

4

5

6

7

PET

HDPE

PVC

LDPE

PP

PS

OTHER

POLYÉTHYLÈNE TÉRÉPHTHALATE

POLYÉTHYLÈNE HAUTE DENSITÉ

POLYCHLORURE DE VINYLE

POLYÉTHYLÈNE BASSE DENSITÉ

POLYPROPYLÈNE

POLYSTYRÈNE

AUTRES POLYCARBONATES

LA CHIMIE DU COLA 145 USINE DE RECYCLAGE Quand des produits à recycler arrivent à l’usine, ils commencent par un tour de tapis roulant où des employés enlèvent tout ce qui ne se recycle pas. Puis, de petits jets d’air comprimé souffleront les matériaux les plus légers comme le papier et le carton vers une chaîne à part, laissant sur le tapis plastiques et métaux. Des aimants ôteront l’aluminium et l’acier, aussi traités séparément. Ce qui reste sur le tapis sera plein de polymères, et c’est là que le procédé devient très subtil. Pour trier les différentes formes de plastique, une caméra infrarouge scanne le tapis roulant. Elle peut instantanément différencier les types de polymères et des jets d’air comprimé se chargent ensuite de les regrouper entre eux. Il suffit d’une fraction de seconde à la caméra pour identifier un type de polymère et le pousser sur le bon tapis. La caméra n’a qu’un défaut : elle ne voit pas le plastique noir. C’est pourquoi les barquettes micro-ondables noires seront manquées et finiront à la décharge.

Une fois les polymères triés, certains, dont notre bouteille de cola, seront recyclés. (D’autres, comme le numéro 6, le polystyrène, bien plus compliqués à recycler, finissent souvent à la décharge.) La bouteille de cola sera ensuite triée selon sa couleur, broyée en petits morceaux puis fondue. Parfois, le produit obtenu redevient une bouteille, mais il est le plus souvent utilisé pour fabriquer un autre produit à base de polymères, par exemple un tapis.

LES PLUS VERTS Moins d’un quart des bouteilles en plastique utilisées aux États-Unis sont recyclées. En Allemagne, la moitié des déchets de ce type le sont.

146 COLA À EMPORTER

APPRENDRE : PROBLÈMES POLYMÈRES Après cette plongée dans le monde des polymères, il est temps de tester vos connaissances !

PETIT QUIZ : POLYMÈRES 1. Quelle propriété le mot « plastique » décrit-il ? a) Lisse et peu réactif b) Qu’on peut fondre c) Qu’on peut mouler d) Qui sert à emballer

5. Laquelle de ces substances n’est pas un polymère ? a) Verre b) Laine c) Coton d) ADN

2. Comment appelle-t-on les unités qui se répètent dans un polymère? a) Éléments b) Styrènes c) Isomères d) Monomères

6. Trouvez la fin de cette phrase : En général, les polymères à chaînes courtes... a) ne se trouvent que dans la nature. b) fondent à plus basse température. c) sont plus durs et plus résistants. d) sont créés en laboratoire.

3. De quoi sont issus la plupart des polymères synthétiques ? a) Sève d’arbre modifiée b) Produits pétrochimiques c) Sucres et amidons d) Réactions minérales et acides 4. Bien des polymères sont faits de longues chaînes d’atomes de carbone, mais quel autre élément y trouve-t-on ? (Indice : jetez un œil au tableau périodique de la page 68.) a) Oxygène b) Aluminium c) Soufre d) Silicium

7. Les bouteilles en plastique de boisson sont faites de : a) polysaccharide b) polychlorure de vinyle c) polyéthylène téréphthalate d) polytétrafluoroéthylène 8. Combien de bouteilles en plastique sont achetées dans le monde à chaque minute ? a) 0,5 million b) 1 million c) 10 millions d) 100 millions

9. En 2050, on estime que le poids cumulé du plastique dans les océans pèsera plus que : a) Trois avions de ligne b) La masse de déchet produite en un an par la Suède c) Toute la population de baleines à bosse de l’océan Atlantique d) Le poids cumulé de tous les poissons de l’océan 10. Le problème mondial du plastique est avant tout né du fait que : a) Les polymères se décomposent facilement dans l’eau. b) Les polymères modifient le pH de l’eau salée. c) Les polymères se déposent au fond des océans, ce qui laisse moins de place aux plantes et à la vie marine. d) Les polymères ne sont pas facilement biodégradables.

LA CHIMIE DU COLA 147

APPRENDRE : RECYCLAGE ET RÉUTILISATION Testez vos connaissances en recyclage !

PETIT QUIZ : RECYCLAGE 1. Comment sépare-t-on la plupart des types de plastiques dans les usines de recyclage ? a) À la main b) Au poids c) Avec des jets d’air comprimé d) Par la force centrifuge 2. Quel pourcentage estimé d’oiseaux marins dans le monde auraient du plastique dans le système digestif ? a) 20 % b) 46 % c) 73 % d) 90 % 3. Les polymères sont repérés par un chiffre dans un triangle fait de trois flèches. Que nous indique-t-il ? a) S’ils peuvent se recycler b) De quel type de polymère il s’agit c) Le temps qu’il faudra pour leur biodégradation d) La pureté du polymère

4. Lequel de ces pays recycle ou composte le plus ses déchets ? a) Royaume-Uni b) Pays-Bas c) Allemagne d) États-Unis 5. Environ quel pourcentage des bouteilles en plastique utilisées aux États-Unis sont recyclées ? a) 10 % b) 25 % c) 40 % d) 50 % 6. Lequel de ces objets est souvent fait en plastique de bouteilles recyclé ? a) Emballage de cacahuète b) Emballage de coquillages c) Tapis d) Semelles de chaussure 7. Combien d’années faut-il pour qu’une bouteille en plastique se décompose naturellement? a) 200–400 ans b) 400–600 ans c) 600–800 ans d) Elle ne se décomposera pas.

8. Les polymères peuvent perdurer longtemps dans le corps des animaux. Pourquoi ? a) Ils se lient aux tissus du tube digestif. b) Les morceaux sont trop petits pour être repérés à l’intérieur du corps. c) Le corps les reconnaît comme une partie de lui-même. d) Le corps ne parvient pas à décomposer les polymères inertes.

148 COLA À EMPORTER

DÉCOUVRIR : EMBOUTEILLER Nous avons regardé de près les bouteilles en plastique et les canettes. Pour finir, revenons au commencement : la bouteille en verre, un matériau fantastique que nous utilisons partout. Il pourrait même faire son come-back dans un contexte de réduction de l’usage des plastiques. Le verre est un matériau très important dans nos vies ; de nos vitres à nos verres, on le croise sous des formes différentes tous les jours. Les humains l’emploient depuis l’aube de la civilisation. Même si nous ne créons des objets en verre que depuis 4 000 ans, nous avons retrouvé des preuves d’utilisation de verre naturel (formé par des éclairs et des volcans) datant d’aussi loin que l’Âge de pierre.

Le verre est principalement composé de dioxyde de silicium (SiO2), présent en abondance sous forme de sable. Le dioxyde de silicium pur fond à 1 650 °C pour donner un solide transparent, hautement résistant aux changements de température, qu’on appelle le verre de quartz. En théorie, le verre de quartz pourrait servir à produire des bouteilles de cola, mais travailler avec des températures supérieures à 1 650 °C est très difficile et onéreux. C’est au-dessus du point de fusion de nombreux métaux ; le fer fond par exemple à 1 535 °C.

LA CHIMIE DU COLA 149

DÉNONCIATION DU FAUX CRISTAL Vous avez peut-être chez vous quelque part des verres en « cristal », qui ne sortent que pour les grandes occasions. Ne vous en servez pas pour impressionner un chimiste ! Ce n’est pas vraiment du cristal, en fait, c’est même l’exact opposé. Un cristal est une substance à la structure très ordonnée et prévisible, tandis que le verre n’a ni ordre ni disposition particulière.

SODA ET CHALEUR Afin de produire du verre aussi solide et transparent que le verre de quartz mais plus facile à travailler, il faut ajouter quelques produits chimiques. Le verre d’usage le plus courant de nos jours est le verre sodocalcique. Le SO2 est toujours l’ingrédient principal, mais on y trouve aussi du carbonate de sodium (Na2CO3), qui fait baisser le point de fusion, de

l’oxyde de calcium (CaO), qui le rend moins réactif, et de l’oxyde de magnésium (MgO), qui le rend plus résistant. Ce mélange produit un verre qu’on peut ramollir et travailler dès 700 °C. Cette faible température de fusion du verre sodocalcique le rend plus facile et moins cher à produire que le verre de quartz. De plus, il se prête bien au recyclage car les bouteilles aussi seront fondues et réemployées. Les bouteilles en plastique contiennent souvent des pigments pour obtenir une grande variété de couleurs, mais le verre n’est guère que transparent, marron ou vert, ce qui favorise aussi le procédé de recyclage puisqu’il est plus facile à trier avant d’être refondu. On obtient ainsi plus facilement un produit pur par simple recyclage. Voilà 125 ans que nous buvons du cola dans des bouteilles en verre. Dans quoi boirons-nous le cola dans 125 ans ? Seul l’avenir nous le dira.

LES

RÉPONSES

152 RÉPONSES

RÉPONSES CHAPITRE 1 ÉTATS DE LA MATIÈRE

CHAPITRE 2 SOLUTION

P. 20 CHIMIE DE CUISINE

1. Mr = (12 = 12) + (22 = 1) + (11 = 16) = 342

1. 2. 3. 4. 5.

2. Moles = 11/342 = 0,03 mole (mol), ou 30 mmol.

c d a b d

P. 21 SUBSTANCES ET ÉTATS 1. 2. 3. 4. 5. 6.

c a e b f d

P. 36 TESTER LES TEMPÉRATURES 1. a 2. c La glace est moins dense que l’eau liquide. 3. Faux. Différentes substances changent de phase à différentes températures, ainsi le dioxyde de carbone est un gaz à température ambiante tandis que l’eau est un liquide. 4. b

P. 37 MONTER LE CHAUFFAGE 1. d 2. c 3. De plus dense au moins dense : eau, huile végétale, glace, air. 4. Le volume décroît, la pression augmente, la densité augmente et l’espace entre les particules diminue. 5. 6. 7. 8. 9.

a c d a b

P. 54 CHASSE AUX MOLES

3. L’eau a plus de molécules. D’abord, on convertit la masse en moles : 100/342 = 0,29 mol pour le glucose, et 100/18 = 5,56 mol pour l’eau. Puis on calcule le nombre de molécules en multipliant les moles par la constante d’Avogadro. Glucose = 0,29 = 6,02 = 1023 = 1,75 = 1023 Eau = 5,56 = 6,02 = 1023 = 33,47 = 1023 4. Oui, elle peut : 61 km de profondeur. Les États-Unis ont une surface de 9,83 = 1016 cm2. Il faudrait 9,83 = 1016 cubes pour couvrir toute cette surface, et nous avons 6,02 = 1023 cubes (une mole). On peut même recouvrir les États-Unis plusieurs fois.

P. 55 QUESTIONS BRÛLANTES 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

b b d c b c d (Cela peut être acide, neutre ou basique.) a

P. 60 BON ÉQUILIBRE 1. Comme chaque molécule d’eau comprend deux atomes d’hydrogène et un atome d’oxygène, tous les atomes d’hydrogène réagiront avec seulement la moitié des atomes d’oxygène, puisque chaque mole contient le même nombre d’atomes. Cela produirait une demi-mole d’eau et laisserait une demi-mole d’oxygène inutilisée.

LA CHIMIE DU COLA 153 2. a 3. La réaction produit de l’eau. Il manque la molécule H2O. 4. 2Au (s) + 3Cl2 (g) ‫ ڵ‬AuCl3 (s) 5. a TiCl4 + 2H2O ‫ ڵ‬TiO2 + 4HCl Il faut deux molécules de H2O pour fournir quatre atomes d’hydrogène qui réagissent avec quatre atomes de chlore dans TiCl4, et deux atomes d’oxygène pour réagir avec un atome de titane. b 4Fe + 3O2 ‫ ڵ‬2Fe2O3 Les deux côtés doivent avoir le même nombre d’atomes d’oxygène et le même nombre d’atomes de fer. Pour le fer, c’est facile, il suffit de commencer avec 2Fe à gauche. Pour l’oxygène, il faut un nombre divisible par deux (à gauche) et un nombre divisible par trois (à droite). Le plus petit nombre divisible par deux et trois est six, ce qui nous laisse six atomes d’oxygène de chaque côté. La réaction commencera avec trois molécules de dioxygène O2 et produira deux molécules de Fe2O3. c C12H22011 + 12O2 ‫ ڵ‬12CO2 + 11H2O Il faut douze molécules de dioxygène pour réagir avec les 12 atomes de carbone du C12H22011 et pour produire 12 molécules de CO2. Cela nous laisse 22 atomes d’hydrogène et 11 atomes d’oxygène pour réagir et produire 11 molécules d’eau. 6. Acide chlorhydrique + hydroxyde de sodium ‫ ڵ‬chlorure de sodium + eau. 7. d Les produits de la réaction sont détaillés à droite de l’équation-bilan ; l’état de chaque réactif est indiqué entre parenthèses ; le rapport molaire est donné par le nombre d’atomes et de molécules dans l’équation. Mais une équation-bilan ne contient aucune information sur la vitesse de réaction. 8. Faux. Les réactions peuvent avoir toute sorte de produits et un réactif de départ peut se décomposer en de nombreux produits.

P. 61 AU LABO 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

d f a i g b h c e

CHAPITRE 3 COMPOSANTS CHIMIQUES P. 76 SUCCÈS PÉRIODIQUE 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

d f a h g c b e

P. 77 ÉCHANGE ÉLECTRONIQUE 1. L’élément numéro 23 a 23 électrons. L’or est l’élément numéro 79 et a 79 électrons. 2. a L’oxygène a six électrons dans sa couche de valence. Il a huit électrons au total, mais les deux premiers sont plus près du noyau, ils n’appartiennent pas à la couche de valence. b L’oxygène a besoin de deux électrons de plus pour remplir sa couche de valence.

154 RÉPONSES 3. a L’argon a huit électrons dans sa couche de valence.

3.

b L’argon peut y loger huit électrons. c L’argon ne veut ni gagner ni perdre d’électron, sa couche de valence est pleine. Il ne forme que difficilement des liaisons. 4. a Le sodium a un électron dans sa couche de valence, dont il voudrait se débarrasser, et il réagit violemment quand il y parvient. Il y arrive facilement et rapidement, ce qui signifie que le sodium est un métal réactif.

H

H

C

C

H

H

H

Non. 4. Le pentane a trois isomères de constitution. Le n-pentane :

b Le sodium perd son électron de la couche externe et devient un ion positif. c L’électron externe du sodium est récupéré par le chlore. Le sodium devient positivement chargé et le chlore négativement chargé.

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

H

H

5. b 6. Covalente (le carbone a quatre électrons dans sa couche de valence, il préfère partager ses électrons plutôt que d’en voler ou de s’en débarrasser).

L’isopentane :

P. 83 DÉFI 1 1. Éther méthylique :

H

C

O

H

H

H

H H

C H

H C

C H

2. Méthane.

H

H

H

H

H

H

H

H

LA CHIMIE DU COLA 155 Le néo-pentane :

H

CHAPITRE 5 GROS PLAN SUR LE COLA

H C

H H

P. 130 PRÉSERVER LES APPARENCES

H H

C

C

C

H

H

H H

C

H

H DÉFI 2 : Dioxyde de carbone :

O

C

O

1. c 2. d 3. b 4. a 5. d 6. b 7. d 8. b 9. a 10. b La haute pression permettra au gaz de rester dissous dans le liquide et il n’essaiera pas de s’échapper. 11. b 12. c Les deux sont faits de carbonate de calcium. 13. d

CHAPITRE 6 COLA À EMPORTER P. 146 PROBLÈMES POLYMÈRES

P. 84 SURFACES SUSPECTES 1. 2/rh représente les côtés du cylindre et 2/r2 les sommets circulaires. 2. a Le rayon est de 3,09 cm. b La surface est de 273 cm2. 3. a Le cube fait 15 625 cm3. b La surface du cube est de 3 750 cm2. c Le volume du trou est de 491 cm3. Ainsi, le nouveau volume du cube est de 15 625 – 491, soit 15 134 cm3. 4. Il y a beaucoup d’objets domestiques dont la surface est importante comparée à leur taille. Un bon exemple est l’éponge. Sa structure pourvue de pores profondes permet de stocker l’eau. Le sopalin et les mouchoirs ont des structures similaires. Les couches contiennent aussi des matériaux petits comparés à leur surface pour rapidement capturer l’humidité.

1. c 2. d 3. b 4. d 5. a 6. b 7. c 8. b 9. d 10. d

P. 147 RECYCLAGE ET RÉUTILISATION 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8.

c d b c b c b d

156 INDEX

INDEX A

asphalte (expérience) 14

acétate d’isoamyle 83

atome 66–7

cola acide dans le 44 couleur du 10–11

couche de valence 74–5

acide 44–5

effervescence 126–7

carbonique 128 chlorhydrique 44, 45

B

éléments dans le 73

citrique 44

banane 70, 83

énergie tirée du 100–1

détection 50–1

base 46–7

et les dents 44, 48, 56–7

petit quiz 55

échelle de pH 48–9

incolore 122–3

et dents 56–7

biodégradation 134

nettoyer avec du 124–5

gras 52

boule de billard 136–7

petit quiz 130–1

lactique 56

bouteille

recette secrète 116–17

neutralisation 46–7, 49

couleur 11

petit quiz 55

en verre 148–9

sans sucre 104–5, 107 sucre dans le 93, 94

adénine 111

expérience avec 32–3

colloïde 123

alcaline 46–7

plastique 137

colorant E 11

aluminium 142–3

structure 14

composé aromatique 108–9

anti-acide 46

Brownrigg, William 126

constante d’Avogadro 42, 54

araignée et caféine 110

butane 79

corail 129 couche de valence 74–5

argon 67 aspartame 107

C

couleur

caféine 20, 110–11

bouteilles en plastique 11

caillage 123 calories (cal) 94, 100

cola 10–11 cristal 112–13

canette 142–3

croissance 114–15

capsule d’évaporation 61

de sel 112–13

carbonate de calcium 129

cristallite 113

carburant fossile 129

cube, surface 85

celluloïd 137

cuivre, nettoyage 124–5

céréales 70–1, 73

cycle aromatique 109

chromatographie 117, 118–19

cylindre mesureur 61

couche mince 118

cylindre, surface 84

gazeuse 117 liquide 118

D

papier 118–19

densité

cinnamaldéhyde 109 code d’identification des résines 144

de l’arc-en-ciel 102–3 de la glace 18–19, 22–3 dentifrice 73

LA CHIMIE DU COLA 157

dents et cola 44, 48, 56–7

engrais 96

huître 129

dessiner les molécules 82–3

épinard 70

Hyatt, Wesley 137

diffusion 88–9

équation 58–9, 60

hydrophile 52

dioxyde de carbone 13

équation-bilan 59

hydrophobe 52, 53

petit quiz 60

et eau 128–9 et effervescence 12, 126–7

hydroxyde de sodium 46–7

étanchéité 136

dioxyde de silicium 148

éthane 83

I

disaccharides 92

éthanol 82, 83

indicateur de pH 50–1

DUT – 60 81

expérience de l’asphalte 14

ion 52

E

F

isomère de constitution 79

eau

Fahlberg, Constantine 107

ivoire 136

ionisation 31

densité d’arc-en-ciel 102–3

farine de maïs 81, 97

et dioxyde de carbone

fer 70–1, 73

J

128–9

flacon Erlenmeyer 61

joules 100–1

et four micro-onde 30–1

flacon volumétrique 61

masse molaire 43

fluide non newtonien 15, 16–17

K

échelle de pH 48–9

fontaine effervescente 86–7

ketchup 15

édulcorant 105, 106–7

four micro-onde 20, 30–1

effervescence 126–7

fructose 92, 93, 97

électron 66–7, 74–5 petit quiz 77

G

élément 67, 72–3

gaz 12–13

énergie

glace

chimique 98, 99

densité 18–19, 22–3

cinétique 98, 99

et huile 28–9

dans le cola 100–1

glaçon qui rétrécit 13

électrique 98

surface 80

magnétique 98

surfusion 24–5

nucléaire 98

glucides 92

potentielle de pesanteur

glucose 92, 93

98 potentielle élastique 98

H

thermique 98

huile essentielle 108–9

types de 98–9

huile et glace 28–9

158 INDEX L

méthane 83

P

lactose 92

méthylpropane 79

Parnell, Thomas 14

lait 123

minéral 73

Pemberton, Dr 10, 116

lentille 70

molécules 78–9

pentane 83

levure chimique 20, 46

dessin 82–3

pesticides 96

liaison 74–5, 79

non polaire 28

PET (polyéthylène

covalente 75 double 83

polaire 28, 30–1 moles 42–3

hydrogène 19 ionique 75

petit quiz 54

téréphthalate) 137, 144 pièces, nettoyage de 124–5 plastique (polymère)

monatine 107

et pollution 138–9

liquide 12–13

monomère 135

histoire 136–7

loi de Boyle–Mariotte 35

monosaccharide 92

petit quiz 146

loi de Henry 126

recyclage 144–5

N

structure 134–5

M

naphtha 136

plastique noir 145

Macintosh, Charles 136

Napoléon III 143

plongeur cartésien 34–5

masse

nettoyage au cola 124–5

polyéthylène téréphthalate

atomique 43

neutron 66, 67

atomique relative 54

nitrocellulose 137

molaire 43

noyau 66, 67

métal plus métallique 69

nuage 25 dans un bocal 26–7 numéro atomique 68

(PET) 137, 144 polymère et lumière solaire 139 polymère voir plastique polysaccharide 92 polystyrène 145 pommes et oxygène 80–1

O

potassium 70

océans acidification 129 plastique dans les 139 œuf, énergie 101 oligosaccharide 92 orbitale 67

pression et effervescence 127 expérience de la bouteille 32–3 plongeur cartésien 34–5 principe d’Archimède 35 procédé Bayer 143 Haber 96 Hall–Héroult 143 produit 58 proton 44, 66, 67 quiz chauffage 37

159 R

T

rayon gamma 30

tableau périodique 68–9, 76

rayon UV et polymère 139

température

réactif 58

et diffusion 89

réaction de Maillard 20, 31

et vitesse de réaction 63

recyclage

quiz chauffage 37

canette 143

test 36

petit quiz 147 plastique 144–5

U

polystyrène 140–1, 145

UV et polymère 139

S

V

saccharine 107

vanilline 109

savon 52–3

verre

Schlatter, James 107

de quartz 148

sel, information nutritionnelle

en « cristal » 149

73

sodocalcique 149

sirop de glucose 93, 97

vinaigre 44, 45, 125

site de nucléation 86

vitamine 73

solide 12–13

vitesse de réaction, test 62–3

soluté 40, 41

volume et surface 84–5

solution 46–7 alcaline

W

concentration de 40–1

waterproof 136

saturée 105 super saturée 114 solvant 40 spatule 61 spectre électromagnétique 30 sublimation 13 substances et états 21 sucre caché 94–5 cristal 113, 114–15 et densité 104–5 et les dents 56–7 types de 92–3 surface 80–1 et vitesse de réaction 63 et volume 84–5 surfusion 24–5

Z zinc 70

160 CRÉDITS DES PHOTOGRAPHIES

CRÉDITS DES PHOTOGRAPHIES SHUTTERSTOCK 4, 70, 71 : © SATJA2506 5, 40, 97 : © Nito 5, 52, 53, 130 : © Love the wind 7, 33, 36 : © Triff 10–11 : © Natali Zakharova 11, 159 : © Handmade Pictures 12, 13, 20, 62, 63, 122, 126, 127, 154, 155 : © Alena Ohneva 15 : © Melica 16, 17 : © Nataly Studio 18 : © Passakorn Umpornmaha 21, 25 : © Alexey Kljatov 22, 23, 32, 33 : © Mariyana M 26 : © E.O. 28, 29 : © dkidpix 30 haut : © bsd 32 bas : © Kozini 43, 54 : © M. Unal Ozmen 44, 45, 159 : © Mariyana M 45 : © Mrcmos 46 : © Hong Vo 50 : © Kaiskynet Studio 55 haut : © Irin-K 55 : © Protasov AN 56 haut : © Duda Vasilii 66 : © Cigdem 68–69 : © Humdan 70 milieu : © Ang Intaravichian 72 : © Djomas 73 : © Oleg GawriloFF 77 : © Macro Wildlife 78, 79 : Studio Vin 80 haut : © Apisit Burawannint 80 bas : © Stockphoto-graf 81 haut : © Baibaz

81 bas : © Kubais 83 : © AJT 86 haut, 87 : © Schtiel 88–89 : © Narudon Atsawalarpsakun 92 : © Jiri Hera 93 bas : © Jiri Hera 96 : © Stock Image 97 gauche : © Taiga 98–99 : © Jacek Chabraszewski 100 haut : © Yeti Studio 100 : © Evgeny Karandaev 104 haut, 114 : © Ydumortier 105 gauche : © Danny Smythe 105 droite : © Anna Garmashevska 106 : © Michael Puche 107 : © Goodluz 108 droite : © Hekla 110 : © Vandame 111 haut : © Matveev Aleksandr 111 bas : © Ollyy 112 bas gauche : © Albert Russ 118, 119 : © Gyvafoto 122 : © Adam Gilchrist 124, 125 : © Kirill Aleksandrovich 127 bas : © Speedkingz 129 : © Lightspring 134 : © Duxx 135 haut : © Africa Studio 136 : © Kitch Bain 137 : © Pavelis 139 haut : © Ombra Estudi 139 bas : © Fedorova Nataliia

140, 141, 146, 147 : © Winai Tepsuttinun 142 : © RHJ Phtoto and illustration 143 : © Fabrika Simf 144 haut, 145, 146 : © Dan Kosmayer 144 bas : © Totem Art 145 haut : © Alba Alioth 148–149 (haut) : Spixel 148–149 (bas) : © Normana Karia 152, 153 : © Alena Ohneva 157 haut : © Natali Zakharova Les illustrations sont de Rob Brandt, sauf mention contraire. Tous les efforts nécessaires ont été entrepris pour mentionner avec précision les détenteurs des droits de toutes les images de ce livre. Nous présentons nos excuses pour toute omission ou erreur involontaire. Nous intégrerons s’il y a lieu les corrections ou les mentions nécessaires dans les futures éditions de cet ouvrage.