Buts
Cette activité présente aux élèves :
- Facteurs qui contrôlent la solubilité des gaz dans l’eau
- La loi de Henry et le principe de LeChatelier
- surchauffe des gaz dans l’eau
- Dynamique de la solubilité de l’oxygène dans les écosystèmes lacustres
Introduction
Cette leçon présente aux élèves les principes qui contrôlent la solubilité des gaz dans
l’eau, et comprend des applications à la dynamique de la solubilité de l’oxygène dans les écosystèmes lacustres. Pour les étudiants en chimie (et en physique), cette leçon fournit une explication et une animation des principes physiques qui contrôlent la solubilité d’un gaz non polaire dans l’eau, ainsi qu’une application pratique qui permet aux étudiants d’observer ces forces d’attraction en action dans un écosystème lacustre. Pour les étudiants en biologie, cette leçon démontre l’applicabilité de la chimie aux changements des conditions environnementales et illustre le rôle que les organismes peuvent jouer dans la modification de la condition chimique de leur propre environnement.
Outcomes
Les étudiants seront capables de :
- Expliquer et schématiser comment les gaz non polaires entrent dans les solutions dans l’eau.
- Expliquer les rôles que jouent la pression et la température dans la modification de la concentration des gaz dans l’eau.
- Expliquer la base physique de la sursaturation en oxygène et comment elle est liée à
la photosynthèse.
Mots-clés
solubilité des gaz, dipôle, dipôle induit, saturation, pression, température, polaire,
non polaire
Matériel/Ressources/Software
Excel, Shockwave
Temps requis
1-2 heures
Connexions au programme
Biologie – facteurs abiotiques dans l’environnement, photosynthèse
Chimie – équilibre chimique, solubilité, matières polaires et non polaires,
réactions endothermiques/exothermiques
Liens avec le programme d’études
Stratégie thermique ; oxygène ; respiration aquatique
Procédure
Travaillez avec les élèves les discussions suivantes. Ceci pourrait être offert sous forme de démonstration et de conférence en utilisant des projections informatisées, ou avec les étudiants dans un laboratoire informatique tout en s’arrêtant périodiquement pour des discussions.
- Discuter de la façon dont l’oxygène se dissout et revoir l’animation, plug-in Shockwave requis.
Notes : L’eau, en tant que molécule polaire, induit une accumulation de densité électronique(moment dipolaire) à une extrémité des molécules de gaz non polaires comme l’oxygène (O2) et le dioxyde de carbone (CO2). Dans l’animation, observez une molécule d’eau polaire s’approchant d’une molécule d’O2 non polaire. Le nuage d’électrons de O2 est normalement distribué de manière symétrique entre les atomes O2 liés. Lorsque l’extrémité négative de la molécule d’H2O s’approche de la molécule d’oxygène, le nuage électronique de l’O2 s’éloigne pour réduire la répulsion négative à négative. Par conséquent, un dipôle (molécule dont les charges positives et négatives sont séparées par une distance) a été induit dans la molécule non polaire d’O2, ce qui fait que O2 et H2O sont faiblement attirés l’un par l’autre. Cette attraction intermoléculaire entre les pôles de charge opposée de molécules proches est appelée force dipolaire induite. La création de ces forces explique alors le mécanisme par lequel les gaz se dissolvent dans l’eau.
- Discuter des effets de la pression sur la solubilité de l’oxygène et revoir l’animation, plug-in Shockwave requis.
Notes : Parce que les forces dipolaires induites sont très faibles, la quantité de gaz non polaires (comme l’O2) qui se dissout dans un volume d’eau donné est fortement affectée par la température et la pression. La loi de Henry décrit l’effet de la pression sur la solubilité d’un gaz dans un liquide. Cette loi stipule que la quantité de gaz qui se dissout dans un volume donné de solvant à une température donnée (généralement 25°C pour l’eau) est proportionnelle à la pression partielle du gaz au-dessus du liquide. Lorsqu’un gaz sous pression entre en contact avec un liquide, la pression a tendance à pousser les molécules de gaz en solution. À une pression donnée, le nombre de molécules de gaz qui entrent en solution augmente jusqu’à ce que l’équilibre soit atteint. Par définition, à l’équilibre, le nombre de molécules de gaz entrant et sortant de la solution est équilibré et la concentration du gaz en solution reste constante. Si la pression partielle d’un gaz augmente, davantage de gaz entre dans la solution. Si la pression partielle diminue, le gaz sort de la solution et atteint un nouvel équilibre. Illustrez cela en ouvrant une canette ou une bouteille de soda.
Au niveau de la mer, la pression atmosphérique totale est de 760 mm Hg. Cela signifie que le
poids de l’atmosphère induit par la gravité génère une force suffisante pour déplacer un
volume suffisant de mercure (Hg) de 760 mm dans un tube. Au niveau de la mer, environ 20,8 % de cet air est constitué d’oxygène gazeux (O2). La pression partielle de l’oxygène au niveau de la mer est donc de 158 mm Hg (760 mm Hg x 0,208 = 158,08 mm Hg). L’oxygène a une constante de la loi de Henry de 1,7 x 10-6 molal/mm Hg lorsqu’il est dissous dans l’eau à 25°C.
Molalité de O2 = (1,7 x 10-6 molal/mm Hg)
(158,08 ) = 2,687 x 10-4 m
À partir de la valeur ci-dessus, on peut calculer le nombre de milligrammes par litre de dioxygène qui se
dissoudra dans l’eau à 25°C.
2,687 x 10-4 moles/kg x 32g/mole x 1000 mg/g = 8,6 mg/litre
- Discutez les effets de la température sur la solubilité : Principe de Le Chatelier (revoir l’animation informatique) et se référer au tableau solubilité de l’oxygène).
Notes : Commencez par une démonstration. Ouvrez deux canettes de soda, une chaude et une
froide (les élèves peuvent aussi travailler en petits groupes). On observe facilement qu’il y a plus
de gaz libéré si la canette est chaude que si elle est froide. Avant cette leçon,
versez de l’eau froide dans un verre. Pendant la leçon, les élèves peuvent observer les bulles d’oxygène
qui se sont formées à l’intérieur du verre d’eau qui avait été versé froid et
s’est réchauffé avec le temps. Ces deux démonstrations illustrent le fait que la
température d’un solvant (rappelons que l’eau est le « solvant universel ») affecte
la solubilité des gaz.
Les gaz qui se dissolvent dans des solvants libèrent généralement de la chaleur dans un processus exothermique au fur et à mesure qu’ils se dissolvent .
gaz + solvant liquide —> solution saturée + chaleur
Ce processus se poursuit jusqu’à ce que la saturation soit atteinte. À ce stade, le gaz se dissout encore, mais il est équilibré par le gaz qui quitte la solution. Si l’on ajoute de la chaleur à une solution, le gaz est libéré dans cette réaction endothermique :
saturation de la solution + chaleur —> gaz + solvant liquide
À l’équilibre, autant de molécules sortent de la solution que de molécules se dissolvent dans une période de temps donnée.
gaz + liquide <——> solution saturée + chaleur
Le principe de Le Chatelier stipule qu’un changement dans l’un des facteurs déterminant
l’équilibre entraînera un ajustement du système afin de réduire ou de contrecarrer
l’effet du changement. Le principe de Le Chatelier prédit que la solubilité d’un gaz augmentera lorsqu’un système perd de la chaleur, et diminuera lorsqu’il en gagne.
- Discutez comment la sursaturation en O2 est possible.
Notes : En raison des effets de la pression hydrostatique sur les gaz en solution, l’eau peut devenir sursaturée en oxygène et autres gaz (dépasser 100% de saturation). Les forces d’attraction qui maintiennent l’excès d’oxygène en solution similaires aux forces dipolaires induites discutées précédemment, mais un plus petit nombre de molécules d’eau sont disponibles pour induire des dipôles dans les molécules d’oxygène. Cela conduit à une attraction plus faible des molécules d’oxygène lorsque l’eau est en sursaturation d’oxygène. Hypothéquez les conditions qui, dans les lacs, pourraient provoquer une sursaturation. Quels indices pourriez-vous rechercher dans un lac qui pourraient indiquer qu’il y a sursaturation en O2 ?
- Assignez des paires d’élèves pour compléter la leçon d’étude des élèves.
- Discutez des résultats des élèves.
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