Synthétiser du ZnCl2

oui mais plus encore ?

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Bonjour à tous,

Me voici retranché dans un domaine un peu moins connu pour ma part, L'inorganique. Je souhaiterais obtenir du chlorure de zinc à partir de Zinc et d'acide chlorhydrique commercial.

Cette réaction prendrais du temps, au vue de l'utilisation d'un objet métallique en zinc et non d'une poudre (coefficient de contact etc…). Mais encore cette réaction se ferait avec beaucoup d'eau.

Et comme on sait que les Acide de lewis sont assez chiant à deshydraté (toujours une tendance à s’hydrolyser en hydroxyde(doute?) ou en oxychlorure…) j'avais pensé comme lu sur un vieux sujet, mettre un éther comme solvant du produit solide (mélange d'hydroxyde/oxychlorure et chlorure de zinc) et y placer un peu de zinc le tout à reflux et de refiltré à chaud et d'obtenir soit disant une solution anhydre.

Déjà je ne comprend pas bien ce qui peut se passer ? Qu'elle rôle vas jouer le nouveau zinc ? Chauffé dans un ether c'est pour comblé les case vide du zinc et ainsi le protéger ? L'ether doit avoir un point d'ébulition haut ? Puis j'aime pas trop chauffer de l’éther at home.

Autre remarque : Au vue du fait que je ne sois pas pressé, puis-je l'obtenir par séchage à l'air ? Sans énergie le composé ne devrait pas réagir avec l'eau ? Puis à la fin rien ne m'empêche de mettre le tout dans une phase organique et de la seché grâce à CaCl2 (mhm quoi que l'effet d'ion commun peut occurer..)

Des conseils ? Des détails ? Mieux des réponses ? Je suis à votre écoute, merci beaucoup pour votre temps accordé.

Édité par Coyote

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C'est plutôt un dioxane que $Et_2O$ je pense, bien que ça marcherai aussi.

Puis j'aime pas trop chauffer de l’éther at home.

Blackline

Et t'as bien raison, leur point éclair est souvent inférieur à 20 °C et leur domaine explosibilité dans l'air assez grand. Si on oublie le fait que certains sont photosensibles et forment des peroxydes à la lumière.

En fait, le procédé que tu propose est une simple recristallisation, le $ZnCl_2$ est soluble dans les éthers, contrairement aux impureté qu'il pourrait contenir. L'ajout de Zinc métallique, c'est surement pour réduire l'eau et les espèces du zinc qui ne nous intéressent pas. tu peux toujours sécher la phase organique avant de filtrer (en sachant que la réaction du chlorure de calcium avec l'eau est très exothermique et que ton liquide est déjà chaud, donc prudence).

Sinon, pour virer l'eau, si tu arrives a mettre la main sur le très dangereux $SOCl_2$, tu peux soit traiter ton chlorure de zinc pour en éliminer l'eau (sans mettre le nez au dessus), soit obtenir une solution anhydre d'acide chlorhydrique dans de l’éthanol pour faire réagir sur le métal (toujours sans venir respirer la douce odeur des gaz toxiques produits).

Édité par Akio

Darn, the homo-linear impulse won't morpho-recreate the whaled aero-replicator! We'll have to inhibit the morvo-phased multi-detonator…

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Auteur du sujet

Obtenir une solution anhydre de HCl dans de l'éthanol ça doit vraiment pas rester longtemps anhyhdre ! Vue le mélange de deux composé hygroscopique, j'imagine qu'une fois la bouteille ouverte on peut faire un Carl-Fischer sans soucis et y détecter plus que des ppm ahah ! Mais c'est assez sympa comme alternative !

Et qu'en est-il d'un séchage à l'air libre ? Une fois cette chose faites, peut-être puis-je solubiliser mon sel hydraté (car ne soyons pas optimiste, il y aura toujours de l'eau complexé ou même simplement emprisonné dans les grains) dans un solvant organique, l'ether par exemple, mais ce coups-ci à froid et ensuite secher avec CaCl2 ? (Je sais bien que c'est exothermique mais c'est pas comme si je mettais 1 gramme toutes les secondes dans le mélange, j'ajoute une pincer, j'attend, et rebelote ^^ j'ai pris l'habitude pour secher mes phases de faire comme ça avec prudence :) )

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Tu peux essayer, mais tu risque de garder les autres impuretés. Et effectivement il restera de l'eau dans le solide après séchage si tu ne le fait pas à l'étuve.

Par contre je ne trouve pas les données pour savoir à quel température on élimine toute l'eau, mais bon, tu peux y aller progressivement en vérifiant avec une bonne balance et en restant en dessous des 275 °C.

En pesant le solide "sec" à température ambiante après synthèse ($ZnCl_2.4H_2O$) puis après des chauffes d'au moins une heure, avec des paliers de 50°C, en divisant la différence de masse (si il y en a une) par la masse molaire de l'eau, tu sauras combien d'eau tu a éliminé, pour peu que tu connaisses la quantité de matière de zinc qui a été attaquée, tu sauras combien des 4 molécules d'eau se sont arrachées. Par exemple, pour avoir fait l'étude sur le sulfate de cuivre pentahydraté, je peux te dire qu'il perd 2 molécules d'eau à 63°C, 2 autres à 109°C et la dernière à 200°C.

Mieux, si tu as accès à une TGA à l'école et que tu demande gentiment, tu pourras rapidement savoir à quelle température on perd toute l'eau au prix de quelques mg de ton produit synthétisé.

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Auteur du sujet

Mais le soucis n'est pas sur le fait de "chauffer jusqu'où?" c'est que je pense que ça favorise des réactions avant même que celui-ci ne se deshydrate : Type formation d'hydroxyde ? Je réagis par analogie avec AlCl3 et FeCl3 qui eux forme des hydroxydes une fois hydratés et chauffés.

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Hmmm … les chlorure de fer et d’aluminium ne forment pas d'hydroxydes aussi facilement quand ils sont chauffés, d’ailleurs industriellement, leurs sels anhydre sont obtenu par chauffage (en présence de SOCl2 souvent).

A la limite tu peux former un peu d'oxychlorure si il traîne des trace d’oxydes (fer ou alu +3) ou des hydroxydes si tu ajoutes de la soude.

Et puis la chimie du zinc est assez différente de celle du fer ou de l'aluminium

Pour moi, le risque, c'est de chauffer trop et trop vite, là tu risquerais de décomposer ton produit avec des émissions de vapeurs d'acide chlorhydrique.

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Auteur du sujet

D'après cette page :http://wiki.scienceamusante.net/index.php?title=Chlorure_de_fer_(III)/synthèse

La chauffe d'une solution de FeCl3 peut conduire a des hydroxyde intermédiaire ce qui semble logique : cela peut déplacer l'équilibre et évaporer le HCl…

Il faudrait mettre en accord tes sources :) comme ça on pourrait voir. Néanmoins s'il suffit de chauffer lentement ça peut être assez sympa !

Нова Проспект

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J'ai pas vraiment de sources à te donner, l'index de merck indique la déshydratation à 37°C.

Après, je viens de tester, en chauffant une solution de chlorure de fer III à 200 °C, j'obtient une grande partie de chlorure de fer anhydre et un peu d'oxyhydroxure, sous HCl, j’obtiens que du chlorure de fer anhydre (enfin presque, mon produit de base est pas trop propre en même temps).

200 °C , c'est probablement trop aussi ^^'

Édité par Akio

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Je pense oui. La chimie du zinc est quand même très différentes de celle du fer.

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