TP Chimie N° 7

Vitesse d'une réaction chimique.

 Correction

I - Étude expérimentale.

II - Exploitation des mesures.

 

   

I- Étude expérimentale.

1)- Introduction.

On étudie la réaction entre les ions iodure et l'eau oxygénée en milieu acide

qui est lente à la température ambiante.

Le diiode apparu est dosé par une solution titrée de thiosulfate de sodium

en présence d'un indicateur : l'empois d'amidon.

2)- Expérience 1 :

Réaction entre les ions iodure et l'eau oxygénée en milieu acide.

- A l'instant t = 0, 0 s, On verse :

A l'instant t = 0, 0 s, on verse :

V3 = 100 mL

d'une solution

d'iodure de potassium

de concentration

C3 = 0,20 mol / L

V1 = 100 mL

d'une solution

d'eau oxygénée

de concentration

C1 = 5,6 x 10-2 mol / L

Dans un erlenmeyer de 250 mL

3)- Expérience 2 :

dosage du diiode formé au temps t.

- Dans une burette graduée de 25 mL,

- on introduit une solution titrée de thiosulfate de sodium de concentration C2 = 4,0 x 10 –2 mol / L

- et on règle le zéro de la graduation.

- On prépare un bécher contenant 50 mL d'eau glacée environ et quelques gouttes d'empois d'amidon.

- Grâce à une pipette jaugée, on prélève un volume V0 = 10 mL du mélange réactionnel.

- On verse le contenu de la pipette dans un erlenmeyer de 250 mL.

- Au temps ti = 1 min, on verse le contenu du bécher dans l'erlenmeyer pour arrêter la réaction.

- On dose ensuite le diiode formé à la date ti.

- Pour ce faire, on verse progressivement la solution de thiosulfate de sodium

(contenue dans la burette graduée) dans l'erlenmeyer.

- Une coloration bleu noir doit apparaître.

- On ajoute goutte à goutte le thiosulfate de sodium jusqu'à décoloration de la solution.

- On note le volume de solution de thiosulfate de sodium versé

- V2 =

- On recommence l'expérience au temps ti = 2 min, puis tj = 4 min…………

 4)- Tableau de mesures.

Temps t

min

V2 

mL

[I2]

mol / L

[H2O2]

mol / L

0

0,00

0,0000

0,0280

1

2,40

0,0048

0,0232

2

4,40

0,0088

0,0192

4

7,40

0,0148

0,0132

6

8,90

0,0178

0,0102

8

9,70

0,0194

0,0086

10

10,30

0,0206

0,0074

12

10,90

0,0218

0,0062

14

11,20

0,0224

0,0056

16

11,40

0,0228

0,0052

18

11,60

0,0232

0,0048

20

11,80

0,0236

0,0044

24

11,90

0,0238

0,0042

28

11,90

0,0238

0,0042

32

12,00

0,0240

0,0040

36

12,10

0,0242

0,0038

40

12,20

0,0244

0,0036

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II- Exploitation des mesures.

1)- Étude thermodynamique.

- On donne les potentiels standard des deux couples mis en jeu :

H2O2 / H2O

E01 = 1,77 V

I2 / I

E03 = 0,54 V

 

 

- demi-équations électroniques des différents couples et équation bilan de la réaction.

H2O2

+ 2 e

+ 2 H+

2 H2O

 

 

 

2 I

I2

+  2 e

H2O2

+ 2 I

+ 2 H+

2 H2O

+ I2

 

- Qualificatifs : réaction naturelle ou spontanée, lente, unique, totale.

- Réactif limitant et réactif en excès.

- Quantité de matière d'eau oxygénée à l'instant initial :  

- n0H2O2 = C1 . V1 ≈ 5,6 x 10 –3 mol

- Quantité de matière d'ion iodure à l'instant initial :

- n0I = C3 . V3 ≈ 2,0 x 10–2 mol

- or : n0I > 2 n0H2O2 ; I est en excès et H2O2 est en défaut.

2)- Exploitation de la réaction de dosage.

- On donne les potentiels standards des deux couples mis en jeu :

 

I2 / I

 

- Écrire les demi-équations électroniques des différents couples et équation bilan de la réaction :

I2

+ 2 e

2 I

 

2 S2O32–

 

S4O62–

+  2 e

2 S2O32

+ I2

S4O62–

+ 2 I

 

- Qualificatifs : réaction naturelle ou spontanée, rapide, unique, totale.

- Relation : [I2] = f (C2, V2, V0)

Lors du dosage, au virage de l'indicateur (l'empois d'amidon), on est à l'équivalence,

les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques, définies par les coefficients de la réaction.

- Relation : [H2O2]t = g (C1, C2, V0, V1, V2, V3)

 

3)- Exploitation des mesures.

[I2]t = f (t)  et  [H2O2]t = g (t)

4)- Vitesse de formation du diiode.

- Caractéristiques de la courbe obtenue : fonction croissante du temps, au départ la variation est rapide puis plus lente.

- La courbe tend vers une asymptote horizontale: la réaction est finie.

- Vitesse moyenne de formation du diiode entre t1 et t2

- Expression de la vitesse instantanée de formation du diiode au temps t.

- Vitesse instantanée au temps t1 = 6 min.

- Elle est numériquement égale à la valeur du coefficient directeur de la tangente à la courbe au point M1 d'abscisse t1.

- Vitesse instantanée au temps t = 12 min.

- Elle est numériquement égale à la valeur du coefficient directeur de la tangente à la courbe au point M2 d'abscisse t2.

5)- Vitesse de disparition de l'eau oxygénée.

- Caractéristiques de la courbe obtenue :

- fonction décroissante du temps, au départ la variation est rapide puis plus lente.

- La courbe tend vers une asymptote horizontale : la réaction est finie.

- Expression et valeur de la vitesse moyenne de disparition de l'eau oxygénée entre t1 et t2.

-

- Expression de la vitesse instantanée de formation du diiode au temps t.

-

- Vitesse instantanée au temps t1 = 6 min :

-  Elle est numériquement égale à l'opposé de la valeur du coefficient directeur de la tangente à la courbe au point M1 d'abscisse t1.

- On trace la tangente à la courbe au point d’abscisse t2 = 12 min et on calcule la valeur du coefficient directeur de cette tangente.

- La valeur de la vitesse est numériquement égale à l’opposée de la valeur du coefficient directeur.

- v6 (H2O2) = v6 (I2)

- v6 (H2O2) ≈ 1,4 x 10 –3 mol / L / min

- v6 (H2O2) ≈ 2,4 x 10 –5 mol / L / s

- Vitesse instantanée au temps t2 = 12 min.

- Elle est numériquement égale à l'opposé de la valeur du coefficient directeur de la tangente à la courbe au point M2 d'abscisse t2.

- On trace la tangente à la courbe au point d’abscisse t2 = 12 min et on calcule la valeur du coefficient directeur de cette tangente.

- La valeur de la vitesse est numériquement égale à l’opposée de la valeur du coefficient directeur.

- On peut utiliser le fait que : d’après le bilan de quantité de matière de la réaction chimique,

- v12 (H2O2) = v12 (I2)

- v12 (H2O2) ≈ 3,8 x 10 –4 mol / L / min

- v12 (H2O2) ≈ 6,4 x 10 –6 mol / L / s

6)- Calculer le temps de demi réaction.

C'est la durée au bout de laquelle la moitié du réactif en défaut a disparu.

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