Chimie N° 02

Suivi temporel

d'une réaction chimique.

Cours.

 

   

 

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Programme 2012 :

Temps et évolution chimique : Cinétique et catalyse.

Programme 2012 : Physique et Chimie

 

I - Méthode chimique d'analyse.

1)- Principe.

2)- Dosage du diiode par iodométrie.

3)- étude cinétique de la réaction entre

l’eau oxygénée et l’ion iodure

4)- Détermination de l'avancement x (t) de la réaction.

5)- Graphe de l'avancement temporel de la réaction.

6)- Temps de demi-réaction.

II - Méthodes physiques.

1)- Mesure de l’absorbance d’une solution

par spectrophotométrie.

2)- Utilisation de la conductimétrie.

III - Vitesse volumique de réaction.

1)- Définition.

2)- Détermination graphique de la vitesse volumique.

3)- Évolution de la vitesse en fonction du temps.

IV - Applications.

1)- QCM :

2)- Exercices :

TP Suivi temporel d'une transformation par une méthode chimique

TP Suivi temporel d'une transformation par une méthode physique

 

QCM N° 01 et N° 02
Cinétique chimique
Sous forme de tableau

Temps, cinétique
chimique et catalyse

Sous forme de tableau

 

 

1)- Exercice 14 page 61.

 2)- Exercice 16 page 62.

 3)- Exercice 18 page 62.

 4)- Exercice 24 page 64.

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

méthode chimique d'analyse ; dosage ; temps de demi-réaction ; absorbance d'une solution ; loi de Beer-Lambert ; ...

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I- Méthode chimique d’analyse.

1)- Principe.

-   L’analyse est réalisée sur des échantillons prélevés au milieu réactionnel en évolution.

-   On effectue des prélèvements (10 mL) dont le volume est faible devant celui du milieu réactionnel (200 mL).

-   L’échantillon prélevé est plongé dans de l’eau glacée à la date t.

-   On réalise la trempe de l’échantillon. Ceci permet de bloquer la réaction afin d’éviter l’évolution du système.

-   On réalise un dosage afin de déterminer la concentration d’une espèce chimique (réactif ou produit).

-    Le choix de la réaction de dosage est très important.

-   Elle doit être rapide, unique et elle doit pouvoir facilement mettre en évidence l’équivalence du dosage.

2)- Dosage du diiode par iodométrie. (TP chimie N° 01). Réaction (2).

a)- Réalisation du dosage.

-   Le diiode est un produit dans les réactions lentes :

-   Entre l’eau oxygénée et l’ion iodure en milieu acide :

H2O2 (aq)     +       2 H +(aq)   +   2 I (aq)            2 H2O (ℓ)   + I2 (aq) 

Réaction lente

 

-   On réalise le dosage de I2 (aq) à l’instant t grâce à une solution titrée de thiosulfate de sodium.

-   Réaction de dosage : elle fait intervenir les deux couples Ox / Red suivants :

-   S4O6 2 (aq)  / S2O3 2 (aq) et  I2 (aq) / I (aq)

              2 S2O3 2 (aq)            =   S4O6 2 (aq)    +     2 e  

   I2 (aq)    +   2 e                     =       2 I (aq)   

2 S2O3 2 (aq)    +   I2 (aq)       →      S4O6 2 (aq)   + 2 I (aq) 

 

-   La solution brune prend une teinte jaune-clair au fur et à mesure que l’on ajoute la solution de thiosulfate de sodium.

-   Pour repérer l’équivalence, on utilise l’empois d’amidon qui donne à la solution une teinte bleue caractéristique.

-   Repérage de l’équivalence :

-   À l’équivalence, la solution devient incolore.

b)- Interprétation.

-   On utilise une solution titrée de thiosulfate de sodium de concentration C2 =  4,0 x 10  2 mol / L.

-   À l’équivalence, le volume de solution de thiosulfate de sodium est V2.

-   Tableau d’avancement de la réaction.

Équation

2 S2O3 2 (aq) 

+   I2 (aq)

2 I (aq)

S4O6 2 (aq)

état

Avancement

x (mol)

 

 

 

 

 

État initial (mol)

0

n (S2O3 2 )

n (I2

 

0

0

Au cours de la

transformation

x

n (S2O3 2 ) – 2 x

n (I2) – x

2 x

x

Avancement

max

Équivalence

xmax

n (S2O3 2 ) – 2 xmax

n (I2) – xmax

2 xmax

xmax

 

0

0

 

2 xmax

xmax

 

-   Relation à l’équivalence : n ( S2O3 2 ) – 2 x max = 0  et n (I2) – x max = 0

-   Cette relation permet de déterminer la quantité de matière de diiode présente dans le volume V0 à partir de la quantité de matière d’ions thiosulfate versé. 

-   On peut écrire : 

-   n versé ( S2O3 2 ) = 2 n (I2)

3)- étude cinétique de la réaction entre l’eau oxygénée et l’ion iodure. Réaction (1).

-   A l’instant t = 0, 0 s, on verse un volume V3 = 100 mL d’une solution d’iodure de potassium de concentration C3 = 0,20 mol / L

-   et un volume 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.

-   Ne pas oublier l’acide sulfurique en excès (1 à 2 mL)

-   Grâce à une burette graduée ou 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.

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

-   Au temps ti =…, 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 =

-   En conséquence, la réaction de dosage permet de connaître la quantité de matière de diiode formé à la date ti dans l’échantillon prélevé.

-   En utilisant les notations lors de la séance de TP Chimie N° 01 : 

-  

-   On connaît le volume de l’échantillon (V0 = 10 mL).

-   On peut en déduire la concentration de diiode présente dans le mélange réactionnel à la date ti.

-   

4)- Détermination de l’avancement x (t) de la réaction.

-   Tableau d’avancement de la réaction :

Équation

H2O2 (aq)

+   2 I (aq)

+ 2 H +(aq)

I2 (aq) 

+ 2 H2O (ℓ)

état

Avanc.

x (mol)

 

 

 

 

nt (I2)

 

État initial (mmol)

0

C1 . V1

5,6

C3 . V3

20

 

excès

 

0

 

Au cours de la

transformation

x (t)

5,6 – x (t)

20 – 2 x (t)

 

x (t)

 

Avancement

final (mmol)

xf

5,6 – xf   

20 – 2 xf 

 

xf   

 

Avancement

max (mmol)

xmax

5,6 – xmax  

20 – 2 xmax  

 

 

xmax  

 

0 mmol

8,8 mmol

 

 

5,6 mmol

 

 

 

-   À chaque instant t, dans le mélange réactionnel, la quantité de matière de diiode formé s’identifie avec l’avancement temporel de la réaction : 

-   nt (I2) = x (t)

-   Chaque échantillon est dosé par une solution titrée de thiosulfate de sodium. 

-  On peut calculer la quantité de matière de diiode présent dans l’échantillon et sa concentration :

-    et

-   Connaissant le volume du mélange réactionnel, on peut en déduire la relation donnant l’avancement temporel x (t) de la réaction :

 - 

-   ces expressions se rapportent à la réaction (1).

5)- Graphe de l’avancement temporel de la réaction (1) :  x (t) = f (t).

-   Tableau de valeurs :

Temps t min

V2 en mL

[I2] mol / L

[H2O2] mol / L

x (t)

0

0,00

0,0000

0,0280

0,0000

1

2,40

0,0048

0,0232

0,0010

2

4,40

0,0088

0,0192

0,0018

4

7,40

0,0148

0,0132

0,0030

6

8,90

0,0178

0,0102

0,0036

8

9,70

0,0194

0,0086

0,0039

10

10,30

0,0206

0,0074

0,0041

12

10,90

0,0218

0,0062

0,0044

14

11,20

0,0224

0,0056

0,0045

16

11,40

0,0228

0,0052

0,0046

18

11,60

0,0232

0,0048

0,0046

20

11,80

0,0236

0,0044

0,0047

24

11,90

0,0238

0,0042

0,0048

28

11,90

0,0238

0,0042

0,0048

32

12,00

0,0240

0,0040

0,0048

36

12,10

0,0242

0,0038

0,0048

40

12,20

0,0244

0,0036

0,0049

-   Graphe 1 :  x = f (t)

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-   Graphe 2 : [ I2 ] = f (t)

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-   Graphe 3 : [ H2O2 ] = f (t)

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6)- Temps de demi-réaction.

Le temps de demi-réaction, noté t1/2, est la durée au bout de laquelle l’avancement de la réaction est égal à la moitié de sa valeur finale.

-   Le temps de demi-réaction fournit une échelle des temps caractéristique du système étudié.

-   L’expérience montre qu’un système siège d’une réaction caractérisée par le temps de réaction t1/2 cesse pratiquement d’évoluer au bout d’une durée de l’ordre de quelques t1/2 (4 à 7 suivant la précision recherchée).

-   Le temps de demi-réaction permet d’évaluer la durée nécessaire à l’achèvement de la transformation chimique étudiée.

 

II- Méthodes physiques.

1)- Mesure de l’absorbance d’une solution par spectrophotométrie. (TP Chimie N° 02).

a)-     Principe.

-   On utilise le fait que toute solution colorée absorbe la lumière visible (400 nm < λ < 800 nm).

-   Lorsqu’un faisceau de lumière monochromatique traverse un milieu absorbant, l’intensité lumineuse I du faisceau transmis est inférieure à l’intensité lumineuse I0 du faisceau incident.

-   Pour évaluer cette diminution, on utilise :

-   La transmittance T :

-   L’absorbance A :

-   La transmittance s’exprime en pourcentage.

-   À une transmittance T de 100 % (T = 1) correspond une absorbance nulle, = 0.

-   à une transmittance de 1 % (T = 0,01) correspond une absorbance : 

-   A = log 100 = 2.

-   Exemple de réaction : on peut utiliser cette méthode lorsqu’une espèce colorée se forme ou disparaît au cours de la réaction.

-   (Réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure : il se forme du diiode qui est une espèce chimique colorée)

b)-     Loi de Beer-Lambert.

Définition.

-   L’absorbance d’une solution diluée contenant une espèce colorée est proportionnelle à la concentration (effective) C de cette espèce et à l’épaisseur (cm) de la solution traversée par le faisceau lumineux.

A (λ) = ε (λ) .   . C

-  ε (λ) est appelé coefficient d’extinction molaire ou coefficient d’absorption molaire.

-   Il dépend de la nature de l’espèce dissoute et de la longueur d’onde de la radiation utilisée.

-   Il dépend également du solvant et de la température  

-   Unité : (mol 1.L.cm 1)

c)- Courbe d’étalonnage d’un spectrophotomètre.

-   La courbe A = f (C) constitue la courbe d’étalonnage de la substance étudiée.

-   Elle permet de déterminer la concentration d’une solution de la substance étudiée.

-   Afin d’augmenter la sensibilité de la méthode, on utilise la longueur d’onde qui correspond au maximum d’absorption de la substance étudiée.

-   Cette méthode est alors beaucoup plus précise que la méthode colorimétrique utilisant une échelle des teintes.

d)- Mode opératoire.

-   On réalise le mélange réactionnel et on déclenche simultanément le chronomètre.

-   On introduit le mélange dans la cuve du spectromètre et on démarre l’acquisition des données.

-   On relève la valeur A de l’absorbance et celle du temps t correspondant.

-   L’acquisition peut être assistée par ordinateur.

2)- Utilisation de la conductimétrie.

a)- Principe.

On mesure la conductance du milieu réactionnel en fonction du temps.

b)- Exemple :

-   Hydrolyse du 2-chloro-2-méthylpropane :   (CH3)3CCl  ou

 

 

CH3

 

 

 

 

|

 

 

CH

C

 Cl

 

 

|

 

 

 

 

CH3

 

 

-   On utilise la formule simple RCl pour le 2-chloro-2-méthylpropane. 

 

-   Équation de la réaction :

RCl ()     +    H 2O (ℓ)      →      ROH (aq)   +   H +(aq)    +   Cl (aq)  

  

-   La réaction produit des ions H + (aq) et Cl (aq) qui augmentent la conductivité du milieu réactionnel.

-   L’évolution du système peut être suivie par conductimétrie.

 

III- Vitesse volumique de réaction.

1)- Définition.

La vitesse volumique de réaction v (t) à la date t, est la dérivée par rapport au temps,

-  Du rapport entre l’avancement x de la réaction et le volume V du milieu réactionnel.

-  

-  Lorsque l’on travaille à volume constant, on obtient la relation suivante :

-  Relation :

-  Avancement de la réaction :   x : mol

-  volume du milieu réactionnel : V : L

-  Vitesse volumique de réaction : v (t) : mol / L / s

 

-   Remarque : examinons le cas de la réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure.

-   La définition donne : 

-    

-   La vitesse volumique de la réaction correspond à la dérivée par rapport au temps de la concentration en diiode par rapport au temps.

2)- Détermination graphique de la vitesse volumique.

-   On travaille sur la réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure. 

-   Sachant que :

-    ,

-   on utilise le graphe   [I2]t = f (t)  

-   (Exemple : TP Chimie N° 02)

-   La vitesse volumique de la réaction à la date t1 est égale au coefficient directeur de la tangente à la courbe C au point M1 d’abscisse t1.

-   Déterminer la vitesse volumique de réaction à t = 0 et à t = t1/2.

Détermination graphique de la vitesse volumique d'une réaction à un instant donné :

On trace les tangentes à la courbe aux points considérés et on calcule la valeur du coefficient directeur de chaque droite tracée.

-   Vitesse volumique de la réaction à t = 0 :  

-   Groupe 1 :

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Δ [I2]

0,65

v (0) = 


 ≈ 


 

 

Δt

5,5

 

v (0)  0,12 mmol / L / min

-   Vitesse volumique de la réaction à  t = t1/2 :

-   Groupe 1 :

  Cliquer sur l'image pour l'agrandir

 

Δ [I2]

0,70

v (t 1/2) = 


 ≈ 


 

 

Δt

12

 

v (t 1/2)  5,8 x 10 – 2 mmol / L / min

3)- Évolution de la vitesse en fonction du temps.

-   La vitesse d’une transformation chimique est maximale à l’instant initial.

-   Elle décroît ensuite et s’annule lorsque la réaction est terminée.

-   Les réactifs sont consommés au fur et à mesure que la réaction se poursuit.

-   Comme la concentration des réactifs est un facteur cinétique, la diminution de la concentration des réactifs entraîne la diminution de la vitesse.

-   Elle s’annule si le réactif limitant à totalement disparue.

IV- Applications.

1)- QCM :

 

2)- Exercices :

1)- Exercice 14 page 61.

 2)- Exercice 16 page 62.

 3)- Exercice 18 page 62.

 4)- Exercice 24 page 64.