TP Chimie N° 02

Suivi temporel

d'une transformation

par une méthode physique.

Enoncé. 

 

   

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Programme 2012 :

Programme 2012 : Physique et Chimie

Correction 

Matériel : spectrophotomètre, solutions de diiode 1,0 mmol /  L, solution d’iodure de potassium 0,20 mol / L et 0,10 mol / L, solution d’eau oxygénée 2,0 x 10–3 mol / L, acide sulfurique 1,0 mol / L,  deux burettes graduées, pipette jaugée de 10 mL, seringue,  fioles jaugées de 100 mL, chronomètres (2), 10 béchers, pipette jaugée de 10 mL, 

Fioles jaugées de 25 mL, cuves pour spectrophotomètre (20), pipette graduée de 2 mL et fiole jaugée de 500 mL.

Préparation de 500 mL  de  la solution acidifiée d’eau oxygénée de concentration

C2 = 2,0 x 10–3 mol / L  : 1,1 mL d’eau oxygénée à 10 V,

10 mL d’acide sulfurique à 1 mol / L et on complète avec de  l’eau distillée.

 

I - Le Spectrophotomètre.

II - Relation entre absorbance et concentration .

III - Suivi temporel de la réaction.

 

I- Le spectrophotomètre.

1)- Mesure de l’absorbance d’une solution par spectrophotométrie.

a)- Principe.

On utilise le fait que toute solution colorée absorbe la lumière visible (400 nm < λ 0 < 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 I 0 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 : A = 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)- Principe de fonctionnement.

-   Un système dispersif (prisme ou réseau) permet de sélectionner une radiation lumineuse de longueur d’onde donnée.

-   Cette radiation est dirigée vers l’échantillon à analyser.

-   Le flux lumineux transmis est mesuré et converti en valeur d’absorbance.

II- Relation entre l’absorbance et la concentration.

1)- Absorbance en fonction de la longueur d’onde.

-   L’absorbance d’une solution colorée dépend de la longueur d’onde de la radiation lumineuse utilisée.

-   On donne l’absorbance d’une solution de diiode en fonction de la longueur d’onde :

-   Pour une solution de diiode de concentration C = 1,0 mmol / L, on mesure l’absorbance A pour différentes longueurs d’ondes.

-   La plage de variation de la longueur d’onde se situe dans l’intervalle suivant :

-    400 nm < λ < 700 nm.

-   On règle la longueur d’onde sur la valeur souhaitée, on fait le blanc avec la solution étalon, puis on mesure l’absorbance.

-   Il faut répéter le mode opératoire pour chaque mesure.

-   Courbe obtenue :

2)- Absorbance en fonction de la concentration.

a)- Manipulation.

Réglage du spectrophotomètre :

-   On règle la longueur d’onde λ = 450 nm.

-   On fait le blanc avec la solution étalon (solution d’iodure de potassium).

Préparation de la solution : chaque groupe prépare la solution S de concentration C en diiode.

-   On dispose d’une solution S0 de concentration en diiode C0 = 1,0 mmol / L.

-   À partir de S0, préparer les solutions 10 mL  de solution S en utilisant les solutions présentes dans les burettes.

-   Préparer la solution S et réaliser la mesure de l’absorbance de la solution préparée.

Groupes

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

Solution S

mmol / L

0,10

0,20

0,30

0,40

0,50

0,60

0,70

0,80

0,90

1

Absorbance A  g1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Absorbance A  g2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

b)- Exploitation des mesures.

Décrire la méthode utilisée pour préparer S. Pourquoi a-t-on utilisé λ = 450 nm ?

-   Recopier et compléter le tableau ci-dessus.

-   Tracer la courbe A = f (C).

-   La loi de Beer-Lambert : (A (λ) = ε (λ) . ℓ . C) est-elle vérifiée dans le domaine de concentrations utilisées ? 

-   En déduire le coefficient d’absorption molaire ε (λ) du diiode en solution aqueuse ( ℓ  = 1,0 cm).

III- Suivi temporel de la réaction.

1)- Réaction entre l’eau oxygénée et l’iodure de potassium en milieu acide.

-   On étudie la même transformation que lors du TP chimie N° 01.

-   Équation de la réaction  : 

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

-   Le diiode, qui donne à la solution une teinte jaune-orangé, est la substance absorbante.

2)- Expérience.

Dans un bécher, on verse :

-   100 mL d’iodure de potassium de concentration C1 = 0,20 mol / L,

-   10 mL d’acide sulfurique de concentration C = 1,0 mol / L .

-   À l’instant t = 0 (il faut faire démarrer le chronomètre),

-   on ajoute 100 mL d’eau oxygénée de concentration C2 = 2,0 x 10 – 3  mol / L.

-   On prélève 2 mL du mélange réactionnel à l’aide d’une seringue,

-   on les verse dans la cuve pour le spectre.

3)- Les mesures.

-   on mesure la valeur de l’absorbance à différentes dates.

-   Calculer la concentration [ I2 ] pour chaque date relevée.

-   Reproduire et compléter le tableau suivant :

 

t min

1

2

4

6

8

10

12

14

16

18

A

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

[I2] mmol / L

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

t min

20

24

28

32

36

40

44

48

52

A

 

 

 

 

 

 

 

 

 

[I2] mmol / L

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4)- Exploitation des mesures.

-   Dresser le tableau d’avancement de la réaction.

-   Porter sur un graphique la concentration [ I2 ] en fonction du temps. 

-   Commenter l’aspect de la courbe. 

-   Quel(s) facteur(s) cinétique(s) est (sont) mis en évidence ?

-   Déterminer l’expression de la vitesse volumique de la réaction en fonction de  puis en fonction de

-   Au préalable, on exprimera l’avancement de la réaction en fonction de [ I2 ] et V (volume du mélange réactionnel, puis on exprimera [ I2 ] en fonction de A.

-   Expliquer comment on peut déterminer la vitesse volumique de la réaction à partir de la courbe [ I2 ] = f (t).

-   Déterminer le temps de demi-réaction.

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

 

-   Rappel et complément : 

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.

 

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

-   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.