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Lycée Marie Curie

By Kelly Wright,2014-01-16 22:28
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Lycée Marie Curie

Lycée Marie Curie Niveau TS

    Echirolles

    SUIVI TEMPOREL D’UNE REACTION CHIMIQUE

    Suivre temporellement une réaction chimique, c’est connaître à tout instant, la composition du mélange réactionnel. Pour suivre l’évolution du système chimique au cours de la

    transformation, il faut connaître la quantité de matière d’un réactif ou d’un produit à chaque instant t.

    À partir de la même transformation chimique, deux méthodes sont utilisées ici pour obtenir le graphe de l’avancement en fonction du temps : par comparaison avec une échelle de teintes et

    par spectrophotométrie. Quelle que soit la méthode choisie, elle ne doit pas perturber l’évolution du système chimique. Au cours de la première méthode, on étudiera aussi l’influence de deux paramètres : la concentration d’un réactif et la température.

Réalisation d’une échelle de teintes

     -2-1À partir d’une solution aqueuse de diiode de concentration c = 5,0 .10 mol.L,

    réaliser, dans des tubes à essais identiques, les mélanges suivants. Rappeler la formule

    littérale à partir de laquelle la concentration molaire [I] a été calculée dans chaque 2 (aq)

    cas.

Tube 1 2 3 4 5 6 7 8

    V(HO) 9,5 9,0 8,5 7,5 6,0 4,5 3,0 1,0 2

    (mL)

    V (I) 0,5 1,0 1,5 2,5 4,0 5,5 7,0 9,0 2

    (mL)

    [I] 2,5 5,0 7,5 12,5 20 27,5 35 45 2-1mmol.L

A. Méthode chimique : par comparaison directe avec l’échelle de teintes

I. Utilisation de l’échelle de teintes -2-Les ions peroxodisulfate SO réagissent avec les ions iodures I selon l’équation : 28

     -2-2-2 I + SO ; 2 SO + I (aq)28(aq)4(aq)2 (aq)

    Quelles sont les couleurs des réactifs ? des produits ?

    Comment peut-on suivre l’évolution de cette transformation cinétiquement lente ?

    Expérience : mélanger dans un tube à essai 5,0 mL d’une solution aqueuse d’iodure -1de potassium de concentration c = 1,0 mol.L avec 5,0 mL d’une solution de 1-1peroxodisulfate de potassium de concentration c = 0,10 mol.L. Déclencher 2

    simultanément le chronomètre (t = 0).

    Noter dans un tableau comme ci-dessous, les instants t pour lesquels le tube contenant

    le mélange réactionnel prend successivement la teinte de chacun des tubes témoins.

    Estimer pour chaque mesure l’incertitude ;t sur la valeur de t relevée.

    Établir le tableau d’avancement de la transformation et calculer, pour chaque valeur de

    t, l’avancement x de la réaction.

Tube 1 2 3 4 5 6 7 8

    [I] 2-1mol.L

    x ( mol)

    t (s)

     ;t (s)

     Quel réactif est en excès ? Pour quelle raison ?

II. Exploitation graphique

    Tracer le graphe x = f(t) à l’aide d’un tableur (Excel par exemple) et placer les barres

    d’incertitude pour chaque mesure.

    Déterminer graphiquement xmax pour la réaction et comparer avec la valeur attendue.

    Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction t?.

    À partir de quelle date peut-on considérer que la transformation a atteint son état

    final ?

    Déterminer graphiquement la vitesse volumique de réaction v à l’instant t = 300 s.

    Comment varie la vitesse volumique de cette réaction au cours du temps ?

III. Quelques facteurs influençant la vitesse d’une réaction

     - Concentration initiale

    Recommencer l’expérience précédente en mélangeant 5,0 mL d’une solution aqueuse -1d’iodure de potassium de concentration c = 0,5 mol.L avec 5,0 mL d’une solution de 1-1peroxodisulfate de potassium de concentration c = 0,10 mol.L. Déclencher 2

    simultanément le chronomètre (t = 0).

    Éventuellement, faire tracer sur le même graphique les courbes obtenues pour les deux

    concentrations.

    - Température

    Recommencer l’expérience en mélangeant 5,0 mL d’une solution aqueuse d’iodure de -1potassium de concentration c = 0,5 mol.L avec 5,0 mL d’une solution de 1-1peroxodisulfate de potassium de concentration c = 0,10 mol.L, le tube étant plongé 2

    dans de l’eau tièdie. Déclencher simultanément le chronomètre (t = 0).

    Éventuellement, faire tracer sur le même graphique les courbes obtenues pour les deux

    températures.

    Conclure sur l’influence de la température et de la concentration initiale des réactifs

    sur la vitesse volumique de réaction initiale et le temps de demi-réaction.

     Y a-t-il d’autres facteurs influençant la vitesse d’une réaction ?

     Quelles applications usuelles jouant sur la cinétique pourriez-vous citer ?

B. Méthode physique : par spectrophotométrie

    La spectrophotométrie est une méthode d’analyse physique reposant sur l’absorption d’une partie du spectre de la lumière par des espèces chimiques en solution. Pour le fonctionnement du spectrophotomètre, suivre les instructions données sur la fiche posée sur le spectro.

I. Spectre d’une solution de diiode (suivre les instructions spectro : SPECTRE)

    Tracer au spectrophotomètre le spectre A = f () d’une solution de diiode à -10,10 mol.L. Que constate t-on ?

    Tracer au spectrophotomètre le spectre A = f () d’une solution de diiode à -10,050 mol.L. Que constate t-on ?

II. Tracé A = f ([I2]) (suivre les instructions spectro : ABSORBANCE)

    En se plaçant à 600 nm, mesurer l’absorbance A des solutions contenues dans les

    tubes 1 à 8 précédemment utilisés.

Tube 1 2 3 4 5 6 7 8

    [I] 2-1mol.L

    A

    Tracer A = f ([I]). Quelle relation simple lie ces deux grandeurs ? (Littérale, puis 2

    numérique)

III. Suivi de la réaction (suivre les instructions spectro : CINETIQUE)

    Mélanger 5,0 mL d’une solution aqueuse d’iodure de potassium de concentration -1c = 1,0 mol.L avec 5,0 mL d’une solution de peroxodisulfate de potassium de 1-1concentration c = 0,10 mol.L. Mesurer l’absorbance A du mélange réactionnel 2

    toutes les 15 s pendant 20 minutes. Déclencher le chronomètre (t = 0) au moment où

    les solutions sont mélangées.

    Copier et coller les données dans un tableur (Excel par exemple) et déterminer pour

    chaque mesure, [I] puis l’avancement x. Tracer x = f(t). Pour imprimer, enregistrer les 2

    documents dans la zone commune et imprimer depuis un autre ordinateur.

    Cette expérience peut-être prolongée en recommençant l’expérience mais en ajoutant

    quelques gouttes d’une solution contenant les ions fer(II) au mélange réactionnel. La

    juxtaposition des courbes x = f(t) sans catalyseur et avec permettra de mettre en

    évidence le rôle du catalyseur.

IV. Choix des paramètres de l’expérience.

    En se plaçant à 600 nm, on perd en sensibilité du spectro. Pourquoi choisit-on cette

    valeur plutôt que 500 nm ?

    Pour éviter la saturation du spectro, on pourrait diminuer les concentrations des

    réactifs, donc celle du mélange réactionnel. Pourquoi ne le fait-on pas ?

Quelques liens :

    - Cours de cinétique chimique en ligne :

    http://www.uel-pcsm.education.fr/consultation/reference/chimie/cinet/index.htm

    - Sujet du capes interne de 2005 (partie ? Étude cinétique de la synthèse du diiode) http://iufm.univ-poitiers.fr/capes-physiquechimie/spip.php?rubrique34

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