cinetique
Mesure de la vitesse d'une réaction
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Introduction :

Par l'expérience qui suit, nous allons mesurer la vitesse à laquelle une réaction chimique se fait.
Pour cela nous prendrons une réaction lente (10 à 30 min) afin de pouvoir observer un changement. Pour réaliser cette cinétique nous allons faire réagir de l'eau oxygénée (H2O2) et du iodure de potassium (KI) en milieu acide. Cette réaction produisant du diiode (I2), on constatera l'apparition d'une coloration jaune dans la solution initialement transparente. A peine cette coloration sera-t-elle visible, que nous l'éliminerons en détruisant la formation de diiode à l'aide de thiosulfate de sodium (Na2S2O3), réaction instantanée. A chaque nouvelle apparition de diiode nous ajouterons 1ml de thiosulfate de sodium puis agiterons la solution. On mesurera alors le temps écoulé entre les formations successives de diiode.

Voici les équations des deux réactions:

1) H2O2 + 2KI -> 2KOH + I2

2) I2 + 2S2O32- -> 2I- + S4O62-

La réaction 1) va produire le diiode et donc la coloration jaune, quant à la réaction 2), elle va détruire le diiode et donc redonner sa transparence à la solution.

Expérience :

1/ Préparation des solutions:

Na2S2O3 -> 0.1M (Titrisol)

H2O2 -> 0.04M
On veut faire 100ml d'une solution de H2O2 à 0.04M (1.36g -> 1L) et on a une
solution de départ à 4% (4g -> 100ml)
1.36 * 100 = 40 * x -> x = 3.4ml -> (x étant le volume de H2O2 à diluer dans 100ml d'eau)

KI -> 0.1M (avec du H2SO4 0.1M pour diluer)
On veut faire 100ml d'une solution de KI à 0.1M.
1mol -> 166g donc il faudra 1.66g pour avoir 0.01mol.
(On diluera donc 1.66g KI dans 100ml d'acide sulfurique à 0.1M)

Remarque :
On ajoutera quelques gouttes d'empois d'amidon qui réagit avec le diiode pour donner une coloration bleue plus visible.
La réaction nécessite des H+, c'est pourquoi nous diluons le KI dans du H2SO4. Ce dernier sert de catalyseur et n'entre pas dans la réaction.

2/ Mode opératoire suivi :

Notre expérience se fait à température ambiante. Nous avons versé 30ml de la solution de Na2S2O3 à 0.1M dans une burette et préparé un chronomètre. Dans un bécher nous avons mis 10ml de H2O2 à 0.04M, quelques gouttes d'empois d'amidon, 1 ml de Na2S2O3 et au moment ou nous avons enclenché le chronomètre, 20ml de KI à 0.1M. Au moment du changement de couleur, on relève le temps sur le chronomètre et on rajoute 1 ml de Na2S2O3. On refait la même manoeuvre jusqu'au moment ou plus aucun changement de couleur n'est observé.

Résultats :

A partir de ces résultats, nous pouvons calculer les quantités de I2 formées au cours du temps en tenant compte de la stoechiométrie:

temps écoulé (minutes) Na2S2O3 ajouté Nombre de moles de I2 formé
0
0
0
5.2
1
5*10-5
15.2
2
10-4
39.49
3
1.5*10-5

Représentation graphique de la réaction :
ordonnée : nombre de moles de I2 *10-4
abscisse : durée en minutes

Calcul de la vitesse instantanée de la réaction :

Formule générale : le vitesse instantanée est égale à la pente de la droite tangente à la courbe au point où l'on veut connaître cette dernière.
Application :
Vitesse instantanée à 3min : 1.2 * 10-4/ 11 = 1.09 * 10-5 M/min.
Vitesse instantanée à 15min : 0.35 * 10-4 / 10 = 3.5 * 10-6 M/min.

Discussion :

Nos résultats montrent une influence de la concentration de substrat. En effet au fur et à mesure que la réaction se déroule, donc que la concentration des réactifs diminuent, la vitesse diminue également.
Les autres groupes ont travaillé avec des conditions expérimentales différentes (température, concentration des réactifs). Les résultats sont présentés dans les graphique ci-dessous.

Légende:    C = chaud     F = froid     20/20 = ml H2O2 / ml KI

 


Ces graphiques résumant les résultats de la classe nous montrent bien l'influence de la température sur la vitesse ainsi que l'influence de la concentration de H2O2. Pour le dernier graphique, l'interprétation est plus difficile et nous pensons que l'absence de l'influence de la concentration de KI visible sur ce graphique est due à la méthode expérimentale utilisée. En effet, la concentration de KI est quasiment constante étant donné qu'à chaque fois que l'on rajoute du thiosulfate de sodium, on inverse la réaction de formation du diiode et on retrouve les quantités de départ. Toute autre explication serait bienvenue !!!!


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