TP N°5- Mesure du volume - Décomposition de l eau oxygénée (peroxyde d hydrogène)

Université Kasdi Merbah Ouargla
Faculté des Sciences Appliquées
Département de Génie des Procédés
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Année universitaire : 2019 / 2020
Niveau : 2éme LMD GP et RP
Module : TP Cinétique Chimique
Enseignants : Dj SELLOUM et A ROUANE
TP N°5: Mesure du volume : Décomposition de l’eau oxygénée (peroxyde d’hydrogène)
I-But
On cherchera dans ce TP à déterminer la constante de vitesse apparente k de la réaction d' oxydation des
ions iodure I- en diiode I2, sous l'action d' une solution aqueuse acidifiée d'eau oxygénée H2O2.
II-Théorie
Soit la réaction :
H2O2 + 2 H3O+ + 2 I-
4 H2O + I2
Lorsqu'on maintient constante la concentration en acide iodhydrique H3O+ + I- la réaction est de pseudo
ordre 1. L'ordre partiel, global ici en l'occurence, est alors de 1 par rapport à l'eau oxygénée.
Remarque 1: comment maintient-on la concentration de l'acide iodhydrique constante, ou disons, plus
exactement, pratiquement constante?
L'acide iodhydrique initial est produit par action de l'acide sulfurique sur l'iodure de potassium, à savoir la
réaction:
-
K+ + I + 2H3O+ + SO42-
-
H3O+ + I + K+ + HSO4- + H2O
Le diiode I2 formé par action de l'eau oxygénée H2O2 sur l'acide iodhydrique ainsi présent est réduit par le
thiosulfate de sodium versé à la burette selon l'équation classique:
I2 + 2 ( 2 Na+ + S2O32- )
2 Na+ + 2I- + 2Na+ + S4O62-
L'iodure de sodium formé réagit alors avec l'acide sulfurique présent pour régénérer l'acide iodhydrique.
Si le volume de thiosulfate ajouté est considéré comme négligeable devant le volume initial de la solution
alors la concentration en acide iodhydrique est constante.
Si au contraire, et c'est le cas réel, l'ajout de la solution de thiosulfate de sodium modifie le volume initial
alors cette concentration ne sera pas rigoureusement constante
Ici, pour simplifier, on considèrera qu'elle reste constante pratiquement.
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Remarque 2: rappel de l'écriture de la loi cinétique d'une réaction chimique d'ordre global
égal à 1.
Application au cas concret de la présente manipulation.
Soit la réaction chimique:
a.A + b.B
c.C + d.D
Si l'on peut mettre la vitesse v de réaction sous la forme:
v = k.(A) =
il a été démontré alors en cours de cinétique que la loi de vitesse, sous sa forme
intégrée, d'une réaction chimique dont la cinétique est d'ordre 1 s'écrit:
Ln(A)t = Ln(A)0 - k.t
On reconnaît bien sûr une droite dont l'ordonnée à l' origine est égale à Ln(H2O2)0 et dont la
pente, ou "coefficient directeur" vaut "-k".
L'unité de k, constante de vitesse de la réaction est "temps-1".
Dans le cas qui nous intéresse la loi s'écrit, pour l'eau oxygénée:
Ln(H2O2)t = Ln(H2O2)0 - k.t
Si l'on note C0 la concentration de l'eau oxygénée et V0 le volume d'eau oxygénée qu' on
ajoute au milieu à l' instant initial on a pour nombre de moles initial de H2O2 la quantité
suivante: C0.V0.
Le nombre de moles de diiode formé au cours du temps est égal au nombre de moles d'eau
oxygénée qui ont disparu.
Le nombre de moles de thiosulfate versé est égal au double du nombre de moles de diiode
formé.
On notera Cthiosulfate et Vthiosulfate les concentrations et volume total versé à l' instant t de la
solution de thiosulfate de sodium.
Le nombre de moles d' eau oxygénée disparu au cours du temps devient alors égal à:
0.5.Cthiosulfate.Vthiosulfate
Le nombre de moles d' eau oxygénée restant présent à l' instant t en solution est alors égal à:
C0.V0 - 0.5.Cthiosulfate.Vthiosulfate
A partir de là, si l'on considère que le volume réactionnel reste pratiquement constant lors de
l'expérience on peut simplifier par le volume total de la solution et l' on arrive à l' équation
approchée suivante:
Ln(C0.V0 -0.5.Cthiosulfate.Vthiosulfate) = Ln(C0.V0) - k.t
III-Manipulation
 -Préparer 100 mL d'une solution aqueuse de thiosulfate de sodium de concentration
Cthiosulfate égale à 0.08 mol.L-1 environ.
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 -Placer la solution aqueuse de thiosulfate de sodium que vous avez préparée dans la
burette.
 -Peser ensuite une masse d'iodure de potassium KI voisine de 0.1000 g.
 -Placer dans un erlenmeyer:
 La masse pesée d'iodure de potassium.
 80 mL d'eau déminéralisée ("distillée"). Mesure à l'éprouvette.
 10 mL de solution aqueuse d'acide sulfurique à 1 mol.L-1. Mesure à l'éprouvette.
 10 gouttes de solution aqueuse d'empois d'amidon (1g/100mL chauffé).
 Au moment où tout est prêt, où l'on peut déclencher le chronomètre, verser 10 mL de
la solution aqueuse d'eau oxygénée 0.5 mol.L-1 dans l'erlenmeyer. Utiliser la pipette.
La solution se colore en marron, ou bleu, suivant la quantité d'empois d'amidon rajoutée.
Déclencher le chronomètre dès la fin de l'agitation. Ne plus l'arrêter jusqu' à la fin de
l'expérience.
 Verser dès ce moment-là le volume V1 de solution aqueuse de thiosulfate de sodium
jusqu’à la décoloration de la solution (se décolore instantanément).
La solution se recolore à l'instant t1 qu'on note.
 On verse rapidement un V2 supplémentaire de solution aqueuse de thiosulfate de
sodium.
La solution se redécolore rapidement.
La solution se recolore à l'instant t2, qu'on note.
 On verse un nouveau V3 de solution aqueuse de thiosulfate de sodium. Etc...
On note les 8 premières valeurs des temps t i, correspondant au versement des 8 premiers Vi
de solution aqueuse de thiosulfate de sodium.
IV- Exploitation des résultats
1. On récapitulera tous les résultats dans le tableau suivant:
Volume de solution aqueuse Temps,
de
thiosulfate
de
en Ln(C0.V0 -
sodium secondes.
0.5.Cthiosulfate.Vthiosulfate)
versé, en mL
2. Tracer à partir des résultats obtenus, sur papier millimétré la courbe suivante:
Ln(C0.V0 - 0.5.Cthiosulfate.Vthiosulfate) = f (t).
3. En déduire la valeur de la pseudo-constante de vitesse k de la réaction étudiée.
4. Préciser
son
unité
sachant
que
le
temps
est
en
secondes.
5. Comparer le résultat graphique avec le résultat que donne la valeur de k estimée par
la méthode mathématique des moindres carrés:
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