suivi cinétique par dosage

TP  N°3
TERMINALE S
REACTION ENTRE L’EAU OXYGENEE ET LES IONS IODURE.
SUIVI PAR UNE METHODE CHIMIQUE : LE DOSAGE.
Matériel par poste eleve
Verrerie :
Burette graduée + agitation magnétique
4 bechers de 50 mL
1 bécher de 100 mL
eprouvette graduée de 20 mL
pipette graduée 4 mL+ aspiration
agitateur en verre
Solutions :
Solution de thiosulfate de sodium de concentration C0 = 2,5.10-3 mol/L
glace
Empois d’amidon
Eau distillée
Acide sulfurique molaire
solution d'iodure de potassium de concentration 0,10 mol/L
divers :
chronomètre
Matériel poste prof
Bidon de récupération des déchets iodés
Papier millimétré (une feuille par élève)
Gants et lunettes
TP  N°3
TERMINALE S
REACTION ENTRE L’EAU OXYGENEE ET LES IONS IODURE.
SUIVI PAR UNE METHODE CHIMIQUE : LE DOSAGE.
1. Objectif et principe.
 La réaction étudiée est celle de l'eau oxygénée avec les ions iodure, en milieu acide. Cette réaction est
lente : I2 se forme progressivement.
 Pour étudier la vitesse de cette réaction, on mélangera les réactifs à un instant choisi comme origine des
dates (instant t = 0) ; puis on effectuera des prélèvements du mélange réactionnel à des dates bien
choisies. Dans chaque prélèvement, on dosera I2 par une solution de thiosulfate de sodium titrée.
2. Activité préparatoire.
Couples redox :
H2O2 (eau oxygénée) / H2O
I2 (brun en solution aqueuse) / I- (incolore)
S4O62- (ion tétrathionate) / S2O32- (ion thiosulfate)
 Etablir l'équation bilan de la réaction étudiée. Qu’observe-t-on au cours de la réaction ?
 Etablir l'équation bilan de la réaction de dosage.
 Faire un schéma du dispositif de dosage. On ajoute dans le bécher contenant la solution à doser de
l’empois d'amidon : celui-ci prend une teinte bleue en présence de diiode. Comment repère-t-on
l’équivalence ? Quel est l’intérêt de l’empois d’amidon ?
Après avoir lu le protocole expérimental (paragraphe 3), répondre aux questions suivantes :
 Pourquoi verse-t-on le prélèvement dans de l'eau froide avant le dosage ?
 Trouver la relation entre n(I2), quantité de diiode dans le prélèvement, C0 et V0.
 En déduire la relation liant [I2], concentration en diiode du mélange réactionnel, C0, V0 et V.
3. Expérience. Procéder dans l'ordre suivant :


Remplir la burette avec la solution de thiosulfate de sodium de concentration C0 = 2,5.10-3 mol/L
Préparer 3 béchers numérotés contenant environ 20 mL d'eau glacée et quelques gouttes d'empois
d'amidon pour les premiers prélèvements.

Préparer le mélange réactionnel : dans un bécher de 100 mL, verser 16 mL d'eau distillée, 10 mL de
solution d'acide sulfurique molaire et 20 mL de solution d'iodure de potassium de concentration 0,10
mol/L.
A la date t = 0, verser, en déclenchant le chronomètre, 4,0 mL d'eau oxygénée de concentration 0,10 mol/L
prélevés à la pipette graduée. AGITER à l'aide de l'agitateur en verre.

Un peu avant les dates t données ci-dessous, AGITER et prélever V = 2,0 mL du mélange ; à la date t, verser
le prélèvement dans le bécher préparé à l'avance. La solution devient bleue ; la doser par la solution de
thiosulfate de sodium jusqu'à la décoloration de la solution. On note V 0 le volume de la solution de
thiosulfate versé.
 Présenter les mesures dans un tableau.
Dates t (min)
1
2
5
8
12
15
20
25
30
40
V0 (mL)
4. Questions.
 Tracer sur papier millimétré la courbe [I2] = f (t).
 Calculer la vitesse de formation du diiode aux instants t = 0 min et t = 8 min.
 Déterminer le temps de demi-réaction.
TP  N°3
TERMINALE S
REACTION ENTRE L’EAU OXYGENEE ET LES IONS IODURE.
SUIVI PAR UNE METHODE CHIMIQUE : LE DOSAGE.
1. Objectif et principe.
 La réaction étudiée est celle de l'eau oxygénée avec les ions iodure, en milieu acide. Cette réaction est
lente : I2 se forme progressivement.
 Pour étudier la vitesse de cette réaction, on mélangera les réactifs à un instant choisi comme origine des
dates (instant t = 0) ; puis on effectuera des prélèvements du mélange réactionnel à des dates bien
choisies. Dans chaque prélèvement, on dosera I2 par une solution de thiosulfate de sodium titrée.
2. Activité préparatoire.
Couples redox :
H2O2 (eau oxygénée) / H2O
I2 (brun en solution aqueuse) / I- (incolore)
S4O62- (ion tétrathionate) / S2O32- (ion thiosulfate)
 Etablir l'équation bilan de la réaction étudiée. Qu’observe-t-on au cours de la réaction ?
 Etablir l'équation bilan de la réaction de dosage.
 Faire un schéma du dispositif de dosage. On ajoute dans le bécher contenant la solution à doser de
l’empois d'amidon : celui-ci prend une teinte bleue en présence de diiode. Comment repère-t-on
l’équivalence ? Quel est l’intérêt de l’empois d’amidon ?
Après avoir lu le protocole expérimental (paragraphe 3), répondre aux questions suivantes :
 Pourquoi verse-t-on le prélèvement dans de l'eau froide avant le dosage ?
 Trouver la relation entre n(I2), quantité de diiode dans le prélèvement, C0 et V0.
 En déduire la relation liant [I2], concentration en diiode du mélange réactionnel, C0, V0 et V.
3. Expérience. Procéder dans l'ordre suivant :


Remplir la burette avec la solution de thiosulfate de sodium de concentration C0 = 2,5.10-3 mol/L
Préparer 3 béchers numérotés contenant environ 20 mL d'eau glacée et quelques gouttes d'empois
d'amidon pour les premiers prélèvements.

Préparer le mélange réactionnel : dans un bécher de 100 mL, verser 16 mL d'eau distillée, 10 mL de
solution d'acide sulfurique molaire et 20 mL de solution d'iodure de potassium de concentration 0,10
mol/L.
A la date t = 0, verser, en déclenchant le chronomètre, 4,0 mL d'eau oxygénée de concentration 0,10 mol/L
prélevés à la pipette graduée. AGITER à l'aide de l'agitateur en verre.

Un peu avant les dates t données ci-dessous, AGITER et prélever V = 2,0 mL du mélange ; à la date t, verser
le prélèvement dans le bécher préparé à l'avance. La solution devient bleue ; la doser par la solution de
thiosulfate de sodium jusqu'à la décoloration de la solution. On note V 0 le volume de la solution de
thiosulfate versé.
 Présenter les mesures dans un tableau.
Dates t (min)
1
2
5
8
12
15
20
25
30
40
V0 (mL)
4. Questions.
 Tracer sur papier millimétré la courbe [I2] = f (t).
 Calculer la vitesse de formation du diiode aux instants t = 0 min et t = 8 min.
 Déterminer le temps de demi-réaction.