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EXPÉRIENCE 7
CINÉTIQUE CHIMIQUE
La vitesse v d'une réaction chimique est définie soit par rapport à la disparition d'un réactif, soit
par rapport à l'apparition d'un produit.
La vitesse dépend des grandeurs suivantes:
- des concentrations (des réactifs, mais parfois aussi des produits).
- de la température.
- de la présence d'un catalyseur ou d'un inhibiteur.
Elle s'exprime en unités de concentration par unité de temps, typiquement: M·s-1.
D'une manière générale, pour une réaction :
aA +bB
Vitesse = v =
cC+dD

d [ A]
d [ B]
d [C ]
d [ D]



adt
bdt
cdt
ddt
Le signe – pour les réactifs puisque leur concentration diminuent avec le temps.
On pose que la vitesse globale de la réaction est proportionnelle à une certaine puissance
de la concentration des réactifs, autrement dit :
v = k [A]m[B]n
loi de vitesse
m et n sont appelés ordres partiels de la réaction.
m est l’ordre partiel du constituant A,
n est l’ordre partiel du constituant B,
m + n est l’ordre total de la réaction,
k est appelée constante de vitesse.
Les paramètres k, m et n sont déterminés expérimentalement.
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La constante de vitesse est indépendante des concentrations, et dépend de la température.
L’ordre n'est pas forcément un nombre entier. Il peut être fractionnaire. Ce n’est pas non plus le
coefficient stœchiométrique du réactif considéré dans l’écriture de la réaction chimique (a n’est
pas forcément égal à m).
Vous allez étudier certains des paramètres contrôlant la vitesse d’une réaction soit la
concentration des réactifs, la température et un catalyseur.
La réaction étudiée est la réaction entre l’ion persulfate ( peroxodisulfate ) et l’ion iodure.
2-
-
S2O8 (aq) + 2 I (aq)
2 SO4
2-
(aq) + I2 (aq) réaction 1
La vitesse de la réaction peut être mesurée en suivant la disparition d'un réactif ou à l'apparition
d'un produit en fonction de temps. Dans cette expérience, on détermine la quantité de I2 formée
sans faire de prélèvement. Pour ceci, on met dans le milieu réactionnel une quantité connue de
2-
thiosulfate S2O3 qui réduit I2 (formé par la réaction 1)
2-
2S2O3 (aq) + I2 (aq)
S4O6
2-
-
(aq) + 2 I (aq) réaction 2
En présence d’amidon l’iode donne une coloration bleu intense, ce qui facilite sa détection. Cette
coloration n’apparaîtra que lorsque tout le thiosulfate aura disparu.
Plus la réaction entre le persulfate et l’iodure sera rapide, plus vite apparaîtra la couleur bleu.
Cette réaction est très utilisée en enseignement de la cinétique chimique. Il est même probable
que vous l’ayez déjà réalisée. Nous la reprenons en laboratoire pour vous permettre, la
connaissant bien, d’être capable de bien l’adapter à votre enseignement.
En laboratoire on garde fixe la concentration de thiosulfate et on varie la concentration d’abord
du persulfate, ensuite de l’iodure. Ceci va permettre de mettre en évidence de quelle façon les
deux réactifs modifient la vitesse de la réaction.
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Détermination de la vitesse
S2O8
v=
2-

-
(aq) + 2 I (aq)
2 SO4
2-
(aq) + I2 (aq)
d [ A] d [ B]

dt
dt
2-
2-
d[A] = d[S2O8 ] = [S2O8 ]
d[B] = d[I2]= = [I2]
[I2]= [I2]finale - [I2]initiale=[I2]finale puisque la concentration initiale de I2 est égale à zéro.

dt = t = t - tinitiale = t car tinitiale est égale à zéro.
Donc, v = [I2]finale
t

= nombre de moles de I2
Volume de la solution en L x temps en s
Suivant la réaction 2 : nombre de moles de I2 = nombre de moles de S2O3
2-
2
nombre de moles de S2O3
2-
= Volume ajoutée de S2O3
10-4 mol.
Volume de la solution est constant = 55 mL =0.055 L.
Ainsi,
v = 10-4 mol
2x0.055 L x temps en s
L’unité de la vitesse est mol.L-1.s-1
2-
2-
x [S2O3 ] = 0.010 L x 0.010 mol/L=
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Détermination de l’ordre de la réaction
2-
-
S2O8 (aq) + 2 I (aq)
2-
2 SO4
2-
(aq) + I2 (aq)
-
v = k [S2O8 ]m[I ]n
Cette équation peut s’écrire sous la forme suivante :
2-
-
ln v = ln k + m ln [S2O8 ] + n ln [I ]
Si on mesure la vitesse à différentes concentrations de S2O8
de I constante, l’équation ci-dessus devient :
2-
2-
tout en gardant la concentration
-
ln v = m ln [S2O8 ] + constante , avec constante = ln k + n ln [I ]
2-
La pente de la droite de ln v en fonction ln [S2O8 ] correspond à la valeur de m, ordre partiel
2-
du S2O8 .
2-
-
Si on garde la concentration de S2O8 constante et on fait varier la concentration de I , l’équation
devient :
-
2-
ln v = n ln [ I ] + constante, avec constante = ln k + m ln [S2O8 ]
-
-
La pente de la droite de ln v en fonction ln [I ] correspond à la valeur de n, ordre partiel du I .
L’ordre partiel = 1 signifie que si on augmente la concentration par un facteur de 2, la vitesse
augmente par un facteur de 2.
L’ordre partiel = 2 signifie que si on augmente la concentration par un facteur de 2, la vitesse
augmente par un facteur de 4 = (2)2.
L’ordre partiel = 0 signifie que la vitesse est indépendante de la concentration.
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Comme il s’agit d’une réaction impliquant des ions la vitesse de la réaction variera selon la force
ionique i.e. la concentration totale des ions en solution. Pour éviter une telle variation on
complète le mélange étudié par une solution de KNO3 plutôt que par de l’eau.
Vous étudierez de plus la variation de la réaction en fonction de la température ainsi que
l’influence d’un catalyseur sur la vitesse de réaction.
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Manipulations
L'expérience que vous allez faire est basée sur un article de P.C. Moews et R.H. Petrucci, "The
oxydation of iodine ion by persulfate ion : Journal of Chemical Education, Volume 41 p. 549
1964.
Vous aurez à votre disposition les produits chimiques solides suivants : KI, KNO3 et (NH4)2S2O8
ainsi que les solutions d'amidon 0,2% et Na2S2O3 0.010 M.
Préparer 250 mL de solution 0,20 M en (NH4)2S2O8.
Préparer 250 mL de solution 0,20 M en KI.
Préparer 250 mL de solution 0,20 M en KNO3.
Détermination de vitesse de la réaction
Dans le but de maintenir la température approximativement constante, les expériences suivantes
seront faites dans une fiole de 125 mL maintenue dans un bain d'eau à température de la pièce. Ce
bain est installé sur un agitateur magnétique et vous vérifierez périodiquement que la température
ne varie pas plus que de quelques degrés. S'il y lieu ajouter un peu d'eau chaude ou d'eau froide
pour corriger.
Dans le même bain vous installerez une autre fiole qui contiendra les différentes solutions de
(NH4)2S2O8.
Expérience # 1
Pipetez 10 mL de la solution de Na2S2O3 0.010 M dans la fiole de 125 mL, ajoutez 5 mL
d'amidon 0,2% et 20 mL de KI 0,20 M.
Mélangez le tout à l'aide d'un petit agitateur magnétique.
Pipetez 20 mL de la solution de (NH4)2S2O8 dans une fiole sèche de 50 mL. Mettez la fiole dans
le bain pendant quelques minutes pour bien équilibrer les températures.
Ajoutez rapidement le contenu de la fiole de 50 mL au mélange réactionnel contenu dans la fiole
de 125 mL et mettez en marche le chronomètre.
Lorsque la couleur bleue apparaît, arrêtez le chronomètre et notez le temps de réaction.
Répétez l'expérience # 1
Faites les expériences 2 à 5 une seule fois.
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FIOLE de
FIOLE de 50 mL
125 mL
Expérience Amidon Na2S2O3
KNO3
KI
(NH4)2S2O8
KNO3
1
5
10
20
0
20
0
2
5
10
20
0
10
10
3
5
10
20
0
5
15
4
5
10
10
10
20
0
5
5
10
5
15
20
0
Influence d'un catalyseur
Le catalyseur utilisé sera une solution de Cu (NO3)2 0,02 M qui vous sera fournie.
Répéter l'expérience #4 dans les mêmes conditions en ajoutant une goutte de Cu (NO3)2 0,02M
dans la fiole 50 mL. Refaites l'expérience avec trois gouttes de Cu(NO3)2 0,02 M.
Influence de la température
Pour étudier l'influence de la température refroidir le bain avec de la glace pour obtenir une
température de quelques degrés ( 0 à 3oC). Répétez l'expérience #4 dans ces conditions. Il est
important de laissez les solutions refroidir quelques minutes dans le bain avant de les mélanger.
Vérifier la température du mélange à la fin de la réaction.
Refaire l'expérience à une température de à 15oC et à 30oC.