Montage 10 Expériences illustrant la notion de vitesse de réaction et

Montage 10
Expériences illustrant la notion de vitesse de réaction et permettant la mesure de sa valeur.
L’aspect énergétique pourra être abordé.
I Facteur cinétique
1) Facteur physique
a- température
matériel: thermostat, thermomètre digital, chronomètre, 6 béchers de 50 mL , cristallisoir
produits: empois d’amidon, solution de KI à 0,1 M ; K2S2O3 à 0,1 M, K2S2O8 à 1M
l’expérience se fera à trois température différentes: 0°C , 20 °C et 40 °C.
solution initiale: 10 mL de KI + 2,5 mL de K2S2O3 (thiosulfate) + 1 goutte d’empois d’amidon
à cette solution on ajoutera 10 mL de peroxodisulfate (K 2S2O8) (excès de peroxodisulfate).
l’apparition de la coloration du diiode est très nette grâce à l’empois d’amidon. (l’empois d’amidon est bleu en présence de
I3- mais incolore en présence de I2)
Cette expérience est décrite dans le Bréal page 187 ou dans “ la maison du chimiste ” page 115
remarque:
1)Il est possible de faire une mesure de l’énergie d’activation en chronométrant les temps d’apparition de la coloration.
Cette mesure de l’énergie d’activation ne doit être faite que pour donner un ordre de grandeur. On utilisera pour le calcul
des valeurs de t obtenu à des température bien défini. 0°C et température ambiante. En effet il est rare d’avoir à sa
disposition un bon thermostat.
b- surface de contact
La réaction d’oxydation du fer par le diiode en solution a pour équation bilan:
la réaction ne peut se produire que par contact entre les molécules I 2 , libres de se déplacer dans la solution, et les atomes de
fer, fixes dans le solide: ce contact se produit donc à la surface du solide. l’étendue de cette surface constitue le facteur
cinétique par lequel le solide agit sur le déroulement de la réaction. Nous allons le vérifier en montrant que la décoloration
du diiode est beaucoup plus rapide avec de la limaille de fer qu’avec un clou de fer (la masse de limaille utilisée étant égale
à celle du clou)
matériel: deux bécher de 100 mL
produits: un clou en fer, de la limaille de fer, un solution de diiode à 0,01 M
Placer dans les bécher la même quantité de diiode, puis dans le premier le clou et dans le second de la limaille de fer. La
décoloration de la solution doit être plus rapide avec la limaille. (on peut agiter les solutions pour augmenter la vitesse de
réaction).
Remarque :
1) On pourra nettoyer le fer avant l’expérience. En effet le fer se recouvre d’oxyde qui empêche les réactions. On plongera
alors le lou comme la limaille dans de l’acide chlorydrique. Puis on rincera plusieurs fois à l’eau . le fer ainsi décapé réagira
bien mieux !
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2) Facteur chimique
a- concentration
dismutation des ions thiosulfate
matériel: six bécher de 50 mL
produits: solution de HCl à 1M; Thiosulfate de sodium (Na2S2O3) à 1M ; 0,1 M ; 0,01 M
réaction:
Le souffre colloïdal formé par la réaction de dismutation diffuse la lumière jusqu’à rendre opaque la solution. On place
avant tout ajout de solution, les bécher sur des croix tracé sur un papier. On place dans chaque bécher 10 mL de HCl, puis
on prépare trois autres bécher avec 10 mL de chaque solution de thiosulfate. On ajoute les solutions et on s’aperçoit que
plus le thiosulfate est concentré plus la solution devient opaque rapidement (on ne peut plus voir la croix au travers de la
solution).
La vitesse de réaction augmente avec la concentration.
Remarque:
1) on pourra faire cette manipulation sur un rétroprejecteur afin que le jury puisse constater la disparition des croix.
2) il est possible de mesurer (grosièrement) le temps de disparition des croix.
3) Il faudra expliquer les phénomènes de diffusion et la complémentarité des couleurs transmises.
b- Catalyseur
matériel: 4 béchers de 50 mL
produits: solution de S2O82- à 0,1 M et solution de KI à 0,1 M solution de sel de Mohr (Fe 2+)
Protocole:
dans deux bécher placer 10 mL de peroxodisulfate.
prendre deux autres bécher dans l’un placer 10 mL de KI, dans l’autre 10 mL de KI et quelques gouttes de sel de Mohr.
Mélanger en même temps les solutions de peroxodisulfate et les solutions de KI. On se retrouve donc avec deux bécher. La
solution contenant les ions Fe2+ brunit rapidement, tandis que l’autre brunit au bout d’un temps assez long. Fe 2+ a donc
catalysé la réaction, ce que l’on peut interpréter par:
L’équation bilan est donc:
dans laquelle Fe2+ n’entre pas en compte, Fe2+ se retrouve inchangé par la réaction.
remarque:
1) manipulation trouvée dans le Bréal page 81
2) cette manipulation a un défaut, elle a déjà été employé pour l’influence de la température.
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II Loi de vitesse
PH métrie. Substitution nucléophiles: cinétique d’hydrolyse du 2-chloro-2méthylpropane.
matériel: un bécher de 50 mL, agitateur magnétique, pH mètre et ordinateur
produits: eau distillé, 2-chloro-2-méthylpropane
durée 20 minutes
manipulation décrite dans le livre du CNED : montage de chimie page 145
protocole:
Dans un bécher de 50 mL posé sur un agitateur magnétique, introduire 30 mL d’acétone et 25 mL d’eau distillé.
Mettre l’agitation en route. Ajouter la solution 1 mL de solution d’halogénure et déclencher l’acquisition.
L’expérience sera faite à deux températures différentes (ambiant et glace fondante).
On considérera que la variation du pH n’est du qu’à l’hydrolyse de l’halogénure. Appelons h la concentration en H 3O+ , Co
la concentration initiale de 2-chloro-2-méthylpropane et (Co-h) sa concentration au temps t.
La vitesse de réaction s’écrit :
v
d (Co  h) dh

 k (Co  h)
dt
dt
posons H=Co-h
d’où dH=-dh
d’où
et
dh
 k .dt
Co  h
dH
  k .dt
H
d’où Ln H = -k.t + b
les conditions initiales imposent à t=0 h<< Co
d’où H= Co
d’où b = Ln Co
et donc Ln (Co-h) = -kt + Ln Co
en traçant la droite LN (Co-h) = f ( t ) on obtient une droite de pente -k si la réaction est d’ordre un par rapport à
l’halogénure.
Connaissant k pour deux valeurs de la température on peut déduire une valeur de l’énergie d’activation grace à la loi
d’Arhénius.
Conclusion:
remarque:
1) Loi d’Ahrénius
2) Postulat de Hamond
3) une énergie d’activation importante correspond à une réaction sensible à la température
4) Théorie HSAB, théorie des bases et acides dur et mou.
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