Correction TP de chimie N°2 : Etude cinétique d`une réaction d

Correction TP de chimie N°2 : Etude cinétique d’une réaction d’oxydoréduction par spectrophotométrie.
I] Vérification de la loi de Beer-Lambert.
1.1. Préparation des solutions-étalons de diiode.
Solution mère
Cm
Vmprélevée
Solution fille
Cf
Vf
nsoluté mère = Cm x Vmprélevée
nsoluté fille = Cf x Vf
Comme pour passer de la solution mère à la solution fille on rajoute simplement du solvant (eau) alors :
nsoluté mère = nsoluté fille soit Cm x Vmprélevée = Cf x Vf et Vmprélevée = Cf x Vf / Cm.
Application numérique :
Groupe N°
Nom de la solution
Concentration
(mol/L)
Volume prélevé de
S0
1 et 2
Sa
Ca = 0,50.10-2
3 et 4
Sb
Cb = 1,0.10-2
5 et 6
Sc
Cc = 2,0.10-2
7 et 8
Sd
Cd = 2,5.10-2
Va = 0,5.10-2 x 50 /
5,0.10-2 = 5 mL
Vb = 1,0.10-2 x 50 /
5,0.10-2 = 10 mL
Vc = 2,0.10-2 x 50 /
5,0.10-2 = 20 mL
Va = 2,5.10-2 x 50 /
5,0.10-2 = 25 mL
1 et 2
Ca = 0,50.10-2
3 et 4
Cb = 1,0.10-2
5 et 6
Cc = 2,0.10-2
7 et 8
Cd = 2,5.10-2
Aa = 0,18
Ab = 0,33
Ac = 0,60
Ad = 0,70
1.2. Mesure au spectrophotomètre.
Groupe N°
Concentration
(mol/L)
Absorbance
1.3. Vérifier la loi de Beer-Lambert.
a) Tracer la courbe A = f(C).
A = f(C)
0.8
0.7
y = 26.2x + 0.0595
0.6
0.5
A 0.4
0.3
0.2
0.1
0
0.00E+00
5.00E-03
1.00E-02
1.50E-02
2.00E-02
2.50E-02
3.00E-02
C en mol/L
b) Commenter la courbe obtenue.
La courbe obtenue est une droite passant par l’origine. A et C sont donc deux grandeurs proportionnelles. Il
existe donc une constante « a » telle que : A = a x C avec « a » = coefficient de proportionnalité.
c)
Trouver le coefficient de proportionnalité entre A et C.
a = (Ad – Aa) / (Cd – Ca) = 26,2 L.mol-1.
II] Suivi d’une réaction par spectrophotométrie.
Cette réaction peut être suivie par spectrophotométrie car une des espèces chimiques produites I2 est colorée. On
va constater une évolution de la teinte de la solution qui entraînera une modification de l’absorbance A.
2.1. Protocole expérimental (Voir la notice).
0
0.02
7.63.10-4
3
0.08
3.05.10-3
5
0.12
4.58.10-3
8
0.17
6.48.10-3
10
0.19
7.25.10-3
15
0.26
9.92.10-3
20
0.32
1.22.10-2
25
0.37
1.41.10-2
30
0.41
1.56.10-2
40
0.48
1.83.10-2
2.2. Exploitation des résultats.
a) En utilisant 1.3. compléter la 3ème ligne du tableau.
On a montré que A = a x C donc C = A / a = [I2(aq)] car c’est la seule espèce chimique colorée du mélange
réactionnel.
b) Tracer la courbe [I2(aq)] = f(t).
[I2(aq)] = f(t)
[I2(aq)] (mol/L)
t(min)
A
[I2(aq]
0.00E+00
0
10
20
30
40
50
60
t (min)
c) Commenter la courbe obtenue.
On constate que :
La réaction est lente car la concentration en I2 augmente progressivement.
Au plus la concentration en espèce colorée I2 est importante, au plus l’absorbance est grande.
Au plus la concentration en réactif diminue ([I2(aq)] augmente), au moins la vitesse
d’évolution du système chimique est grande.
III] Influence de la température sur l’évolution de la réaction.
Observation : La teinte jaune-orangée du diiode apparaît d’autant plus rapidement que la température est élevée.
Conclusion : La température est un facteur cinétique car au plus la température est importante au plus la vitesse
d’évolution du système chimique est importante.
IV] Influence de la concentration initiale en ions iodure sur la réaction.
Observation : La teinte jaune-orangée du diiode apparaît d’autant plus rapidement que la concentration initiale
en ion iodure est importante. Or, pour chacune de ces trois expérience, le réactif limitant est S2O82-. Par
conséquent, en fin de réaction, ces trois expériences conduisent à la formation de la même quantité de diiode soit
10-3 mol. On peut donc supposer que la seule chose qui change, c’est la vitesse avec laquelle ces trois systèmes
vont parvenir à cet état final.
Conclusion : La concentration initiale en réactif est un facteur cinétique. Au plus la concentration en réactifs est
grande au plus la vitesse d’évolution du système chimique est importante.
50
0.55
2.09.10-2