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 Solution fille
Cm Cf
Vm
prélevée
Vf
n
soluté mère
= Cm x Vm
prélevée
n
soluté fille
= Cf x Vf
Comme pour passer de la solution mère à la solution fille on rajoute simplement du solvant (eau) alors :
n
soluté mère
= n
soluté fille
soit C
m
x V
mprélevée
= C
f
x V
f
et V
mprélevée
= C
f
x V
f
/ C
m
.
Application numérique :
Groupe N° 1 et 2 3 et 4 5 et 6 7 et 8
Nom de la solution Sa Sb Sc Sd
Concentration
(mol/L) Ca = 0,50.10
-2
Cb = 1,0.10
-2
Cc = 2,0.10
-2
Cd = 2,5.10
-2
Volume prélevé de
S
0
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
1.2. Mesure au spectrophotomètre.
Groupe N° 1 et 2 3 et 4 5 et 6 7 et 8
Concentration
(mol/L) Ca = 0,50.10
-2
Cb = 1,0.10
-2
Cc = 2,0.10
-2
Cd = 2,5.10
-2
Absorbance Aa = 0,18 Ab = 0,33 Ac = 0,60 Ad = 0,70
1.3. Vérifier la loi de Beer-Lambert.
a) Tracer la courbe A = f(C).
A = f(C)
y = 26.2x + 0.0595
0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
0.8
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
A
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 I
2
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).
t(min) 0 3 5 8 10 15 20 25 30 40 50
A 0.02 0.08 0.12 0.17 0.19 0.26 0.32 0.37 0.41 0.48 0.55
[I
2
(aq] 7.63.10
-4
3.05.10-3 4.58.10
-3
6.48.10
-3
7.25.10
-3
9.92.10
-3
1.22.10
-2
1.41.10
-2
1.56.10
-2
1.83.10
-2
2.09.10
-2
2.2. Exploitation des résultats.
a) En utilisant 1.3. compléter la 3
ème
ligne du tableau.
On a montré que A = a x C donc C = A / a = [I
2
(aq)] car c’est la seule espèce chimique colorée du mélange
réactionnel.
b) Tracer la courbe [I
2
(aq)] = f(t).
[I2(aq)] = f(t)
0.00E+00 0 10 20 30 40 50 60
t (min)
[I2(aq)] (mol/L)
c) Commenter la courbe obtenue.
On constate que :
 La réaction est lente car la concentration en I
2
augmente progressivement.
 Au plus la concentration en espèce colorée I
2
est importante, au plus l’absorbance est grande.
 Au plus la concentration en réactif diminue ([I
2
(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 S
2
O
82-
. 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.