Cinétique d`oxydation

sciences expérimentales St-Maurice
Cinétique d'oxydation
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Dernière mise à jour : 10-05-2013
Etude de la cinétique d'oxydation des ions iodure par
l'eau oxygénée.
But
Etudier la cinétique d'oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée.
Introduction
La
réaction étudiée peut se déduire des deux couples redox suivants :
H2O2 +2e+ 2H3O+ → 4H2O E0=1.77
2I- → I2 + 2eE0=0.53
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l'équation bilan de la réaction
étant donc : H2O2
+ 2I- +2H3O+ →
4H2O+I2.
On peut remarquer dans l'équation bilan de cette réaction
l'apparition de diiode. Ce dernier étant un composé jaune-brun en solution
aqueuse, il est possible de suivre son apparition grâce à un dosage spectrophotométrique .
La loi de vitesse est l'expression qui relie la vitesse de
la réaction à la constante de vitesse et aux concentrations des réactifs. Dans
notre cas,
vitesse = k . [I-]x . [H2O2]y
x et y sont les ordres partiels de la réaction. Additionnés,
ils nous donnent l'ordre global de la réaction. Attention, l'ordre de la
réaction ne correspond pas aux coefficients stœchiométriques. http://www.afblum.be/bioafb/cinechim/cinechim.htm
La loi de vitesse est déterminée expérimentalement à partir
des données obtenues au début de la réaction en faisant varier les
concentrations initiales. La pente de la tangente au temps t=0 nous donne la
vitesse. On obtient les
ordres de réactions en faisant le rapport de deux vitesses dont un des réactifs
est en même concentration :
v1/v2 = k [KI] 1x [H2O2]1y / k [KI] 2x [H2O2]2y
Avec [KI] 1=[KI] 2 <=> y = log(v1/v2)/log([H2O2]1/[H2O2]2)
Méthode
1/ Droite d'étalonnage
La première étape consiste à déterminer la
longueur de travail pour que l'absorption soit maximale. Dans un premier temps on met la référence du
spectrophotomètre à zéro avec une cuve à chromatographie contenant de l'eau.
Ensuite on prend une solution de I2 et on effectue un balayage des
différentes longueurs d'onde avec le spectrophotomètre.
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Le λmax
du diiode étant déterminé, on va mesurer l'absorption d'une gamme de
concentration de I2
à cette longueur d'onde. La gamme de concentration que nous avons utilisée
variait de 5.10-5 M à 4.10-4M.
2/ Cinétique
Nous avons préparé des gammes de concentration
de iodure de potassium et d'eau oxygénée en suivant le tableau ci-dessous :
Réactifs
Concentrations des solutions
Symbole utilisé
KI
6.02•10-4 M
0.1
KI
1.204•10-3 M
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0.2
H2O2
0.0529
M
6
H2O2
0.0794
M
9
H2O2
0.106
M
12
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Dans une cuve à chromatographie, on met 2 ml
d'une des solutions d'eau oxygénée et 0.5 ml d'acide sulfurique 10-2M. Cette solution sert à
remettre la référence du spectrophotomètre à zéro et correspond à la valeur au
temps t=0.
On rajoute alors 0.5 ml d'une des solutions de
iodure de potassium tout en enclenchant le chronomètre. Une mesure de
l'absorbance est prise toutes les minutes. Les concentrations finales dans les
cuves sont données dans le tableau ci-dessous :
Réactifs
Concentrations dans la solution
testée au spectrophotomètre
Symbole utilisé
KI
4.016•10-4 M
0.1
KI
8.032•10-4 M
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0.2
H2O2
0.088 M
6
H2O2
0.0132
M
9
H2O2
0.0176
M
12
La symbolique utilisée lors de la présentation des
résultats sera donc la suivante : 0.1/12 lorsqu'on aura par exemple mélangé
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une solution de KI à 4.016•10-4 M
et de H2O2
à 0.0176 M.
Pour des questions pratiques, la classe s'est répartie le
travail et les résultats qui vont être présentés ci-dessous sont le fruit de
l'ensemble des élèves.
Résultats
1/ Droite d'étalonnage
Le λ qui a été
utilisé pour ce spectrophotomètre est de 440 nm.
L'équation de la droite qui sera utilisée pour calculer les
concentrations lors de l'étude la cinétique est donc :
x = (y + 0.0286) / 985.96)
2/ Cinétique
Les deux graphiques ci-dessous donne un exemple de la méthode utilisée pour déterminer la vitesse au temps t=0 de
chaque mélange. La pente de la tangente à la courbe à l'instant t=0 est traçée et la valeur (d[I2]/dt) est calculée à partir des
valeurs relevées sur les axes.
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Le tableau ci-dessous résume les résultats obtenus pour les
différentes vitesses
Solutions
Vitesses
Concentrations de KI
Concentration de H2O2
0.2/12
7.8*10-5 m/s
[KI] = 8·10-3 M
[H2O2]
= 2.36 ·10-2M
0.2/9
5.8*10-5 m/s
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[KI] = 8·10-3 M
[H2O2] =
1.76 ·10-2 M
0.2/6
4*10-5 m/s
[KI] = 8·10-3 M
[H2O2] = 1.18 · 10-2 M
0.1/12
4.5*10-5 m/s
[KI] = 4·10-3 M
[H2O2] = 2.36 · 10-2 M
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0.1/9
3*10-5 m/s
[KI] = 4·10-3 M
[H2O2] = 1.76 ·10-2 M
0.1/6
2*10-5 m/s
[KI] = 4·10-3 M
[H2O2] = 1.18 · 10-2 M
Le calcul des ordres de réaction s'est fait selon les
équations données dans la théorie et un exemple est donné ci-dessous :
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Les deux tableaux ci-dessous résument les résultats obtenus
pour les différents mélanges :
Rapport
de vitesse
V0.2/12/V0.1/12
V0.2/9/V0.1/9
V0.2/6/V0.1/6
Moyenne
Ordre
de la réaction
X=1
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X=0.959
X=0.94
X=0.966
Rapport
des vitesses
V0.2/12/V0.2/9
V0.2/12/V0.2/6
V0.2/9/V0.2/6
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V0.1/12/V0.1/9
V0.1/12/V0.1/6
V0.1/9/V0.1/6
Moyenne
Ordres
Y=1.26
Y=1.12
Y=1.01
Y=0.95
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Y=1.06
Y=1
Y=1.067
Ordre global de la réaction est donc de 2
Discussion
- Les résultats utilisés pour ce rapport étant les mêmes pour tous les groupes, mais chaque groupe ayant fait ses
propres calculs, les variations obtenues dans les résultats pour les ordres de réaction ne peuvent provenir que de la
façon dont chaque groupe a fait ses tangentes au temps t=0.
- Les résultats obtenus (deux ordres de réaction partiels de 1 et un ordre de réaction global de 2) sont accords avec les
valeurs théoriques données dans différentes références présentes sur le réseau dont:
http://www.afblum.be/bioafb/cinechim/cinechim.htm.
- Ces résultats confirment également que les ordres de réaction ne coïncident pas avec les coefficients
stoechiométriques qui sont de 1 pour l'eau oxygénée et de 2 pour le ion iodure.
- Pour améliorer la qualité des résultats il serait judicieux de refaire plusieurs fois la même expérience. Il aurait
églement été intéressant de varier les conditions expérimentales, celle-ci ne nous ayant pas permis d'observer le
plateau de la courbe de vitesse qui apparaît lorsque l'équilibre de la réaction est atteint.
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