Thème : temps, mouvement et évolution Cité scolaire André Chamson

TP n° 7: cinétique chimique - Correction

Objectifs : - Déterminer un temps de demi-réaction - Mettre en évidence quelques paramètres influençant l'évolution temporelle d'une réaction chimique

I°) Réactions rapides et lentes

     a°) Exemple de réactions rapides

Les réactions de précipitations vues au collège sont des réactions rapides. Voici un exemple que vous connaissez déjà :

• A l’aide d’une pipette pasteur, prélever 2 mL d’une solution de sulfate de cuivre (Cu2+ + SO42 - ) et les verser

dans un tube à essais.

• Rajouter dans ce tube à essais quelques gouttes de soude (solution composée des Na+ et HO-)

Questions

1°) Qu’observez-vous au cours de l’ajout de la soude ?

On observe l’apparition d’un précipité bleu, d’hydroxyde de cuivre: Cu(OH)2 (s)

2°) Sachant que cette réaction fait apparaître un solide d’hydroxyde de cuivre : Cu(OH)2 (s) , écrire l’équation bilan correspondante.

On a donc la réaction suivante entre Cu2+ et HO- :

Cu2+(aq) + 2 HO-

(aq) → Cu(OH)2 (s)

     b°) Exemple de réaction lente

• Avec une éprouvette graduée, prélever 5 mL d’une solution de thiosulfate de sodium (2 Na+ + S2 O32 - ) de

concentration C1 = 0,1 mol.L-1 et verser ce volume dans un tube à essais.

• Rajouter 5 mL d'une solution d’acide chlorhydrique (H+ + Cl-) de concentration C2 = 1 mol.L-1.

Questions

1°) Qu’observez-vous au bout de quelques minutes ?

On constate une opacification de la solution. Elle devient légèrement jaune-blanche.

Sens du temps

2°) Les couples oxydants / réducteurs mis en jeu sont : S2 O 32 - / S  et   S 4 O6

2 - /   S2O 32 - , écrire les demi-

équations d’oxydoréduction et écrire l’équation bilan correspondante.

Écrivons d’abord les demi-équations électroniques des couples : l’oxydant et le réducteur sont identiques

× 1 S2 O32-

+ 6 H+ + 4 e- → 2 S + 3 H2O

× 2 2 S2O 32 - → S4 O6

2- + 2 e-

5 S2 O32-

(aq) + 6 H+ (aq) → 2 S(s) + 3 H2O (l) + 2 S4 O62-

(aq)

3°) Comment interpréter l'opacification de la solution ? Cette opacification est-elle immédiate ou progressive ?

L’opacification est due à l’apparition du soufre solide en solution (couleur jaune caractéristique)

4°) Comment appelle-t-on une réaction ou l’oxydant et le réducteur sont identiques ?

Ici l’oxydant et le réducteur sont identiques : la réaction réalisée s’appelle alors une dismutation.

II°) Facteurs cinétiques

Les expériences qui suivent mettent évidence le rôle de la température et de la concentration dans les vitesses de réaction.

a°) Rôle de la température 

Pour montrer l’influence de la température sur la cinétique, nous allons utiliser le test caractéristique des aldéhydes avec la liqueur de Fehling.

• Dans 2 tubes à essais, introduire 4 mL de liqueur de Fehling (Cu2+ et d’autres ions) et rajouter 3 gouttes    d’éthanal  (CH3CHO). Mettre un des tubes à essais au bain-marie à 50 °C placé au bureau.

Questions

1°) Comparer les 2 tubes à essais au bout de quelques minutes ?

On observe que pour le tube à essai chauffé au bain marie, la réaction est plus rapide, il y a un dépôt de Cu2O (s) de couleur rouge brique alors que le tube à essai non chauffé reste bleu.

2°) Les couples oxydants / réducteurs mis en jeu sont : Cu2+ / Cu2O et CH3COO-  / CH3CHO , écrire les demi équations d’oxydoréduction et écrire l’équation bilan correspondante (attention le milieu est basique)

Écrivons d’abord les demi-équations électroniques des couples : l’oxydant est Cu2+ et le réducteur est CH3CHO :

Non chauffé Chauffé

× 1 2 Cu2+ + H2O + 2 e- → Cu2O + 2 H+

× 1 CH3CHO + H2O → CH3COO- + 3 H+ + 2 e-

2 Cu2+

(aq) + 2 H2O(l) + CH3CHO(l) → Cu2O(s) + 5 H+(aq) + CH3COO-

(aq)

Attention la réaction se fait en milieu basique et donc il faut éliminer les H+ avec des ions HO-.

5 HO- + 2 Cu2+ + 2 H2O + CH3CHO → Cu2O + 5 H+ + 5 HO- + CH3COO-

5 HO- + 2 Cu2+ + 2 H2O + CH3CHO → Cu2O + 5 H2O + CH3COO-

Et donc nous avons finalement la réaction en milieu basique (on simplifie):

5 HO- (aq) + 2 Cu2+ (aq) + CH3CHO (aq) → Cu2O (s) + 3 H2O (l) + CH3COO- (aq)

 b°   )   Rôle de la concentration   

• Dans 3 béchers posés sur un repère (feuille blanche avec une croix), placer 20 mL d’acide chlorhydrique de concentration 1 mol.L-1.

• A la date choisie comme t = 0, rajouter dans chaque bécher 20 mL d’une solution de thiosulfate de sodium (Na+ + S2O3

2 - ) de concentrations 0,2 mol/L pour le 1er ; 0,1 mol/L pour le 2nd et 0,05 mol/L pour le 3ième.

1°) Comparer les 3 béchers au bout de quelques minutes ?

On voit que les béchers ne progressent pas à la même vitesse. Le bécher possédant la concentration la plus élevée a une réaction plus rapide.

- Conclure sur les effets de la concentration et de la température sur la vitesse d'une réaction chimique.

Plus la température est élevée et plus la réaction est rapide.Plus les concentrations des réactifs sont élevées et plus la réaction est rapide.

II°) Suivi temporel d'une réaction chimique

La réaction chimique étudiée est celle entre les ions iodure I- et l'eau oxygénée H2O2. C'est une réaction d’oxydoréduction. Les couples sont I2 / I- et H2O2 / H2O.

1°) Écrire les demi-équations d'oxydoréduction et en déduire l'équation bilan de la réaction.

Les demi-équations sont : 2 I- (aq) → I2 (aq) + 2 e-

H2O2 (aq) 2 H+ (aq) + 2 e- → 2 H2O (l)

2 I- (aq) + H2O2 (aq) + 2 H+

(aq) → I2 (aq) + 2 H2O (l)

2°) Compléter le tableau d'avancement de cette réaction (l'eau et l'acide sont en excès). On notera C1 et V1 la concentration et le volume des ions I-. On notera C2 et V2 la concentration et le volume de l'eau oxygénée H2O2.

 2 I- (aq)        +       H2O2  (aq)       +         2 H+ (aq)     →          I2 (aq)          +       2 H2O (l)

x = 0 C1 × V1 C2 × V2 excès 0 excès

x C1 × V1 – 2 x C2 × V2 - x excès x excès

xmax C1 × V1 – 2 xmax C2 × V2 - xmax excès xmax excès

xf C1 × V1 – 2 xf C2 × V2 - xf excès xf excès

On rappelle que seul le diiode I2 est coloré en solution. On donneci-contre son spectre.

3°) A quelle longueur λ d'onde faut-il se placer pour être le plus précis ?

On se place au maximum d'absorbance, ici à λ = 475 nm environ pour avoir plus de précision.

• Faire le réglage du 'blanc' avec la solution d'iodure de potassium de concentration C1 = 5,0 × 10-1 mol.L-1

• Dans un bécher, verser 13 mL d'eau distillée avec une éprouvette graduée • Rajouter un volume V1 = 5,0 mL d'iodure de potassium (K+ + I-) (5,0 × 10-1 mol.L-1) avec une pipette graduée

• Verser 7,0 mL d'acide sulfurique (1 mol.L-1)avec la même pipette graduée (gants et lunette)

• Ajouter alors V2 = 2,0 mL d'eau oxygénée de concentration C2 = 0,010 mol.L-1 et enclencher immédiatement le chronomètre. Verser quelques mL de cette solution dans une cuve à spectrophotométrie et relever alors l'absorbance A au cours du temps et compléter la 2ième ligne du tableau ci-dessous.

t (min) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 13 16 20

A 0 0,280 0,345 0,393 0,433 0,463 0,482 0,498 0,507 0,514 0,519 0,524 0,525 0,525

x(t) (×10-5)(mol)

0 1,06 1,31 1,49 1,65 1,76 1,83 1,89 1,93 1,95 1,97 1,99 2,00 2,00

4°) Montrer que ou VT est le volume total de la solution, A la valeur de l'absorbance et k le coefficient de proportionnalité dans la loi de Beer-Lambert.

On a A = k ×[I2] (Beer Lambert) car ici la seule espèce colorée est le diiode I2,

or nous avons dans le tableau [ I 2] =x

VT

et donc on en déduit que A = k× xV T

et donc que x (t) =A . V T

k.

x(t )=A .V T

k

× 1

× 1

λ = 475 nm

• Une échelle de teinte montre que k = 710 L .mol-1. Compléter alors la 3ième ligne du tableau.

5°) Tracer l'évolution de x(t) en fonction du temps t. Repérer par une droite en pointillée l'avancement finale xf

Que vaut la concentration de diiode à la fin de l'expérience.

Par lecture graphique, on constate que xf = 2,0×10-5 mol.

D'après le tableau d'avancement → [ I 2] f =x f

VT

= 2 ,0×10−5

0 ,0270 = 7,4×10-4 mol.L-1

6°) Déterminer le réactif limitant et l'avancement maximal xmax de la réaction, le comparer à xf. La réaction est- elle totale ? A quoi sert l'acide sulfurique ?

On compare

On en déduit que le réactif limitant est l'eau oxygénée H2O2 (on prend la plus petite valeur pour xmax)

On constate que xf = xmax, on en déduit que la réaction est totale.

L'acide sulfurique apporte les ions H+ (acide) dont a besoin la réaction pour se faire (voir équation bilan)

On appelle temps de demi-réaction t1/2, la durée nécessaire pour que l'avancement arrive à la moitié del'avancement final xf (autrement dit la réaction à consommée la moitié du réactif limitant). Nous avons donc à t1/2 → x( t1/2) = x f

2 .

7°) Déterminer le temps de demi-réaction t1/2 pour cette transformation chimique.

On sait qu'à la fin on a xf = 2,0×10-5 mol. Donc x (t 1/2) =x f

2= 2 ,0×10−5

2= 1 ,0×10−5mol

Par lecture graphique nous avons t1/2 = 1,0 min environ.

8°) On estime que pour t ≈ 5×t1/2 , la réaction est quasiment terminée. Quelle est la durée approximative de la réaction ?

t ≈ 5×t1/2 = 5 ×1,0 = 5,0 min

xf

×10-5 (mol)

C1 × V1 – 2 xmax = 0

C2 × V2 – xmax = 0

x max =C1 V1

2= 5,0×10−1×5,0×10−3

2= 1,3×10−3 mol

xmax = C2 V 2 = 0 ,010×2,0×10−3 = 2 ,0×10−5 mol

t1/2

≈ 1 min

x f

2

- On a représenté ci-après pour la même expérience mais réalisée dans des conditions opératoires différentes :1) graphe 1 : expériences réalisées à des températures T1 = 10°C et T2 = 50°C2) graphe 2 : expériences réalisées à une concentration C1 = 0,050 mol.L-1 et C2 = 0,0050 mol.L-1 en I-

9°) Pour le graphe 1, attribuer pour chaque courbe, sa température. Justifier. Pour le graphe 2, attribuer pour chaque courbe, sa concentration . Justifier.

Plus la température est élevée et plus la réaction est rapide donc plus l'état final est atteint rapidement.

Plus la concentration est élevée et plus la réaction est rapide donc plus l'état final est atteint rapidementégalement.

10°) Que feriez-vous alors pour ralentir une réaction chimique ?

Pour ralentir une réaction, on peut alors agir sur la température. On peut plonger le bécher contenant la solution dans de l'eau glacée, cela s'appelle une trempe.

On peut également rajouter de l'eau distillée pour diminuer les concentrations.

T2 = 50 °C

T1 = 10 °C C

2 = 0,0050 mol.L-1

C1 = 0,050 mol.L-1

Graphe 1 Graphe 2