3.1- Étude de la réaction entre l’eau oxygénée H 2 O 2 et l’ion iodure I⁻¹ (aq) A l’instant t = 0 s , on mélange dans un erlenmeyer de ...
3.1- Étude de la réaction
entre l’eau oxygénée H2O2 et l’ion iodure I⁻¹(aq)
A l’instant t = 0 s, on mélange
dans un erlenmeyer de 250 ml
un volume V1=50,0mL d’eau oxygénée H2O2
de concentration C1=
0,053.mole.L-1, avec un volume V2=50,0mL de
solution aqueuse d’iodure de potassium (K+(aq)+I–(aq)) ,
de concentration C2=0,20mol.L-1, ainsi
quelques gouttes d’acide sulfurique
Dans le
milieu réactionnel, la formation du diode I2(aq) se traduit par
l’apparition d’une teinte d’abord jaune, puis brune de plus en plus foncée :c’est
une réaction lente.
Pour savoir la quantité diiode formé à
chaque instant, on prélève 10ml du
mélange réactionnel et on la trempe dans l’eau glacée (0°C) afin de
bloquer la formation de I2 ,puis on la dose par une solution aqueuse titrante de
thiosulfate de sodium (𝟐𝑵𝒂+(𝒂𝒒) , S2O32-(𝒂𝒒)) de concentration C3=2,0 .10-2
mol.l-1 , On répète l’opération dix fois successivement .
L’équation de la réaction s’écrit : H2 O2 (𝒂𝒒)+ 2 I–(𝒂𝒒) +
2H+(𝒂𝒒) → I2(𝒂𝒒)+ 2H2 O (𝒍)
La réaction met en jeu les couples ox/red : H2 O2 (𝒂𝒒) /H2 O (𝒍)
et I2(𝒂𝒒) / I–(aq).
Tableau d’avancement de la réaction étudiée :
|
Equation de la réaction |
H2 O2 (𝒂𝒒) + 2 I–(𝒂𝒒) + 2H+(𝒂𝒒) → I2(𝒂𝒒) + 2H2 O (𝒍) |
|||||
|
Etat du système |
Avancement |
Quantités de matière (mol) |
||||
|
Etat initial |
0 |
C1
V1 |
C2V2 |
En excès |
0 |
En excès |
|
En cours |
x |
C1
V1 -x |
C2V2
-2x |
En excès |
X |
En excès |
|
Etat final |
xm |
C1
V1 -x |
C2V2
-2x |
En excès |
X |
En excès |
On remarque que la quantité de matière de la diode formé à un instant donné est
égale à l’avancement X de la réaction chimique : x(t)=n(I2)
3.2-Détermination de la
quantité de diode par dosage à un instant donné :
L’équation de la réaction de dosage :
I₂₍aq) + 2 S₂O₃²⁻(аq) → 2I⁻ (aq) +S₄O₆²⁻(aq)
VE est le volume de la solution
titrant versée à l’équivalence.
On repère L’équivalence par
la disparition de la couleur bleue de I2 diiode en présence d’empois d’amidon ou de
thiodène. On note les valeurs de VE à des instants données :
|
t(min) |
0 |
2 |
6.0 |
10 |
15 |
20 |
25 |
30 |
40 |
50 |
|
VE (mL) |
0 |
5,0 |
10 |
14 |
16 |
17 |
17,8 |
18,4 |
19 |
19,4 |
Tableau d’avancement permet de déterminer la relation, à
l’équivalence entre les ions thiosulfate réactif titrant et le diiode
I2 le réactif titré
À
l’équivalence, on a n(I2) – xE =0
n(I2) = xE
C3 VE -2 xE=0
C3 VE=2 xE
xE= C3 VE/2
Donc :
n(I2) la quantité de matière de I2 de chaque échantillon prélevé.
On a prélevé 10 échantillons
alors, la quantité de matière de I2 formée
à un instant donné dans le mélange est 10 fois n(I2)
n(I2) T : la quantité de matière formée
total de I2 dans
l’erlenmeyer.
nT(I2) =10n(I2) donc : nT(I2)
= 5 C3 VE =5. 0,02. VE= 0,1. VE
En fin on a déterminé l’expression
de la quantité de matière formée de n(I2)T en fonction du volume VE et
la concentration molaire C3 de la solution de thiosulfate de sodium
3.3-Exploitation des résultats
On remplit le tableau :
|
t(min) |
0 |
2 |
6.0 |
10 |
15 |
20 |
25 |
30 |
40 |
50 |
|
VE (mL) |
0 |
5,0 |
10 |
14 |
16 |
17 |
17,8 |
18,4 |
19 |
19,4 |
|
n(I2) (mmol) |
0 |
0,5 |
1,0 |
1,40 |
1,60 |
1,70 |
1,78 |
1,84 |
1,90 |
1,94 |
D’après le tableau d’avancement de la réaction étudiée, la
quantité du diiode formée à un instant t est égale à x : x(t) = n(I2)
On trace la courbe x=f(t)
Déterminons la valeur du temps de demi-réaction t1/2 :
X(t1/2) =xm/2.
LA valeur de l’avancement maximal xm
C1 V1=0,053.
50=2,65mmol.
C2V2=0,20.50=10mmol et C2V2/2=5mmol
donc xm= 2,65mmol (H2O2
est le réactif limitant)
xm/2=1,3 correspond à t1/2=9 min
Calculons la vitesse de réaction à l’instant t=20 min :
v=1/Vs. dx/dt Vs=V1+V2=100ml=0,1L
dx/dt=x2-x1/t2-t1= (1,78-1,60) /(25-15) =0,018 mmol.min-1
v=0,018.10-3/0,1=1,8.10-4 mol.L-1.min-1
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