Mise en évidence des facteurs influençant la cinétique d’une réaction chimique (TP de Noël)

1ère partie: Protocole

I. Réaction étudiée:

C'est la réaction d'oxydoréduction entre les couples: H₂O₂/H₂O et I₂/I^- .

Ecrire l’équation bilan de la réaction.

II. Influence de la température sur la vitesse de réaction :

1°) Manipulation :

Préparer un bain marie dans un grand bécher et de la glace fondante dans un autre.

Verser dans 3 tubes à essais 2 mL d'eau oxygénée à 0,1 mol.L^-1 et 1 mL d'acide sulfurique à 0,5 mol.L^-1.

Placer l'un des tubes dans la glace fondante (à 0°C),

le deuxième dans un portoir à température ambiante (23°C)

et le troisième le bain marie (à 70°C).

Dans 3 autres tubes, préparer 2 mL de solution d'iodure de potassium à 0,2 mol.L^-1.

A l'instant t₀ = 0 verser simultanément les échantillons d'iodure de potassium dans chacun des tubes contenant H₂O₂ et H₂SO₄, homogénéiser rapidement.

Observer parallèlement les 3 tubes au bout de t = 1,5 min. Noter les observations.

2°) Comparaison des systèmes :

	V(H2O2) en mL	V(KI) en mL	V(H2SO4) en mL	Vtotal en mL	[I^-]0 en mol.L^-1	[H2O2]0 en mol.L^-1	[I2]¥ en mol.L^-1
tube 1 (froid)
tube 2 (qamb)
tube 3 (chaud)

On note [I₂]¥, la concentration en I₂ à la fin de la réaction, c’est à dire au bout d’un temps infini (en pratique 15 min)

Qu'observe-t-on au bout de 15 minutes ?

3°) Conclusions :

Conclure sur l'influence de la température sur la vitesse de la réaction.

II. Influence de la concentration initiale des réactifs sur la vitesse de réaction :

1°) concentration de I- :

Préparer 3 tubes de composition suivante (comme précédemment, préparer d’abord H₂O₂ et H₂SO₄ dans un tube, puis KI à part dans un autre et mélanger à t = 0) :

volumes en mL ®	V(H2O2)	V(KI)	V(H2SO4)	V(eau distillée)	Vtotal
tube 1	5	5	2	8	20
tube 2	5	9	2	4	20
tube 3	5	13	2	0	20

Observer parallèlement les 3 tubes au bout de t = 1,5 min. Noter les observations. Compléter le tableau suivant :

	V(H2O2)	V(KI)	V(H2SO4)	V(eau distillée)	Vtotal	[I^-]0 en mol.L^-1	[H2O2]0 en mol.L^-1	Réactif limitant	[I2]¥ en mol.L^-1
tube 1
tube 2
tube 3

Pourquoi a-t-on imposé le même volume d’eau oxygénée à tous les échantillons ?

Pourquoi est-il important d'avoir pour les trois tubes la même [I₂]¥.

2°) concentration de H₂O₂ :

mêmes expériences avec les mélanges suivants et même travail.

volumes en mL ®	V(H2O2)	V(KI)	V(H2SO4)	V(eau distillée)	Vtotal
tube 1	5	5	2	8	20
tube 2	9	5	2	4	20
tube 3	13	5	2	0	20

	V(H2O2)	V(KI)	V(H2SO4)	V(eau distillée)	Vtotal	[I^-]0 en mol.L^-1	[H2O2]0 en mol.L^-1	Réactif limitant	[I2]¥ en mol.L^-1
tube 1
tube 2
tube 3

3°) Conclusions :

Conclure sur l'influence de la concentration initiale des réactifs sur la vitesse de la réaction.

2ème partie: Compte-rendu

I. Mise en évidence expérimentale de l'influence de la température sur la vitesse de réaction:

1°) Expérience:

tube n°1	tube n°2	tube n°3
glace fondante			Les trois tubes contiennent initialement: 2 mL d'eau oxygénée à 0,1 mol.L^-1 1 mL d'acide sulfurique à 0,5 mol.L^-1. 2 mL de solution d'iodure de potassium à 0,2 mol.L^-1.

V(H2O2) en mL	V(KI) en mL	V(H2SO4) en mL	Vtotal en mL	[I^-]0 en mol.L^-1	[H2O2]0 en mol.L^-1	[I2]¥ en mol.L^-1
2	2	1	5	0,08	0,04	0,04

2°) Observation à t = 1,5 min:

La solution contenue dans le tube n°3 est plus colorée que celle du tube n°2 qui est elle même plus colorée que celle du tube n°1. La couleur du mélange dépend de la concentration en I₂. Donc [I₂]_{tube n°3} > [I₂]_{tube n°2} > [I₂]_{tube n°1}. La réaction est d'autant plus rapide que la température est plus grande.

3°) Observation à t¥ = 15 min:

Les trois solutions ont la même couleur. La concentration en I₂ vaut [I₂]¥.

Conclusion : Plus la température est grande et plus l’état final est atteint rapidement.

II. Mise en évidence expérimentale de l'influence de la concentration des réactifs sur la vitesse de réaction:

1°) concentration de I- :

1°) Composition des tubes:

	V(H2O2)	V(KI)	V(H2SO4)	V(eau distillée)	Vtotal	[I^-]0 en mol.L^-1	[I^-]0:2 en mol.L^-1	[H2O2]0 en mol.L^-1	réactif limitant	[I2]¥ = [H2O2]0 en mol.L^-1
tube 1	5	5	2	8	20	0,05	0,025	0,025	H2O2	0,025
tube 2	5	9	2	4	20	0,09	0,045	0,025	H2O2	0,025
tube 3	5	13	2	0	20	0,13	0,065	0,025	H2O2	0,025

2°) Observation à t = 1,5 min:

La solution contenue dans le tube n°3 est plus colorée que celle du tube n°2 qui est elle même plus colorée que celle du tube n°1. La couleur du mélange dépend de la concentration en I₂. Donc [I₂]_{tube n°3} > [I₂]_{tube n°2} > [I₂]_{tube n°1}. Il est important d'avoir le même état final pour être sûr que la différence de teinte des solutions est exclusivement liée à la vitesse de réaction et non à une différence de composition finale.

Conclusion: La réaction est d'autant plus rapide que la concentration initiale en I^- est plus grande.

3°) Observation à t¥ = 15 min:

Les trois solutions ont la même couleur. La concentration en I₂ vaut [I₂]¥.

2°) concentration de H₂O₂ :

1°) Composition des tubes:

	V(H2O2)	V(KI)	V(H2SO4)	V(eau distillée)	Vtotal	[I^-]0 en mol.L^-1	[I^-]0/2 en mol.L^-1	[H2O2]0 en mol.L^-1	réactif limitant	[I2]¥ = [I^-]0/2 en mol.L^-1
tube 1	5	5	2	8	20	0,05	0,025	0,025	I^-	0,025
tube 2	9	5	2	4	20	0,05	0,025	0,045	I^-	0,025
tube 3	13	5	2	0	20	0,05	0,025	0,065	I^-	0,025

2°) Observation à t = 1,5 min:

La solution contenue dans le tube n°3 est plus colorée que celle du tube n°2 qui est elle même plus colorée que celle du tube n°1. La couleur du mélange dépend de la concentration en I₂. Donc [I₂]_{tube n°3} > [I₂]_{tube n°2} > [I₂]_{tube n°1}. Il est important d'avoir le même état final pour être sûr que la différence de teinte des solutions est exclusivement liée à la vitesse de réaction et non à une différence de composition finale. La réaction est d'autant plus rapide que la concentration initiale en H₂O₂ est plus grande.

3°) Observation à t¥ = 15 min:

Les trois solutions ont la même couleur. La concentration en I₂ vaut [I₂]¥.

Conclusion : La réaction est d'autant plus rapide que la concentration initiale des réactifs est plus grande.