tp 13 : cinétique - unigetp 13 : cinétique 1. résumé 2.1 préparation préparer les solutions...

Groupe 9 23.9.2009Luca MAILLARD Quentin VEROLET076/2057418 076/[email protected] [email protected]

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TP 13 : Cinétique

1. Résumé

2.1 Préparation

Préparer les solutions suivantes:

solution volume mL compositionthéorique

masse de sel peség Mm g/mol concentration

réel mol/L

A 250 0.1 M(NH4)2S2O8

5.7 228.192 0.100

B 100 0.1 M(NH4)2SO4

1.3436 132.131 0.102

C 100 0.024 M(NH4)2S2O3

0.356 148.197 0.024

0.1 M KI 4.18 165.99 0.101D 250 0.0667M

(NH4)2SO4 2.22 132.131 0.0672

2.2 Expériences préliminaires

i) Nous avons mélangé 5 mL de la solution A et 10 mL de la solution D dans unerlenmeyer.Nous avons observé une coloration jaune qui s’intensifie et vire au brun avec le temps.

La solution est colorée à cause de la formation d’iode élémentaire I2 selon la réaction :

S2O82- + 2 I- → 2 SO4

2- + I2 (1)

ii) Ensuite, nous avons ajouté une solution de thiosulfate d’ammonium (NH4)2S2O3 0.1 Mau mélange et observé la disparition instantanée de la coloration. Cela est dû à laréaction :

I2 + 2 S2O32- → 2 I- + 2 S4O6

2- (2)

Avec laquelle l’iode est transformé en iodure. Ici, tout l’iode est transformé car lasolution de thiosulfate est d’une concentration environ égale à la solution D (iodure depotassium). Dans l’expérience suivante, nous allons utiliser une solution de thiosulfatebeaucoup moins concentrée (solution C : 0.024 M) et le mélange va se colorer, maispas instantanément, car les réactions 1 et 2 ne se font pas à la même vitesse. Laréaction 1 est assez lente, tandis que la réaction 2 est quasiment instantanée. La


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coloration apparaît donc lorsque tout le thiosulfate à réagit et que l’iode élémentairepeut exister en solution.

iii) Pour confirmer cette théorie, nous avons fait les mélanges suivants et mesurer le tempsjusqu’à l’apparition d’une coloration violette :

Tableau 1C D Sol. d'amidon A temps s

Erlenmeyer 1 5 mL 10 mL 5 gouttes 10 mL 540Erlenmeyer 2 7 mL 10 mL 5 gouttes 10 mL 840

Nous voyons que la coloration met plus de temps à se faire dans l’erlenmeyer 2, qui contient 2mL de plus de solution de thiosulfate que dans l’erlenmeyer 1.

Au temps t de l’apparition de la coloration et selon les réactions 1 et 2, la concentration enperoxydisulfate est égale à sa concentration initiale moins la concentration en iode libre autemps t. Nous pouvons écrire cette équation :

[ S2O82]t = [ S2O8

2]0 - [ I2]t (3)

Et nous savons que la concentration en iode libre est égale à la concentration en thiosulfateinitiale :

[ I2]t = [S2O32-]0 / 2 (4)

Finalement nous avons :

[ S2O82]t = [ S2O8

2]0 – ([S2O32-]0 / 2) (5)

Pour le mélange 1, nous trouvons une concentration en peroxydisulfate au temps t de l’ordrede : 0.038 M.

Nous connaisson la formule pour calculer la vitesse d’une réaction :

v = d[produits] / dt (6)

La variation de concentration des produits est égal à la réaction 4 et la variation de temps estégal au temps mesuré depuis le mélange jusqu’à l’apparition d’une coloration. Cela peuts’écrire sous la forme :

v = d[S2O32-]0 / 2t (7)

2.3 Influence de la concentration sur la vitesse de réaction

Dans cette expérience, nous déterminons l’ordre partiel de la réaction entre I- et S2O82-.

Nous avons fait les 7 mélanges suivants et calculé le temps jusqu’à l’apparition d’unecoloration.


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Tableau 2N° solution A L solution B L solution C L solution D L temps s1 0.010 0 0.005 0.010 4452 0.010 0.002 0.005 0.008 5753 0.010 0.004 0.005 0.006 8474 0.010 0.006 0.005 0.004 10355 0.008 0.002 0.005 0.010 5856 0.006 0.004 0.005 0.010 11707 0.004 0.006 0.005 0.010 1238

Température des solutions = 21 °CIl faut ensuite calculer les nouvelles concentrations initiales de I- , de S2O8

2- et de S2O32- pour

les mélanges 1 à 7 :

Tableau 3N° [I-]0 mol/L [S2O8

2-]0 mol/L [S2O32-]0 mol/L

1 0.040 0.040 0.0052 0.032 0.040 0.0053 0.024 0.040 0.0054 0.016 0.040 0.0055 0.040 0.032 0.0056 0.040 0.024 0.0057 0.040 0.016 0.005

Nous pouvons calculer les vitesses des réactions, selon l’équation (7) et les répertorier dansun tableau :

Tableau 4N° vitesse mol/L/s

1 5.4E-062 4.2E-063 2.8E-064 2.3E-065 4.1E-066 2.1E-067 1.9E-06

Nous voyons que les vitesses diminuent progressivement dans les mélanges de 1 à 4 où laconcentration en solution A (S2O8

2-) est constante. Ce phénomène semble lié à la diminutionde la concentration de la solution D (I-). Dans le 5ème mélange, la concentration en iodure estde nouveau élevée et la vitesse de réaction est de nouveau grande (à peu près égal à la vitessedu mélange 2). La vitesse diminue progressivement dans le mélange 6 et 7, avec la diminutionde la concentration en S2O8

2, la concentration en iodure restant constante.

Pour déterminer l’ordre partiel en iodure dans la réaction (1), il faut établir 3 graphiques :

Le 1er, avec la concentration initiale en iodure en fonction du temps.Le 2ème avec le logarithme de la concentration initiale en iodure en fonction du temps.Le 3ème avec l’inverse concentration initiale en iodure en fonction du temps.


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graph 1

R2 = 0.984

00.005

0.010.015

0.020.025

0.030.035

0.040.045

0 200 400 600 800 1000 1200 1400

temps s

conc

entr

atio

n I-

Figure 1 Concentration en I- en fct du temps

Tableau 5concentration de I-

mol/L1 0.0402 0.0323 0.0244 0.016

graph 2

R2 = 0.979

-2

-1.8

-1.6

-1.4

-1.2

-1

200 700 1200 1700

temps s

log

conc

entr

atio

n I-

Figure 2 Log concentration en I- en fct du temps

Tableau 6ln concentration I-

mol/L1 -1.3952 -1.4923 -1.6174 -1.793


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graph 3

R2 = 0.9378

01020304050607080

200 400 600 800 1000 1200 1400temps s

1/[I-

]

Figure 3 Inverse de la concentration en I- en fct du temps

Tableau 71/[I-] mol/L

1 24.8192 31.0243 41.3654 62.048

Nous voyons, selon les coefficients de corrélation des régression linéaires, que la figure 1semble la droite la plus linéaire. L’ordre partiel en iodure serait 0.

Pour déterminer l’ordre partiel en peroxydisulfate dans la réaction (1), il faut égalementétablir 3 graphiques.

R2 = 0.984

0

0.01

0.02

0.03

0.04

0.05

0 200 400 600 800 1000 1200 1400temps s

[S2O

82-] m

ol/L

Figure 4

Tableau 8N° [S2O8

2-]1 0.0405 0.0326 0.0247 0.016


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R2 = 0.979

-2.1-1.9-1.7-1.5-1.3-1.1-0.9-0.7-0.5

200 700 1200 1700temps s

log

[S2O

82-]

Figure 5

Tableau 9N° ln[S2O8

2-]1 -1.3985 -1.4956 -1.6207 -1.796

R2 = 0.9378

01020304050607080

0 500 1000 1500

temps s

1/[S

2O82-

]

Figure 6

Tableau 10N° 1/[S2O8

2-]1 25.0215 31.2766 41.7027 62.553

Nous voyons, selon les coefficients de corrélation des régression linéaires, que la figure 4semble la droite la plus linéaire. L’ordre partiel en peroxydisulfate serait 0.


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2.4 Influence de la force ionique sur la vitesse de réaction

Effectuer les mélanges 8 à 11 selon le tableau suivant (tableau 11) et calculer les vitessesinitiales des réactions (tableau 12) :

Température = 21°C

Tableau 11N° solution A mL solution B mL eau mL solution C mL solution D mL8 10 0 10 5 109 10 1 9 5 1010 10 5 5 5 1011 10 10 0 5 10

Tableau 12N° [S2O3

2-]0 mol/L temps s vitesse mol/L/s8 0.0034 800 2.1E-069 0.0034 840 2.0E-0610 0.0034 710 2.4E-0611 0.0034 648 2.6E-06

Nous voyons que la vitesse de réaction augmente avec la concentration en SO42-.

Cette augmentation de vitesse s’explique par l’effet de la force ionique induit par la solutionB (SO4

2-).

2.5 A la recherche d’un catalyseur

Méthodologie

Le but de cette expérience est de comprendre le fonctionnement d’un catalyseur ainsi que sespropriété.

Mélanger dans un 1er erlenmeyer 4 ml de solution D avec 2 ml de solution C ainsi que 3gouttes d’amidon. Puis au dernier moment ajouter 4 ml de solution A et mesurer le temps.Refaire la même expérience mais cette fois si ajouter un sel avant l’ajout de la solution A


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Résultat

n° sels temps s caliter catliseur- 502

1 MgSO4 490 mauvais2 KCr(SO4)2 472 mauvais3 MnSO4 462 mauvais4 FeSO4 24 mauvais *5 FeCL3 19 bon6 CoSO4 465 mauvais7 NiSO4 440 mauvais8 CuSO4 1 bon9 ZnSO4 490 mauvais

10 Pb(NO)3 253 mauvais **

* mauvais car il s’oxyde en Fe2+

**mauvais car précipite avec I-

Discussion

Un catalyseur est une espèce qui intervient dans la réaction pour abaisser l’énergied’activation. Mais il doit intervenir d’une façon non stoechiométrique dans la réaction et doitêtre présent sous sa forme initiale à la fin de la réaction.

Quant nous regardons le tableau de résultat nous pouvons voir que quatre sels (4 ;5 ;9 ;10)abaisse réellement le temps de réaction. Cependant le Pb(NO)3 précipite avec le I- et doncn’est pas présent sous sa forme initial a la fini de la réaction. Il n’est donc pas un catalyseur.on peut dire le même chose de Fe2+ qui s’oxyde en Fe3+ et donc n’ est pas un catalyseur.

2.6 Détermination d’une énergie d’activation.

Méthodologies

Le but de cette expérience set de déterminer l’énergie d’activation en passent par l’absorbancequi est relié à la constante de vitesse qui est indispensable pour déterminer Ea

Remplir 4 ballons jaugés de 50 ml avec 45 ml d’une solution HCl 2 M. les placer a différentetempérature et introduire 0.3 ml d’orthophénanthroline. Prélever un échantillon et mesurel’absorption tout 510 nm avec un colorimétrie. L’intervalle des mesures dépendent de latempérature voir tableau.

Température °CIntérvalle de

mesure minutes

Durée totale minutes

Ambiante (25°C) 15 12030 10 9035 5 6040 3 30


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Résultat

Nous pouvons reporter nos résultats dans un tableau et faire un graphique de ln del’absorbance en fonction de la température.

21°C

temps s absorbance à 510 mn

ln absorbance à 510 mn

0 0.875 -0.134900 0.805 -0.217

1800 0.769 -0.2632700 0.743 -0.2973600 0.724 -0.3234500 0.705 -0.3505400 0.704 -0.3516300 0.684 -0.3807200 0.683 -0.381

température 21°C

y = -3E-05x - 0.1855

-0.450

-0.400

-0.350

-0.300

-0.250

-0.200

-0.150

-0.100

-0.050

0.0000 2000 4000 6000 8000

temps min

ln a

bsor

banc

e


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30°C

temps min absorbance à 510 mn


0 0.764 -0.269600 0.771 -0.260

1200 0.758 -0.2771800 0.666 -0.4062400 0.609 -0.4963000 0.534 -0.6273600 0.5 -0.6934200 0.464 -0.7684800 0.417 -0.8755400 0.4 -0.916

température 30°C

y = -0.0001x - 0.1887

-1.000

-0.900

-0.800

-0.700

-0.600

-0.500

-0.400

-0.300

-0.200

-0.100

0.0000 1000 2000 3000 4000 5000 6000

temps min

ln a

bsor

banc

e

35°C



0 0.752 -0.285300 0.714 -0.337600 0.65 -0.431900 0.64 -0.446

1200 0.579 -0.5461500 0.526 -0.6421800 0.488 -0.7172100 0.464 -0.7682400 0.429 -0.8462700 0.407 -0.8993000 0.371 -0.9923300 0.347 -1.0583600 0.353 -1.041


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température 35°C

y = -0.0002x - 0.2819

-1.200

-1.000

-0.800

-0.600

-0.400

-0.200

0.0000 1000 2000 3000 4000

temps min

ln a

bsor

banc

e

40°C



0 0.832 -0.184180 0.752 -0.285360 0.676 -0.392540 0.609 -0.496720 0.545 -0.607900 0.507 -0.679

1080 0.443 -0.8141260 0.394 -0.9311440 0.362 -1.0161620 0.318 -1.1461800 0.284 -1.259


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température 40°C

y = -0.0006x - 0.1749

-1.400

-1.200

-1.000

-0.800

-0.600

-0.400

-0.200

0.0000 500 1000 1500 2000

temps min

ln a

bsor

banc

e

Grâce a ses graphiques nous pouvons déterminer k qui est égale a moins la pente de nosgraphique a chaque température.

T °C k21 0.0000330 0.000135 0.000240 0.0006

Grâce a la relation qui lie k et l’énergie d’activation : ln k =ln AArrh –Ea/RT. Il set facile deretrouver l’énergie d’activation qui est égale a la pente du graphique de ln k en fonction de1/T

ln k 1/T-10.41 0.00340

-9.21 0.00330-8.52 0.00325-7.42 0.00319


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y = -14093x + 37.416

-12.00

-10.00

-8.00

-6.00

-4.00

-2.00

0.000.00315 0.00320 0.00325 0.00330 0.00335 0.00340 0.00345

1/T

ln k

Pente = (-Ea/R) _ Ea = -pente * R Ea = 117.17 kJ/mol

Discussion.

L’orthophénanthroline fortement rouge ses décompose en milieu acide selon une loi devitesse de 1er ordre. Grâce à l’absorbance on peut déterminer la vitesse de décomposition :

ln A = ln[C0] + ln _ – k*t

On remarque que la vitesse augmente avec la température.

Puis avec l’équation d’Arrhenius sous sa forme logarithmique : ln k =ln AArrh –Ea/RTIl est facile de déterminer la l’énergie d’activation avec la pente d’un graphique sachant que lnAAeeh est une constante.L’énergie d’activation nous arpent l’influence de la température sur la réaction. Plus l’Ea estélevé plus l’élévation de la température aidera la réaction. Et plus Ea est élever plus laréaction sera lente.

4. Conclusion

Nous avons put déterminer un bon catalyseur et les deux critères au quels il doit répondre.

Finalement nous avons peut déterminer l’énergie d’activation et vérifier l’équationd’Arrhenius.

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