Suivi temporel d'une transformation chimique

Les ions iodure et le peroxyde d'hydrogène peuvent réagir entre eux en milieu acide pour former notamment du diiode qui va colorer le milieu réactionnel. L'équation de la réaction mise en jeu est : \(\text {H}_2\text {O}_2\text{(aq)}+2\text {I}^-\text{(aq)}+2\text {H}^+\text{(aq)}\longrightarrow \text {I}_2\text{(aq)}+2\text {H}_2\text {O(}\ell)\).

Objectifs

• On se propose de découvrir à travers cette manipulation comment réaliser expérimentalement un suivi temporel d'une transformation chimique.
  
• On découvrira également comment exploiter les résultats d'un suivi temporel avec le logiciel Regressi.

Conseils pour les ECE

• Entraînez-vous sur chaque partie, même si la transformation chimique et la méthode physique de suivi cinétique peuvent changer ; l'esprit est souvent le même, et les tâches à effectuer proches de ce qui est proposé ici.
  
• Attention, si l'appareil de mesure de la grandeur physique n'est pas relié à un ordinateur pour automatiser le suivi cinétique, vous aurez besoin d'un chronomètre et de quoi noter les valeurs à intervalle de temps régulier tout au long de la transformation.
  

Matériel mis à votre disposition

• Un bécher de `150\ "mL"`
  
• Un barreau aimanté et un agitateur magnétique
• Un thermomètre
• Une pipette jaugée de `5,0\ "mL"` et une poire à pipetter
• Une burette graduée de `10\ "mL"`
• Une pipette pasteur plastique
• Deux cuves plastiques pour le spectrophomètre UV-visible
• Un spectrophotomètre UV-visible
• Un compte-gouttes contenant une solution concentrée d'acide sulfurique
• Une pissette d'eau distillée
• Une solution d'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène) à \(5,0\times10^{-2} \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\)
  
• Une solution de iodure de potassium à \(1,0\times10^{-2} \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\)
  

Partie 1 - Mettre en œuvre une méthode physique pour suivre l'évolution d'une concentration

Le diiode est la seule espèce chimique colorée. Comme c'est un produit de la réaction, le milieu réactionnel se colore petit à petit en une teinte brune (bécher de gauche sur la photo).

On peut donc réaliser le suivi temporel de cette transformation par mesure de l'absorbance `A(t)` du milieu au cours du temps.

On se propose d'appliquer le protocole suivant.

• Faire le blanc avec une cuve remplie d'eau distillée et paramétrer le mode suivi cinétique du spectrophotomètre pour une longueur d'onde de travail de `430\ "nm"`.
  
• Dans un bécher, introduire à la pipette jaugée `5,0\ "mL"` de la solution d’iodure de potassium et quelques gouttes d’acide sulfurique concentré. 
  
• Puis, sous agitation, lancer le suivi cinétique sur le spectrophotomètre tout en introduisant avec une éprouvette graduée `10\ "mL"` de la solution d’eau oxygénée.
  
• Enfin, prélever rapidement à la pipette Pasteur du milieu réactionnel pour remplir une cuve que vous placez rapidement dans le spectrophotomètre. Plus vite vous ferez ces étapes, plus belles seront les courbes.

On admet que la concentration finale en diiode vaut \([\text{I}_2]_\text {f} =1,7\times10^{-3} \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\) et on prendra une concentration initiale en ion iodure \([\text{I}^-]_\text {i} =3,4\times10^{-3} \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\) et en peroxyde d'hydrogène \([\text {H}_2\text {O}_2]_\text {i} =3,3\times10^{-2} \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}\).

1. Réaliser le protocole ci-dessus.

Résultats bruts de la question 1 dans un fichier Regressi

La température du milieu réactionnel mesurée est de `21,3\ "°C"`.

2. Repérer la valeur de l'absorbance finale du milieu notée \(A_\text {f}\).

Un tableau d'avancement et l'utilisation de la loi de Beer-Lambert permettent d'obtenir les relations suivantes :

• \([\text{I}_2](t)=[\text{I}_2]_\text {f}\times \frac{A(t)}{A_\text {f}}\);
• \([\text{I}^-](t)=[\text{I}^-]_\text {i}-2[\text{I}_2](t)\) ; 
• \([\text {H}_2\text {O}_2](t)=[\text {H}_2\text {O}_2]_\text {i}-[\text{I}_2](t)\).
  

3. Sur le fichier Regressi précédent, calculer les différentes concentrations au cours du temps que vous pourrez noter respectivement CI2, CImoins et CH2O2.

4. Commenter les différentes évolutions temporelles des concentrations obtenues.

Partie 2 - Déterminer la vitesse volumique de formation d'un produit et de disparition d'un réactif

Les définitions des vitesses volumiques permettent de dire que :

• \(v_{\text {f},\text{I}_2}(t)=\frac{\text d[\text{I}_2](t)}{\text dt}\) ;
• \(v_{\text {f},\text{I}^-}(t)=-\frac{\text d[\text{I}^-](t)}{\text dt}\) ;
• \(v_{\text {d},\text {H}_2\text {O}_2}(t)=-\frac{\text d[\text {H}_2\text {O}_2](t)}{\text dt}\).

5. Sur le fichier Regressi précédent, calculer les différents nombres dérivés des concentrations en quantités de matière au cours du temps. Vous pourrez les noter respectivement dI2Dt, dImoinsdt et dH2O2dt.

6. Sur le fichier Regressi, calculer les différentes vitesses volumiques au cours du temps. Vous pourrez les noter respectivement VFI2, VDImoins et VDH2O2.

7. Commenter les différentes évolutions temporelles des vitesses volumiques obtenues.

Partie 3 - Mesurer un temps de demi-réaction

8. Mesurer le temps de demi-réaction de cette transformation sur une courbe de votre choix.

Partie 4 - Tester une loi de vitesse d'ordre 1

Supposons que la concentration en diiode suit une loi de vitesse d'ordre 1 par rapport aux ions iodures. On a alors : \(v_{\text {f},\text{I}_2}\text {(t)}=k\times[\text{I}^-]\) avec \(k\) la constante de vitesse.

9. Montrer à l'aide du fichier Regressi précédent si l'on vérifie ou non cette hypothèse.