T.P. 3 : Suivi d’une transformation chimique par spectrophotométrie
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Espèce chimique étudiée |
Eau oxygénée |
Solution de diiode |
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Formule |
H2O2 |
I2 |
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Couples rédox |
H2O2 / H2O O2 / H2O2 |
I2 / I- |
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Concentration |
[H2O2]
= 1,0.10-1mol.L-1 |
[I-] = 1,0.10-1
mol.L-1 [I2] = 2,0.10-2
mol.L-1 |
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Caractéristiques |
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Les solutions de diiode sont
brunes ; les ions iodure sont incolores |
1)
Protocole expérimental
Fioles jaugées de
50 mL, on introduit des volumes différents de
solutions aqueuses de diiode, d’iodure de potassium
et d’acide sulfurique (1,0 mol.L-1) afin
de réaliser les solutions étalons dans les conditions de l’étude
cinétique de la formation du diiode.
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Solution 1 |
Solution 2 |
Solution 3 |
Solution 4 |
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Volume de I2
(mL) |
5,0 |
10,0 |
15,0 |
20,0 |
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Volume de KI (mL) |
15,0 |
15,0 |
15,0 |
15,0 |
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Volume de H2SO4
(mL) |
15,0 |
15,0 |
15,0 |
15,0 |
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n (I2) (mol) |
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Compléter au trait
de jauge avec de l’eau distillée.
Remplir la cuve
avec le mélange suivant : 10 mL de H2SO4
+ 10 mL d’eau distillée + 10 mL
de KI.
Sélectionner la
radiation de longueur d’onde l = 490 nm.
Régler alors le zéro d’absorbance.
Mesurer l’absorbance
de chaque solution étalon pour cette longueur d’onde, en commençant par la
moins concentrée.
1)
Résultats
Remplir le
tableau suivant puis tracer le graphe A = f([I2]).
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Solution 1 |
Solution 2 |
Solution 3 |
Solution 4 |
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[I2] (mol.L-1) |
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A |
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La loi de Beer-Lambert est-elle vérifiée dans le domaine des
concentrations utilisées ?
Sachant que la
cuve a une épaisseur de 1 cm, en déduire le coefficient d’absorption molaire e(l) du diiode en solution aqueuse.
1)
Protocole expérimental
Régler le zéro
du spectrophotomètre avec le même mélange que celui utilisé pour la courbe
d’étalonnage.
Dans un bécher,
introduire 10 mL de solution d’acide sulfurique
et 18 mL de
solution d’iodure de potassium. Ajouter 2 mL d’eau
oxygénée, agiter le mélange et déclencher le chronomètre.
Remplir la cuve
du spectrophotomètre avec le mélange réactionnel et la placer dedans. Les
mesures d’absorbance seront réalisées pour une la même longueur d’onde.
Relever les
valeurs d’absorbance toutes les minutes pendant environ 25 minutes, à
température ambiante.
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t(min) |
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
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A |
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[I2]
(mol.L-1) |
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t(min) |
11 |
12 |
13 |
14 |
15 |
16 |
17 |
18 |
19 |
20 |
25 |
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A |
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[I2] (mol.L-1) |
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2)
Exploitation des résultats
1) En utilisant la courbe d’étalonnage,
calculer les valeurs des concentrations en diiode
correspondantes aux valeurs d’absorbance relevées.
2) Tracer la courbe [I2] = f(t).
Commenter son aspect.
3) Ecrire l’équation de la réaction
correspondante. Etablir le tableau d’avancement de cette transformation.
4) Calculer la valeur théorique de la
concentration en diiode à l’état final et comparer à
la valeur expérimentale à 25 minutes. A cet instant peut-on considérer la
réaction terminée ?
5) Exprimer l’avancement x à un instant t en
fonction de la concentration en diiode et du volume V
du mélange réactionnel. En déduire l’expression de la vitesse v volumique de
cette réaction en fonction de d[I2] / dt.
6) Déterminer alors la vitesse volumique de l
a réaction à t = 0 et à t =
10 min.
7) Rappeler la définition du temps de
demi-réaction et donner sa valeur.