2007

Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
TP 13 : Cinétique
1. Résumé
2.1 Préparation
Préparer les solutions suivantes:
solution
volume mL
composition
théorique
masse de sel pesé
g
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
165.99
0.101
250
0.1 M KI
0.0667M
(NH4)2SO4
4.18
D
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 un
erlenmeyer.
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 SO42- + I2
ii)
(1)
Ensuite, nous avons ajouté une solution de thiosulfate d’ammonium (NH4)2S2O3 0.1 M
au mélange et observé la disparition instantanée de la coloration. Cela est dû à la
réaction :
I2 + 2 S2O32- → 2 I- + 2 S4O62-
(2)
Avec laquelle l’iode est transformé en iodure. Ici, tout l’iode est transformé car la
solution de thiosulfate est d’une concentration environ égale à la solution D (iodure de
potassium). Dans l’expérience suivante, nous allons utiliser une solution de thiosulfate
beaucoup moins concentrée (solution C : 0.024 M) et le mélange va se colorer, mais
pas instantanément, car les réactions 1 et 2 ne se font pas à la même vitesse. La
réaction 1 est assez lente, tandis que la réaction 2 est quasiment instantanée. La
-1-
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
coloration apparaît donc lorsque tout le thiosulfate à réagit et que l’iode élémentaire
peut exister en solution.
iii)
Pour confirmer cette théorie, nous avons fait les mélanges suivants et mesurer le temps
jusqu’à l’apparition d’une coloration violette :
Tableau 1
Erlenmeyer 1
Erlenmeyer 2
C
D
Sol. d'amidon
A
temps s
5 mL
7 mL
10 mL
10 mL
5 gouttes
5 gouttes
10 mL
10 mL
540
840
Nous voyons que la coloration met plus de temps à se faire dans l’erlenmeyer 2, qui contient 2
mL 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 en
peroxydisulfate est égale à sa concentration initiale moins la concentration en iode libre au
temps t. Nous pouvons écrire cette équation :
[ S2O82]t = [ S2O82]0 - [ I2]t
(3)
Et nous savons que la concentration en iode libre est égale à la concentration en thiosulfate
initiale :
[ I2]t = [S2O32-]0 / 2
(4)
Finalement nous avons :
[ S2O82]t = [ S2O82]0 – ([S2O32-]0 / 2)
(5)
Pour le mélange 1, nous trouvons une concentration en peroxydisulfate au temps t de l’ordre
de : 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 est
égal au temps mesuré depuis le mélange jusqu’à l’apparition d’une coloration. Cela peut
s’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’une
coloration.
-2-
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
Tableau 2
N°
1
2
3
4
5
6
7
solution A L
0.010
0.010
0.010
0.010
0.008
0.006
0.004
solution B L
0
0.002
0.004
0.006
0.002
0.004
0.006
solution C L
0.005
0.005
0.005
0.005
0.005
0.005
0.005
solution D L
0.010
0.008
0.006
0.004
0.010
0.010
0.010
temps s
445
575
847
1035
585
1170
1238
Température des solutions = 21 °C
Il faut ensuite calculer les nouvelles concentrations initiales de I- , de S2O82- et de S2O32- pour
les mélanges 1 à 7 :
Tableau 3
N°
1
2
3
4
5
6
7
[I-]0 mol/L
0.040
0.032
0.024
0.016
0.040
0.040
0.040
[S2O82-]0 mol/L [S2O32-]0 mol/L
0.040
0.005
0.040
0.005
0.040
0.005
0.040
0.005
0.032
0.005
0.024
0.005
0.016
0.005
Nous pouvons calculer les vitesses des réactions, selon l’équation (7) et les répertorier dans
un tableau :
Tableau 4
N°
vitesse mol/L/s
1
2
3
4
5
6
7
5.4E-06
4.2E-06
2.8E-06
2.3E-06
4.1E-06
2.1E-06
1.9E-06
Nous voyons que les vitesses diminuent progressivement dans les mélanges de 1 à 4 où la
concentration en solution A (S2O82-) est constante. Ce phénomène semble lié à la diminution
de la concentration de la solution D (I-). Dans le 5ème mélange, la concentration en iodure est
de nouveau élevée et la vitesse de réaction est de nouveau grande (à peu près égal à la vitesse
du mélange 2). La vitesse diminue progressivement dans le mélange 6 et 7, avec la diminution
de la concentration en S2O82, 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.
-3-
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
concentration I-
graph 1
0.045
0.04
0.035
0.03
0.025
0.02
0.015
0.01
0.005
0
R2 = 0.984
0
200
400
600
800
1000
1200
1400
temps s
Figure 1 Concentration en I- en fct du temps
Tableau 5
concentration de Imol/L
0.040
0.032
0.024
0.016
1
2
3
4
graph 2
log
concentration I-
-1
-1.2
R2 = 0.979
-1.4
-1.6
-1.8
-2
200
700
1200
1700
temps s
Figure 2 Log concentration en I- en fct du temps
Tableau 6
1
2
3
4
ln concentration Imol/L
-1.395
-1.492
-1.617
-1.793
-4-
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
graph 3
80
70
R2 = 0.9378
60
1/[I-]
50
40
30
20
10
0
200
400
600
800
temps s
1000
1200
1400
Figure 3 Inverse de la concentration en I- en fct du temps
Tableau 7
1/[I-] mol/L
24.819
31.024
41.365
62.048
1
2
3
4
Nous voyons, selon les coefficients de corrélation des régression linéaires, que la figure 1
semble 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 également
établir 3 graphiques.
[S2O82-] mol/L
0.05
0.04
R2 = 0.984
0.03
0.02
0.01
0
0
200
400
600
800 1000 1200 1400
temps s
Figure 4
Tableau 8
N°
1
5
6
7
[S2O82-]
0.040
0.032
0.024
0.016
-5-
log [S2O82-]
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
-0.5
-0.7
-0.9
-1.1
-1.3
-1.5
-1.7
-1.9
-2.1
200
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
R2 = 0.979
700
1200
1700
temps s
Figure 5
Tableau 9
N°
ln[S2O82-]
-1.398
-1.495
-1.620
-1.796
1/[S2O82-]
1
5
6
7
80
70
60
50
40
30
20
10
0
R2 = 0.9378
0
500
1000
1500
temps s
Figure 6
Tableau 10
N°
1/[S2O82-]
1
5
6
7
25.021
31.276
41.702
62.553
Nous voyons, selon les coefficients de corrélation des régression linéaires, que la figure 4
semble la droite la plus linéaire. L’ordre partiel en peroxydisulfate serait 0.
-6-
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
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 vitesses
initiales des réactions (tableau 12) :
Température = 21°C
Tableau 11
N°
8
9
10
11
solution A mL solution B mL
10
0
10
1
10
5
10
10
Tableau 12
N°
8
9
10
11
2-
[S2O3 ]0 mol/L
0.0034
0.0034
0.0034
0.0034
temps s
800
840
710
648
eau mL
10
9
5
0
solution C mL solution D mL
5
10
5
10
5
10
5
10
vitesse mol/L/s
2.1E-06
2.0E-06
2.4E-06
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 solution
B (SO42-).
2.5 A la recherche d’un catalyseur
Méthodologie
Le but de cette expérience est de comprendre le fonctionnement d’un catalyseur ainsi que ses
propriété.
Mélanger dans un 1er erlenmeyer 4 ml de solution D avec 2 ml de solution C ainsi que 3
gouttes 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
-7-
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
Résultat
n°
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
sels
MgSO4
KCr(SO4)2
MnSO4
FeSO4
FeCL3
CoSO4
NiSO4
CuSO4
ZnSO4
Pb(NO)3
temps s
502
490
472
462
24
19
465
440
1
490
253
caliter catliseur
mauvais
mauvais
mauvais
mauvais *
bon
mauvais
mauvais
bon
mauvais
mauvais **
* mauvais car il s’oxyde en Fe2+
**mauvais car précipite avec IDiscussion
Un catalyseur est une espèce qui intervient dans la réaction pour abaisser l’énergie
d’activation. Mais il doit intervenir d’une façon non stoechiométrique dans la réaction et doit
être 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 donc
n’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’absorbance
qui 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 différente
température et introduire 0.3 ml d’orthophénanthroline. Prélever un échantillon et mesure
l’absorption tout 510 nm avec un colorimétrie. L’intervalle des mesures dépendent de la
température voir tableau.
Température °C
Ambiante (25°C)
30
35
40
Intérvalle de
mesure
minutes
15
10
5
3
-8-
Durée totale
minutes
120
90
60
30
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
Résultat
Nous pouvons reporter nos résultats dans un tableau et faire un graphique de ln de
l’absorbance en fonction de la température.
21°C
absorbance
à 510 mn
temps s
0
900
1800
2700
3600
4500
5400
6300
7200
0.875
0.805
0.769
0.743
0.724
0.705
0.704
0.684
0.683
ln
absorbance
à 510 mn
-0.134
-0.217
-0.263
-0.297
-0.323
-0.350
-0.351
-0.380
-0.381
température 21°C
0.000
-0.050 0
2000
4000
6000
ln absorbance
-0.100
-0.150
-0.200
y = -3E-05x - 0.1855
-0.250
-0.300
-0.350
-0.400
-0.450
temps min
-9-
8000
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
30°C
temps min
absorbance
à 510 mn
0
600
1200
1800
2400
3000
3600
4200
4800
5400
0.764
0.771
0.758
0.666
0.609
0.534
0.5
0.464
0.417
0.4
ln
absorbance
à 510 mn
-0.269
-0.260
-0.277
-0.406
-0.496
-0.627
-0.693
-0.768
-0.875
-0.916
température 30°C
0.000
-0.100 0
1000
2000
3000
4000
5000
ln absorbance
-0.200
-0.300
y = -0.0001x - 0.1887
-0.400
-0.500
-0.600
-0.700
-0.800
-0.900
-1.000
temps min
35°C
temps min
0
300
600
900
1200
1500
1800
2100
2400
2700
3000
3300
3600
absorbance
à 510 mn
0.752
0.714
0.65
0.64
0.579
0.526
0.488
0.464
0.429
0.407
0.371
0.347
0.353
- 10 -
ln
absorbance
à 510 mn
-0.285
-0.337
-0.431
-0.446
-0.546
-0.642
-0.717
-0.768
-0.846
-0.899
-0.992
-1.058
-1.041
6000
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
température 35°C
0.000
0
1000
2000
3000
-0.200
ln absorbance
y = -0.0002x - 0.2819
-0.400
-0.600
-0.800
-1.000
-1.200
temps min
40°C
temps min
0
180
360
540
720
900
1080
1260
1440
1620
1800
absorbance
à 510 mn
0.832
0.752
0.676
0.609
0.545
0.507
0.443
0.394
0.362
0.318
0.284
- 11 -
ln
absorbance
à 510 mn
-0.184
-0.285
-0.392
-0.496
-0.607
-0.679
-0.814
-0.931
-1.016
-1.146
-1.259
4000
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
température 40°C
0.000
0
500
1000
1500
2000
-0.200
ln absorbance
-0.400
-0.600
-0.800
-1.000
-1.200
y = -0.0006x - 0.1749
-1.400
temps min
Grâce a ses graphiques nous pouvons déterminer k qui est égale a moins la pente de nos
graphique a chaque température.
T °C
21
30
35
40
k
0.00003
0.0001
0.0002
0.0006
Grâce a la relation qui lie k et l’énergie d’activation : ln k =ln AArrh –Ea/RT. Il set facile de
retrouver l’énergie d’activation qui est égale a la pente du graphique de ln k en fonction de
1/T
ln k
1/T
-10.41
-9.21
-8.52
-7.42
0.00340
0.00330
0.00325
0.00319
- 12 -
Groupe 9
Luca MAILLARD
076/2057418
[email protected]
23.9.2009
Quentin VEROLET
076/4821446
[email protected]
0.00
0.00315 0.00320 0.00325 0.00330
0.00335 0.00340 0.00345
-2.00
-4.00
ln k
y = -14093x + 37.416
-6.00
-8.00
-10.00
-12.00
1/T
Pente = (-Ea/R) _ Ea = -pente * R Ea = 117.17 kJ/mol
Discussion.
L’orthophénanthroline fortement rouge ses décompose en milieu acide selon une loi de
vitesse 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/RT
Il est facile de déterminer la l’énergie d’activation avec la pente d’un graphique sachant que ln
AAeeh est une constante.
L’énergie d’activation nous arpent l’influence de la température sur la réaction. Plus l’Ea est
élevé plus l’élévation de la température aidera la réaction. Et plus Ea est élever plus la
réaction 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’équation
d’Arrhenius.
- 13 -