Question basique : calcul d'une concentration ?

[invited148c062]

Salut,
quelqu'un aurait-il la réponse ...

j'ai des doutes sur le calcul d'une concentration initiale.

C'est un exo de cinétique : on a une réaction d'oxydo-réduction
H2O2 (aq) + 2HI (aq) = 2H2O (l) + I2 (aq)
désolée je n'ai pas pu mettre les "2" en indices...

pour cela on réalise 2 expériences :
A-
mélange dans l'ordre : 10ml de KI à 0,5mol/L
40ml H2O
50ml H2SO4 à 1mol/L
10ml H2O2, 10-4 mol/L (puissance "-4")
B-
mélange dans l'ordre : 20ml KI, 0,5mol/L
30ml H2O
50ml H2SO4, 1mol/L
10ml H2O2, 10-4 mol/L
on précise : l'acide HI (aq) est préparé "in situ" c'est-à-dire lors du mélange des réactifs.

QUESTION : calculer la concentration initiale de HI et H2O2 en A&B ?

Je me dis que la concentration de HI est nulle car ce produit n'est pas formé initialement (en to) ! Tout bêtement.

Qu'en pensez-vous ?

merci pour vos réponses. Saturne

[invite656c8f81]

salut,

h2so4 presente deux acidités, donc faut d'abord calculer ta concentration en H+ dans ton milieu ... .
et puis il existe une constante de dissociation de KI qui te permet de calculer la concentration en ions I-.
Tu rassembles les deux et tu as ta reponse ... .
a+
Got

edit: et non la concentration en HI n'est pas nulle sinon l'interet est limite

[moco]

Apparemment tes deux solutions sont identiques au niveau H2O2 et H2SO4. La seule différence réside dans la quantité de KI rajouté.

Bon. Au moment oû tu fais le mélange, on suppose que tout le KI réagit immédiatement avec H2SO4 (qui est en excès) pour former du HI. Ta 1ère solution contient 0.005 mole de KI, donc elle formera 0.005 mole de HI. Ta 2ème solution contient 0.01 mole de KI : elle donnera 0.01 mole de HI.

Si tu fais ces mélanges, tu verras qu'au bout de quelques secondes, la solution brunit, car il se forme du iode I2, à la suite de la réaction suivante :
2 HI + H2O2 --> 2 H2O + I2

[invite656c8f81]

Ne faut il pas calculer le nombre de moles de H+ a partir des pKa des acides H2SO4 et HSO4- afin de determiner la quantite de HI ?

[A voir en vidéo sur Futura]

[invited148c062]

ah ouaips ! Je penche pour la solution de moco ; ça correspond bien avec mon cours de cinétique et quelques exos de TD...

Donc le réactif HI existe bien en t=0, il se forme instantanément entre KI et H2SO4. Sa concentration est doublée dans l'expérience B tandis que l'autre réactif H2O2 a une concentration constante à
10-6 mole.

Tu saurais exprimer la vitesse de réaction et trouver les ordres partiels et l'ordre global des réactifs ?!

normalement la vitesse = -d[HI]/2dt = -d[H2O2]/dt = k[HI]indice alpha [H2O2] indice béta.
sachant que alpha et béta sont les ordres partiels, leur somme est l'ordre global.

[moco]

Gotferdom se fait du souci pour rien. Même un le seul des 2 H+ de H2SO4 est libéré, c'est suffisant pour réagir avec les ions iodures issus de KI.
Ceci dit, attention Saturne ! La concentration ne s'exprime pas en mole, mais en mole par litre.
Pour étudier la cinétique de cette réaction, il faut mesurer la concentration du I2 en continu à l'aide d'un spectrophotomètre étalonné au péralable. A moins que vous disposiez d'une autre méthode.. Mais de toute façon il faut pouvoir mesurer la concentration du I2 créé en fonction du temps. Elle doit croître de zéro à t=0, jusqu'à une valeur maximale, obtenue quand le temps tend vers l'infini.
Cette valeur maximale est fonction du H2O2 disponible. Et il y a 10^-6 mole de H2O2 disponible. Tu vas donc créer au maximum 10^-6 mole de I2, puisque 1 H2O2 crée 1 I2.
Comme le volume total est de 0.1 litre, la concentration de I2 va croître de zéro à 10^-5 mole par litre.
En même temps la concentration de H2O2 va passer de 10^-5 mole par litre à zéro.
A toute valeur de t, la somme des deux concentrations de H2O2 et de I2 est constante, et égale à 10^-5 mole par litre.
Donc si tu mesures la concentration de I2 à tout temps t, tu peux facilement en déduire celle de H2O2, par soustraction.
J'appelle c la concentration en H2O2.
Si tu reportes le logarithme naturel de c en fonction du temps, et que tu obtiennes des points descendant, et alignés sur une droite, ta réaction est de 1er ordre en H2O2.
Si tu reportes l'inverse de c en fonction du temps, et qutes points s'alignent sur une droite, la réaction est de 2ème ordre en H2O2.
Tu fais deux tels essais, un par mélange essayé.

Tu devrais trouver une réaction de 1er ordre en H2O2, pour les deux mélanges initiaux.

Mais il te restera à calculer la pente de tes droites de logc en fonction de t. Si l'une des pentes est le double de l'autre, la réaction est aussi de 1er ordre en fonction du ion I-.

[invited148c062]

merci moco !
J'ai retrouvé un TP dont l'expérience cinétique ressemble à celle qu'on explique. Pour la mesure de la concentration de I2, il y a d'autres techniques sans appareil et relativement pratiques :
- ce qu'on appelle par une "trempe" de prélévements réguliers d'une m^me quantité du milieu réactionnel ; c'est un refroidissement brutal qui permet de diminuer la vitesse de réaction et ainsi de pouvoir doser le diiode.
- par dilution à température constante :
tu as par exemple un mélange réactionnel de 50 ml (qui se fait dans le temps...) dans une burette (50ml) ;
toutes les 5mn, tu prélèves 5 ml que tu verses dans un ballon contenant 45 ml d'eau permutée ;
tu doses I2 présent dans le prélèvement par du thiosulfate (Na2S2O3) que tu auras versé dans une burette de 25 ml , c'est un dosage par décoloration du diiode en : I2 => 2I- (quand on passe du marron à de l'incolore on mesure la quantité de thiosulfate utilisé et par déduction des quantités et de la concentration de thio. on trouve la concentration de I2 :
[I2]*vol.I2 = [S2O3]*vol.S2O3 ; [I2] ?... ).

Je vois mieux maintenant comment on résout cette cinétique ; il faut voir que la formation de I2 est limitée par la concentration de H2O2 et ramener la réaction au volume de 0,1 litre... et faire aussi attention aux coeff. stoechiométriques (1H2O2=>1I2).

Thanks a lot !