Suivi de la cinétique d'une réaction d'oxydation des ions iodures par l'eau oxygénée
Bonjour, actuellement j'ai trouvé une très grande difficulté à bosser ce TP que j'essaye d'accomplir depuis plusieurs jours
On voudrait étudier la cinétique de l'oxydation des ions iodures par le peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée) dans un milieu acide et en présence du thiosulfate suivant la réaction suivante:
H2O2 + 2I- +2H3O+= 4H2O+I2.
Afin de déterminer la vitesse de la réaction d’oxydation nous feront appel à une 2ème réaction simultanée en faisant réagir des ions thiosulfates avec l’iode obtenu de la réaction d’oxydation.
I2 + 2 S2O3 = 2 I - + S4O6 - -
Explication: les ions thiosulfates vont réagir avec l'iode produit. Cette réaction va consommer tout l’iode aussitôt qu’il est produit à partir de la réaction d’oxydation cela va empêcher notre solution de virer au bleu à la suite de la présence du produit I2
Une fois que tout le thiosulfate est épuisé le I2 apparaîtra et la solution prendra une teinte bleue (en présente de l'empois d'amidon comme indicateur)
Etape (1) :
Préparer une solution de thiosulfate de sodium en introduisant 0.25g de Na2S2O3 dans un bécher de 100ml auquel on ajoute 20ml d’eau puis on mélange
Etape (2) :
Préparer une solution de iodure de potassium KI on ajoutant 10g de KI et 20ml d’eau dans un bécher de 100ml et mélanger jusqu’à dissolution
Etape (3) :
Dans un bécher de 600ml introduisez les solutions de KI et de Na2S2O3 puis ajoutez 60ml de HCL à 1M (afin d’accélérer la réaction).
Etape (4) :
Ajouter 50ml de peroxyde d’hydrogène à 0.1M. Aussitôt que H2O2 est introduit, commencer à chronométrer la réaction.
Arrêter le chronomètre quand l’iode apparaît, notez le temps.
Etape (5) :
Variation de la concentration en [H2O2] tout en gardant celle de [I-] constante
Répétez l’étape (1)
Répétez l’étape (2) sauf que vous utiliserez 20g puis 40g de KI
Répétez l’étape (3)
Ajouter un volume de 150ml puis 450ml au bécher de 600ml
Répétez l’étape (4)
Chronométrez la réaction pour 300ml et 600ml de solution
Etape (6) : Variation de la concentration en [I-] tout en gardant celle de [H2O2] constante
Répétez l’étape (1), (2),
(3) premier essai on n'ajoutera pas d'eau distillée en plus, deuxième 100ml, troisième 300ml.
Répétez l’étape (4) en ajoutant 50ml puis 100ml puis 200ml de [H2O2]
j'ai calculé par la suite le nombre de moles d'H2O2 comme suit:
moles d'H2o2 consommées = 1/2*moles du S2O3
Moles d'S2O6=m/M=0.00158 mol
moles d'H2o2 consommées = 0.0079 mol
On défini la vitesse comme suit : vitesse = d[H2O2]/dt = (moles d'H2O2 consommées)/ (volume total*Temps de réaction)
Résultats obtenus :
1:45.715
2:45.234
3:47.184
4:47.060
5:46.203
6:45.109
On appliquant l'expression précédemment citée on obtiendra les vitesses suivantes:
V1:1.152*10^-4
V2:5.821*10^-5
V3:2.79*10^-5
V4:1.119*10^-4
V5:5.699*10^-5
V6:2.918*10^-5
-log[V1] : 3.938
-log[V2] : 4.235
-log[V3] : 4.554
-log[V4] : 3.99
-log[V5] : 4.244
-log[V6] : 4.534
D'abord, es-ce logique d'avoir des valeurs presque similaires en terme de temps de réaction, sachant que j'ai appliqué le protocole à la lettre
à présent, il va falloir représenter les log[V] (ou -log[V]??) en fonction de log[concentrations initiales] (de l'eau oxygénée puis de ions iodures),pour enfin pouvoir déterminer les ordres partiels pour l'ordre total de la réaction (la pente de notre courbe représentera l'ordre de la réaction) (méthode différentielle)
d'abord quelles sont les concentrations initiales dont on est en train de parler?? celle de l'eau oxygénée étant fixée à 0.1M notre courbe ne peut pas être représentée correctement
et celle des ions iodures? j'ai essayé de calculer les résultats étaient complétement abérrants
Prière de m'aider et merci d'avance
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