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Étudier des facteurs cinétiques

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Objectif

Étudier expérimentalement des facteurs cinétiques.

Points clés

Étudier l’évolution temporelle de systèmes chimiques siège d’une réaction chimique lente (dont la durée varie de quelques secondes à quelques minutes) consiste à suivre la variation dans le temps des quantités de matière des réactifs et des produits.
Des études expérimentales permettent de mettre en évidence le rôle joué par des facteurs cinétiques tels que la température ou la concentration initiale des réactifs, ou alors par un catalyseur.
On peut le faire lorsque les réactifs ou les produits sont des espèces colorées, ou à l’aide d’appareils de mesure (pressiomètre, spectrophotomètre, etc.), qui permettent ensuite de trouver l’évolution temporelle des quantités de matière (ou des concentrations) des réactifs et des produits.

Pour bien comprendre

Facteurs cinétiques
Réaction chimique
Absorbance et loi de Beer-Lambert

Une étude expérimentale permet de mettre en évidence l’influence des facteurs cinétiques tels que la température ou la concentration des réactifs sur la rapidité de la transformation chimique, en réalisant une étude spectrophotométrique lorsqu’une des espèces est colorée.

1. Le principe de l'étude expérimentale

L’absorbance A est une grandeur sans unité, mesurée par un spectrophotomètre, qui est liée à la proportion de lumière absorbée par une solution colorée.

On considère une cuve spectrophotométrique traversée par une lumière monochromatique, c’est-à-dire composée d’une seule radiation de longueur d’onde. Dans cette cuve se trouve une solution aqueuse qui contient une espèce chimique colorée de concentration en quantité de matière C.

Spectrophotomètre

Cuve pour spectrophotomètre

La mesure de l’absorbance A conduit à deux conclusions.

L’absorbance dépend de la longueur d’onde λ de la radiation qui traverse la solution colorée. L’espèce chimique absorbe plus ou moins la radiation en fonction de sa longueur d’onde.
L’absorbance A est proportionnelle à la concentration en quantité de matière C de l’espèce chimique colorée.

La relation entre A et C est fournie par la loi de Beer-Lambert.

A = k × C

avec :

A l’absorbance de la solution, sans unité
k une constante, en L·mol^–¹
C la concentration en quantité de matière de l'espèce chimique colorée, en mol·L^–¹

La constante k dépend de la longueur d’onde λ de la radiation choisie et de l’épaisseur l de la cuve spectrophotométrique.

Une fois l’absorbance A mesurée, on trouve la concentration en quantité de matière C de l’espèce colorée en appliquant la loi de Beer-Lambert.

Remarque
La loi de Beer-Lambert n’est valable que pour un domaine en concentrations faibles où celles-ci sont inférieures ou égales à

mol·L^–¹.

Le choix d’un spectrophotomètre comme appareil de mesure est justifié dans le cas où une seule des espèces chimiques impliquées dans la réaction chimique, réactif ou produit, est colorée.

2. Application - Étude de la réaction entre l'ion iodure et l'eau oxygénée

a. Expérience

Présentation

On réalise la transformation chimique en solution aqueuse, au cours de laquelle l’ion iodure I^– réagit avec la molécule d’eau oxygénée H₂O₂. Il se forme du diiode I₂ et de l’eau.

Le diiode est la seule espèce colorée, les autres sont incolores. Le diiode donne une coloration jaune à la solution dans laquelle il se trouve dissous. Cette coloration vire du jaune au brun lorsque sa concentration augmente. Cette réaction est lente.

L’équation de la réaction chimique est la suivante.

2 I^– (aq) + H₂O₂ (aq) + 2 H⁺ (aq) → I₂ (aq) + 2 H₂O (l)

Manipulation

Afin de tester l’influence de la température sur la rapidité de la réaction, on réalise trois expériences telles que le système chimique initial soit le même, à des températures différentes.

Expérience	[I^–]_initial (en mol·L^–¹)	[H₂O₂]_initial (en mol·L^–¹)	Température (en °C)
n°1	1,0 × 10^–²	5,0 × 10^–²	10
n°2	1,0 × 10^–²	5,0 × 10^–²	20
n°3	1,0 × 10^–²	5,0 × 10^–²	40

Le mélange des réactifs se fait dans un tube à essai plongé dans un bain d’eau thermostaté à la température fixée.

On prend des photographies au cours de la réaction pour les trois expériences.

Expérience	t = 0 s	t = 5 s	t = 10 s	t = 15 s
n°1 (10 °C)
n°2 (20 °C)
n°3 (40 °C)

Observations

On observe que l’intensité de la coloration du fait de la formation du diiode évolue plus rapidement lorsque la température du milieu réactionnel est grande.

Conclusion

Cela nous permet de conclure que la réaction chimique évolue d’autant plus vite que la valeur de la température du milieu réactionnel est grande.

b. Exploitation de l'expérience

La durée de la réaction Δt_réaction correspond à la durée écoulée entre le temps de la mise en présence des réactifs et celui où les quantités de matière (ou les concentrations) des réactifs et des produits n’évoluent plus.

On peut estimer la durée de la réaction Δt_réaction entre l’ion iodure et l’eau oxygénée à partir de la courbe de l’évolution de la concentration en quantité de matière de diiode formé.

Un spectrophotomètre mesure l’absorbance A de la solution qui est proportionnelle à la concentration [I₂] en diiode formé. Comme le diiode est la seule espèce chimique colorée, la loi de Beer-Lambert indique en effet que l’absorbance A est proportionnelle à la concentration en quantité de matière de l’unique espèce chimique colorée.

A = k × [I₂]

avec :

A l’absorbance de la solution, sans unité
[I₂] la concentration en quantité de matière de diiode formé, en mol·L^–¹
k une constante, en L·mol^–¹

On relève à intervalles de temps réguliers la valeur de l’absorbance A, ce qui permet de tracer l’évolution temporelle de la concentration en quantité de matière de diiode [I₂].

On réalise ceci pour les trois expériences décrites précédemment et on donne les courbes [I₂] = f (t).

Courbes d’évolution temporelle
de la concentration du diiode

On détermine la durée de la réaction Δt_réaction en identifiant l’instant à partir duquel la concentration en quantité de matière du diiode formé n’évolue plus dans le temps. La réaction est alors achevée.

L’analyse des courbes nous montre que la durée de réaction diminue au fur et à mesure que la température du milieu réactionnel est grande : la réaction entre l’ion iodure et l’eau oxygénée est donc d’autant plus rapide que la température est grande.