Etude de la cinétique de la décomposition de l'eau oxygénée H2O2

Principe

On détermine l'ordre partiel de la réaction

\(\mathbf{\textrm H_2\textrm O_2 + 2. \textrm I^- + 2.\textrm H_3\textrm O^+ \longrightarrow 4.\textrm H_2\textrm O + \textrm I_2}\)

c'est-à-dire :

\(\mathbf{\textrm H_2\textrm O_2 + 2.(\textrm K^+,\textrm I^-) + (2.\textrm H_3\textrm O+,\textrm{SO}_4^{2-})\longrightarrow \textrm I_2 + 4.\textrm H_2\textrm O + (2.\textrm K^+, \textrm{S0}_4^{2-} )           (1)}\)

par rapport à l'eau oxygénée \(\textrm H_2\textrm O_2\).

La réaction est suivie par la détermination de la concentration d'iode \(\textrm I_2\) qui est dosé par une solution de thiosulfate de sodium.

\(\mathbf{2.\textrm S_2\textrm O_3^{2-} + \textrm I_2\longrightarrow 2. \textrm I- + \textrm S_4\textrm O_6^{ 2-}}\)

c'est-à-dire

\(\mathbf{2.(2.\textrm{Na}^+, \textrm S_2\textrm O_3^{2-}) + \textrm I_2\longrightarrow  2. (\textrm{Na}^+,\textrm I^-) + (2.\textrm{Na}^+, \textrm S_4\textrm O_6^{2-})      (2)}\)

On introduit successivement des volumes constants de thiosulfate dans le mélange réactionnel et on note le temps correspondant à la consommation de thiosulfate de sodium par l'iode formé au cours de la réaction. Il est détecté par un changement de coloration de la solution.

Les ions \(\textrm I^-\) réapparaissent dans la solution, ce mode opératoire permet donc de maintenir sensiblement constante au cours de l'expérience la concentration des ions \(\textrm I^-\). Quant à la concentration de l'acide utilisé, elle doit être suffisante pour que l'on puisse négliger la variation des ions \(\textrm H_3\textrm O^+\), bien qu'une partie de ceux-ci disparaisse au cours de la réaction.

Réalisation de l'expérience

On utilise une solution de \(\textrm{KI}\) à 10 % acidifiée par \(\textrm H_2\textrm{SO}_4\).

Avant d'introduire la prise d'essai d'eau oxygénée \(\textrm H_2\textrm O_2\), on ajoute à la solution mise en expérience un volume \(V_1\) de \(\textrm{Na}_2\textrm S_2\textrm O_3\).

D'autre part, on ajoute à la solution quelques gouttes d'empois d'amidon ou de thiodène qui bleuit lorsque de l'iode libre commence à subsister dans le vase à réaction.

On note le temps \(t_1\), auquel apparaît cette coloration ; on ajoute alors un second volume \(V_1\) de thiosulfate de sodium.

Le temps \(t_2\) auquel apparaît la coloration bleue correspond à un temps total \(2.V_1\). On continue à ajouter du thiosulfate de sodium jusqu'au moment où cette coloration disparaît définitivement (toute l'eau oxygénée ayant été réduite).

L'intervalle de temps \(t_2 - t_1\) représente le temps demandé par la réaction pour mettre en liberté la quantité d'iode équivalente à celle de \(\textrm{Na}_2\textrm S_2\textrm O_3\) ajouté.

Appareillage

Dispositif expérimental de cette étude

On verse \(10 \textrm{cm}^3\) d'eau oxygénée (mesurés à la pipette) et simultanément, on déclenche le chronomètre. C'est le temps \(t = 0\).

On observe

attentivement l'évolution de la réaction

La teinte bleue foncée

apparaît au temps \(t_1\)... On note ce temps \(t_1\)...

et immédiatement on rajoute \(1 \textrm{cm}^3\) de thiosulfate... La teinte bleue disparaît... pour réapparaître de nouveau au temps \(t_2\)... on rajoute \(1 \textrm{cm}^3\) de thiosulfate, etc...

Simulation de la cinétique de la réaction

La burette de droite sert uniquement pour le dosage de la solution initiale de \(\textrm H_2\textrm O_2\).

La burette de gauche sert pour ajouter le thiosulfate dans le mélange réactionnel.