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
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
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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.