Pour aller plus loin : 

I- Méthode chimique d’analyse.

1)- Principe.

-   L’analyse est réalisée sur des échantillons prélevés au milieu réactionnel en évolution.

-   On effectue des prélèvements (10 mL) dont le volume est faible devant celui du milieu réactionnel (200 mL).

-   L’échantillon prélevé est plongé dans de l’eau glacée à la date t.

-   On réalise la trempe de l’échantillon. Ceci permet de bloquer la réaction afin d’éviter l’évolution du système.

-   On réalise un dosage afin de déterminer la concentration d’une espèce chimique (réactif ou produit).

-    Le choix de la réaction de dosage est très important.

-   Elle doit être rapide, unique et elle doit pouvoir facilement mettre en évidence l’équivalence du dosage.

2)- Dosage du diiode par iodométrie. (TP chimie N° 01). Réaction (2).

a)- Réalisation du dosage.

-   Le diiode est un produit dans les réactions lentes :

-   Entre l’eau oxygénée et l’ion iodure en milieu acide :

-   On réalise le dosage de I_{2 (aq)} à l’instant t grâce à une solution titrée de thiosulfate de sodium.

-   Réaction de dosage : elle fait intervenir les deux couples Ox / Red suivants :

-   S₄O₆ ^{2 –} _(aq)  / S₂O₃ ^{2 –} _(aq) et  I_{2 (aq)} / I ^– _(aq)

-   La solution brune prend une teinte jaune-clair au fur et à mesure que l’on ajoute la solution de thiosulfate de sodium.

-   Pour repérer l’équivalence, on utilise l’empois d’amidon qui donne à la solution une teinte bleue caractéristique.

-   Repérage de l’équivalence :

-   À l’équivalence, la solution devient incolore.

b)- Interprétation.

-   On utilise une solution titrée de thiosulfate de sodium de concentration C₂ =  4,0 × 10 ^– 2 mol / L.

-   À l’équivalence, le volume de solution de thiosulfate de sodium est V₂.

-   Tableau d’avancement de la réaction.

-   Relation à l’équivalence : n ( S₂O₃^{2 –}) – 2 x _max = 0  et n (I₂) – x _max = 0

-   Cette relation permet de déterminer la quantité de matière de diiode présente dans le volume V₀ à partir de la quantité de matière d’ions thiosulfate versé. 

-   On peut écrire : 

-   n _versé ( S₂O₃^{2 –}) = 2 n (I₂)

3)- étude cinétique de la réaction entre l’eau oxygénée et l’ion iodure. Réaction (1).

-   A l’instant t = 0, 0 s, on verse un volume V₃ = 100 mL d’une solution d’iodure de potassium de concentration C₃ = 0,20 mol / L

-   et un volume V₁ = 100 mL d’une solution d’eau oxygénée de concentration C₁ = 5,6 × 10 ^{– 2} mol / L dans un erlenmeyer de 250 mL.

-   Ne pas oublier l’acide sulfurique en excès (1 à 2 mL)

-   Grâce à une burette graduée ou à une pipette jaugée, on prélève un volume V₀ = 10 mL du mélange réactionnel.

-   On verse le contenu de la pipette dans un erlenmeyer de 250 mL.

-   On prépare un bécher contenant 50 mL d’eau glacée environ et quelques gouttes d’empois d’amidon.

-   Au temps t_i =…, on verse le contenu du bécher dans l’erlenmeyer pour arrêter la réaction.

-   On dose ensuite le diiode formé à la date t_i.

-   Pour ce faire, on verse progressivement la solution de thiosulfate de sodium (Contenue dans la burette graduée) dans l’erlenmeyer.

-   Une coloration bleu noir doit apparaître.

-   On ajoute goutte à goutte le thiosulfate de sodium jusqu’à décoloration de la solution.

-   On note le volume de solution de thiosulfate de sodium versé : V₂ =

-   En conséquence, la réaction de dosage permet de connaître la quantité de matière de diiode formé à la date t_i dans l’échantillon prélevé.

-   En utilisant les notations lors de la séance de TP Chimie N° 01 : 

-  

-   On connaît le volume de l’échantillon (V₀ = 10 mL).

-   On peut en déduire la concentration de diiode présente dans le mélange réactionnel à la date t_i.

-   

4)- Détermination de l’avancement x (t) de la réaction.

-   Tableau d’avancement de la réaction :

-   À chaque instant t, dans le mélange réactionnel, la quantité de matière de diiode formé s’identifie avec l’avancement temporel de la réaction : 

-   n_t (I₂) = x (t)

-   Chaque échantillon est dosé par une solution titrée de thiosulfate de sodium. 

-  On peut calculer la quantité de matière de diiode présent dans l’échantillon et sa concentration :

-    et

-   Connaissant le volume du mélange réactionnel, on peut en déduire la relation donnant l’avancement temporel x (t) de la réaction :

 - 

-   ces expressions se rapportent à la réaction (1).

5)- Graphe de l’avancement temporel de la réaction (1) :  x (t) = f (t).

-   Tableau de valeurs :

-   Graphe 1 :  x = f (t)

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-   Graphe 2 : [ I₂ ] = f (t)

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-   Graphe 3 : [ H₂O₂ ] = f (t)

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6)- Temps de demi-réaction.

-   Le temps de demi-réaction fournit une échelle des temps caractéristique du système étudié.

II- Méthodes physiques.

1)- Mesure de l’absorbance d’une solution par spectrophotométrie. (TP Chimie N° 02).

a)-     Principe.

-   On utilise le fait que toute solution colorée absorbe la lumière visible (400 nm < λ < 800 nm).

-   Lorsqu’un faisceau de lumière monochromatique traverse un milieu absorbant, l’intensité lumineuse I du faisceau transmis est inférieure à l’intensité lumineuse I₀ du faisceau incident.

-   Pour évaluer cette diminution, on utilise :

-   La transmittance T :

-   L’absorbance A :

-   La transmittance s’exprime en pourcentage.

-   À une transmittance T de 100 % (T = 1) correspond une absorbance nulle, A = 0.

-   à une transmittance de 1 % (T = 0,01) correspond une absorbance : 

-   A = log 100 = 2.

-   Exemple de réaction : on peut utiliser cette méthode lorsqu’une espèce colorée se forme ou disparaît au cours de la réaction.

-   (Réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure : il se forme du diiode qui est une espèce chimique colorée)

b)-     Loi de Beer-Lambert.

-  ε (λ) est appelé coefficient d’extinction molaire ou coefficient d’absorption molaire.

-   Il dépend de la nature de l’espèce dissoute et de la longueur d’onde de la radiation utilisée.

-   Il dépend également du solvant et de la température  

-   Unité : (mol ^–1.L.cm ^–1)

c)- Courbe d’étalonnage d’un spectrophotomètre.

-   La courbe A = f (C) constitue la courbe d’étalonnage de la substance étudiée.

-   Elle permet de déterminer la concentration d’une solution de la substance étudiée.

-   Afin d’augmenter la sensibilité de la méthode, on utilise la longueur d’onde qui correspond au maximum d’absorption de la substance étudiée.

-   Cette méthode est alors beaucoup plus précise que la méthode colorimétrique utilisant une échelle des teintes.

d)- Mode opératoire.

-   On réalise le mélange réactionnel et on déclenche simultanément le chronomètre.

-   On introduit le mélange dans la cuve du spectromètre et on démarre l’acquisition des données.

-   On relève la valeur A de l’absorbance et celle du temps t correspondant.

-   L’acquisition peut être assistée par ordinateur.

2)- Utilisation de la conductimétrie.

a)- Principe.

On mesure la conductance du milieu réactionnel en fonction du temps.

b)- Exemple :

-   Hydrolyse du 2-chloro-2-méthylpropane :   (CH₃)₃CCl  ou

-   On utilise la formule simple RCl pour le 2-chloro-2-méthylpropane. 

-   Équation de la réaction :

-   La réaction produit des ions H⁺ _(aq) et Cl ^– _(aq) qui augmentent la conductivité du milieu réactionnel.

-   L’évolution du système peut être suivie par conductimétrie.

III- Vitesse volumique de réaction.

1)- Définition.

-   Remarque : examinons le cas de la réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure.

-   La définition donne : 

-    

-   La vitesse volumique de la réaction correspond à la dérivée par rapport au temps de la concentration en diiode par rapport au temps.

2)- Détermination graphique de la vitesse volumique.

-   On travaille sur la réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure. 

-   Sachant que :

-    ,

-   on utilise le graphe   [I₂]_t = f (t)  

-   (Exemple : TP Chimie N° 02)

-   La vitesse volumique de la réaction à la date t₁ est égale au coefficient directeur de la tangente à la courbe C au point M₁ d’abscisse t₁.

-   Déterminer la vitesse volumique de réaction à t = 0 et à t = t_1/2.

-   Vitesse volumique de la réaction à t = 0 :  

-   Groupe 1 :

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-   Vitesse volumique de la réaction à  t = t_1/2 :

-   Groupe 1 :

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3)- Évolution de la vitesse en fonction du temps.

-   La vitesse d’une transformation chimique est maximale à l’instant initial.

-   Elle décroît ensuite et s’annule lorsque la réaction est terminée.

-   Les réactifs sont consommés au fur et à mesure que la réaction se poursuit.

-   Comme la concentration des réactifs est un facteur cinétique, la diminution de la concentration des réactifs entraîne la diminution de la vitesse.

-   Elle s’annule si le réactif limitant à totalement disparue.

IV- Applications.

1)- QCM :

2)- Exercices :