On s'intéresse au TP suivi cinétique colorimétrique. Dans l'introduction, on nous parle d'une vidéo, donc The Iodine Clock Reaction, et on va s'intéresser justement à la cinétique de cette réaction, où on a l'oxydation des ions iodure qui sont effectués par le péroxyde d'hydrogène. La vidéo, c'est la suivante. On a un mélange, et on voit une coloration bleu sombre qui apparaît à différentes dates en fonction des concentrations qui sont utilisées. C'est une expérience d'ailleurs que j'aimerais beaucoup faire, il faut que je la fasse un jour, parce qu'elle est vraiment géniale. On va s'intéresser à cette expérience et essayer de comprendre comment ça se produit, et est-ce que c'est une loi de cinétique 1 ou une loi d'une cinétique d'ordre différente. Voyons voir comment faire cela. Alors, tout d'abord, on nous présente les deux réactions qui sont mises en jeu. Il y a une première réaction entre l'oxygène et H2O2 et de l'iodure, qui va former du diode. Cette réaction est très lente. et c'est cette réaction qui nous intéresse et on veut étudier la cinétique de cette réaction. Pour ce faire, on va utiliser une deuxième réaction, et là c'est la réaction de disparition du diode I2, et elle se fait grâce aux ions thiosulfate S2O3²-. Lorsqu'on fait disparaître ces ions, on obtient de l'iodure I-. Et cette réaction est extrêmement rapide. Donc ce qui se passe, c'est que tout le diode I2 qui est formé grâce à la première réaction, il est consommé quasiment immédiatement grâce à la seconde réaction. Et donc il n'y a pas de I2 qui s'accumule dans le mélange réactionnel. Or, le I2, lorsque l'on met de l'emploi d'amidon ou du iodex, dès qu'il y a du I2 dans un mélange réactionnel, il va apparaître une coloration bleu sombre très intense, et c'est celle que vous voyez dans la vidéo. L'idée, c'est que tant qu'il y a du thiosulfate S2O3 de moins dans le mélange réactionnel, la solution est transparente, et lorsqu'il n'y a plus de S2O3 de moins, d'un coup il apparaît du I2, qui en présence d'un poids d'amidon ou du Odex, donne cette coloration caractéristique bleu sombre. C'est ce qui d'ailleurs est dit juste en dessous. Petit rappel sur les cinétiques d'ordre 1, on vous dit comment reconnaître ces cinétiques, et on va utiliser l'une des méthodes à la toute fin du TP. Puis on nous présente le protocole de suivi cinétique des réactions considérées, celle d'oxydation de I-par H2O2. Dans un Erlenmeyer, on va mettre un barreau aimanté, on va placer 20 ml de solution d'iodure de potassium, 40 ml d'eau distillée, 20 ml d'acide chlorhydrique et une pointe de spatule de iodex ou quelques gouttes d'amidon pour faire apparaître quand il faudra la coloration bleu sombre. Ensuite, on va placer au-dessus de cette Erlenmeyer une burette graduée qui va être elle remplie d'une solution aqueuse de thiosulfate de sodium. Et avec cette solution de thiosulfate de sodium, on va faire des ajouts à des moments particuliers, des ajouts de 2 millilitres puis des ajouts d'un millilitre par la suite. Donc, il faut mettre en route l'agitation au niveau de l'Erlenmeyer et là, c'est assez technique. On va… Tout d'abord, verser 2 ml de solution dans notre Erlan Meilleur, puis déclencher le chronomètre et en même temps verser 3 ml de peroxyde d'hydrogène H2O2 qu'on aura préparé préalablement. Une fois qu'on a fait ça, la réaction s'enclenche et puis d'un coup la solution va devenir bleue. Une fois qu'elle devient bleue, on va relever la durée écoulée, donc on va regarder sur le chronomètre, on va le retenir 1 minute 52, et en même temps on va verser à nouveau 2 millilitres de solution à queues de thiosulfate de sodium, la coloration bleue va disparaître. On prend le temps de bien noter la durée qu'on a déterminée juste avant, et puis la coloration bleue va réapparaître. On prend de nouveau la nouvelle durée, on rajoute en même temps les 2 ml et on va faire ça plusieurs fois. On va verser au total 14 ml. Regardez bien le tableau qui sera présenté quand on fera la manipulation. L'ajout de thiosulfate se fait de 2 en 2 jusqu'à 10, et puis après on va passer à 11 ml, 12, 13, 14. Vous allez voir que normalement les durées entre 2 ajouts devraient s'allonger. et si jamais vous devez dépasser 10 minutes, vous arrêtez et vous ne prenez pas en compte ces valeurs parce que ça va vous demander trop de temps et vous ne pourrez pas finir votre ECE si vous continuez. Donc j'imagine peut-être que le dernier ajout ne se fera pas. Ici, moi, je vous ai proposé des valeurs tout en sachant que vous aurez sûrement des valeurs différentes. Et ensuite on vous demande de tracer le volume de solution de thiosulfate en fonction du temps exprimé en seconde. Si vous tracez ce graphique, vous devriez avoir une exponentielle croissante avec une asymptote horizontale. La réaction se fait de plus en plus doucement et donc le passage à cette coloration bleue se fait de plus en plus lentement. On nous demande d'indiquer quelle est l'espèce qui disparaît dans l'air la meilleure au moment de l'apparition de la couleur bleu sombre. Et en fait la couleur bleu sombre, on l'a bien dit auparavant, elle apparaît dès lors que le thiosulfate S2O3 de moins disparaît. Pourquoi ? Parce qu'à ce moment là on va avoir du diode qui va apparaître dans le mélange réactionnel et qui avec l'emploi de l'amidon va donner la couleur bleue. Question un peu technique, on nous demande à l'aide des deux équations de la réaction que je vous ai recollé ici, d'indiquer quelle est la quantité de matière d'H2O2, l'eau oxygénée, qui est consommée chaque fois qu'une molle de thiosulfate S2O3 de moins a disparu. Donc pour ce faire, il faut déjà s'intéresser à la première équation. On voit que pour une molle d'eau oxygénée H2O2, il se forme une molle de diode I2. Ensuite, pour 1 mol de I2, on consomme 2 mol de S2O3 de moins selon l'équation 2. Donc finalement, on peut dire que pour 1 mol de S2O3 de moins, on a la moitié de mol de H2O2 qui a été consommé, soit 0,5 mol. Vous allez voir que ça, ça va nous être utile pour pouvoir répondre à cette question qui, de prime abord, est complexe. On nous demande de retrouver la relation suivante. H2O2, sa concentration, elle est égale à tout ce calcul-là. Alors au début ça paraît un peu compliqué mais en réalité en fait on voit si on compare les valeurs qui sont données avec les valeurs qui sont données dans l'énoncé, qu'ici ça correspond à N0, c'est-à-dire la quantité de matière en H2O2 à l'état initial, et 0,5 ça nous rappelle la valeur qu'on a présentée juste avant, fois 0,2 ça c'est la concentration en ion de thiosulfate, fois le volume de thiosulfate. Et ça c'est le volume total. Donc voyons ça. En fait, pour déterminer la concentration en eau oxygénée, c'est N0 moins N consommé, la quantité de H2O2 qui est consommée au cours du temps, sur le volume total. N0, c'est H2O2 fois V0, c'est très facile. Et la quantité de matière d'H2O2 consommée, on a dit que c'était 0,5 fois celle de thiosulfate. Donc 0,5 fois S2O3 de moins sa concentration fois V. et le volume total. Alors on avait 83 ml au départ, parce qu'on avait cette valeur, en ajoutant les 3000 ml de... d'oxygéné, puis les 20 ml de blabla, etc. Et ensuite, V, c'est le volume qu'on ajoute à chaque fois de thiosulfate. Donc le volume total, c'est bien la somme de ces deux grandeurs. On fait x10 exposant moins 3, parce qu'on avait des ml pour les passer en litres. Et donc, on obtient cette expression en dessous, en littéral, qui correspond bien à ce qui est donné sur la droite. Maintenant qu'on a fait ça, on va pouvoir déterminer l'ordre de la réaction. On nous demande de tracer le graphique représentant la concentration de H2O2 dans l'air de l'anméa en fonction du temps. On va obtenir une exponentielle décroissante, et on va nous demander de prouver que c'est bien une cinétique d'ordre 1. Alors, dans l'énoncé, on nous donnait trois méthodes, et en fait, il y a deux méthodes qu'on ne peut pas appliquer. que j'ai barré. Donc vérifier le temps de demi-réaction en fonction de la concentration initiale en R. Le souci, c'est que nous, on n'a pas fait plusieurs expériences. Et de la même façon, montrer que la vitesse volumique est proportionnelle à la concentration en R, alors qu'on n'a pas calculé de vitesse volumique. Donc il nous reste cette méthode. Tracer le logarithme népérien de la concentration en réactif en fonction du temps et voir si c'est inaffine. Donc c'est ce que je propose. On crée la grandeur H2O2 grâce à la formule qu'on avait vue juste avant. Ensuite on crée la grandeur logarithme népérien de cette concentration et puis on va tracer ln de H2O2 en fonction du temps. On modélise avec une fonction affine, on pourra même s'intéresser aux coefficients de corrélation et vérifier qu'ils devraient être bien supérieurs à 95% pour valider notre modèle. Si la courbe obtenue c'est bien une fonction affine, ça prouve que c'est une réaction qui suit une loi de vitesse d'ordre 1 et normalement c'est le cas. vous avez fini votre TP on défait le montage on range la paillasse et on sort avec le sourire parce que là c'est un TP difficile mais qu'on a réussi brillamment allez à la prochaine