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

Principe

On détermine l'ordre partiel de la réaction

H₂O₂ + 2 I^- + 2H₃0⁺    4H₂0 + I₂

c'est-à-dire :

H₂O₂ + 2(K⁺, I^-) + (2H₃0⁺,SO₄^2-)     I₂ + 4H₂0 + (2K⁺, S0₄^2- )    (1)

par rapport à l'eau oxygénée H₂O₂.

La réaction est suivie par la détermination de la concentration d'iode I₂ qui est dosé par une solution de thiosulfate de sodium.

2S₂0₃^2- + I₂    2 I^- + S₄O₆ ^{2 -}

c'est-à-dire

2(2Na⁺, S₂O₃ ^2-) + I₂    2 (Na⁺, I^-) + (2 Na⁺, S₄O₆ ^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 I^- réapparaissent dans la solution, ce mode opératoire permet donc de maintenir sensiblement constante au cours de l'expérience la concentration des ions I^-. Quant à la concentration de l'acide utilisé, elle doit être suffisante pour que l'on puisse négliger la variation des ions H₃0⁺, bien qu'une partie de ceux-ci disparaisse au cours de la réaction.

Réalisation de l'expérience

On utilise une solution de KI à 10% acidifiée par H₂S0₄.
Avant d'introduire la prise d'essai d'eau oxygénée H₂0₂, on ajoute à la solution mise en expérience un volume V₁ de Na₂S₂0₃.
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 t₁, auquel apparaît cette coloration ; on ajoute alors un second volume V₁ de thiosulfate de sodium.
Le temps t₂ auquel apparaît la coloration bleue correspopnd à un temps total ₂V_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 t₂ - t₁ représente le temps demandé par la réaction pour mettre en liberté la quantité d'iode équivalente à celle de Na₂S₂0₃ ajouté.

Appareillage :

	Dispositif expérimental de cette étude.
	On verse 10 cm3 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 t1... On note ce temps t1...
	et immédiatement on rajoute 1 cm3 de thiosulfate... La teinte bleue disparaît... pour réapparaître de nouveau au temps t2... on rajoute 1 cm3 de thiosulfate, etc...

Simulation de la cinétique de la réaction :

La burette de droite sert uniquement pour le dosage de la solution initiale de H₂0₂.
La burette de gauche sert pour ajouter le thiosulfate dans le mélange réactionnel.

Détermination de la concentration de la solution d'eau oxygénée

On dose H₂O₂ en utilisant la même réaction que précédemment, mais on opère en présence d'un catalyseur, le molybdate d'ammonium.
Dans ces conditions la réaction est totale et instantanée.
Placer dans l'ordre dans le bécher

• 10 cm³ de H₂0₂,
• 1/2 tube à essai de H₂SO₄ à 1 mol.L^-1
• 1/2 tube à essai de KI à 10%
• 1 tube à essai de solution de molybdate d'ammonium à 1%.

Remplir la burette avec Na₂S₂0₃ de concentration molaire 0,1 mol.L^-1.
Verser la solution titrée de thiosulfate de sodium dans la solution à doser, en ajoutant de l'empois d'amidon ou du thiodène lorsque la solution est jaune clair.
Poursuivre le dosage jusqu'à ce que la solution devienne incolore.

On utilise 11,2 cm³ de thiosulfate de sodium pour ce dosage.

Traitement des données expérimentales :  

Calcul la concentration C de H₂O₂ donnée dans le flacon en mol.1^-1 :

Equations des réactions du dosage :

H₂O₂ + 2(K⁺, I^-) + (2H₃0⁺,SO₄^2-)     I₂ + 4H₂0 + (2K⁺, S0₄^2- ) 

2(Na⁺,S₂0₃^2-) + I₂    2(Na⁺, I^-) + 2(Na⁺,S₄O₆^2-)

Calcul du nombre de moles de H₂O₂ au temps t.

Calcul de la quantité d'eau oxygénée n₀ mises dans le bécher au temps t = 0.

On a versé 10 cm3 H₂O₂ à l'aide de la pipette.
Comme la concentration de l'eau oxygénée était de 0,056 mol.L^-1,
on a donc n₀ = 0,056 x 0,001 = 5,6 x 10^-2 x 1 x 10^-3 = 5,6 x 10^-4 mol dans le bécher.

Calcul de la quantité d'eau oxygénée n_t restant à doser au temps t dans le bécher en fonction du volume V de thiosulfate de sodium versé :

On vient de voir que la quantité d'eau oxygénée réduite patr un volume V (Na₂S₂0₃) de thiosulfate de sodium était égale à C( S₂0₃^2-)  x V (Na₂S₂0₃) / 2 .
De ce fait, la quantité d'eau oxygénée restant dans le milieu après avoir versé un volume V (Na₂S₂0₃) de thiosulfate de sodium est donc égale à

n_t = n₀ - C( S₂0₃^2-)  x V (Na₂S₂0₃) / 2
le volume étant exprimé en litre V (Na₂S₂0₃) = V_mL x 10^-3

On a donc
n_t = 5,6 x 10^-4 - 0,100 x V_mL x 10^-3 / 2
= (5,6 - 0,5 x V_mL) x 10^-4

Détermination de la constante de vitesse de la réaction de décomposition de l'eau oxygénée :

Résulats observés :

Hypothèse de réaction au premier ordre :

H₂O₂ + 2 I^- + 2H₃0⁺    4H₂0 + I₂

Si la réaction de décomposition de l'eau oxygénée est du premier ordre par rapport à l'eau oxygénée, alors la vitesse de réaction s'exprimera par la relation :

v = d() / dt = k' ()

soit  ln () = k' x t + cte

comme pour t = 0, la concentration initiale est , on a cte = ln()

d'où ln () = k' x t + ln ()

et

d'où le tableau complété :

V cm3 n	Temps (chronomètre)	Temps moyen (en secondes)	nt = (5,6 - 0,5 x VmL) x 10-4
1	00:50	50	5,1 x 10-4	0,094
2	01:53	113	4,6 x 10-4	0,197
3	02:55	175	4,1 x 10-4	0,312
4	04:09	249	3,6 x 10-4	0,442
5	05:34	334	3,1 x 10-4	0,591
6	07:01	421	2,6 x 10-4	0,767
7	09:03	543	2,1 x 10-4	0,981
8	11:17	677	1,6 x 10-4	1,253
9	14:24	864	1,1 x 10-4	1,627

Traçons les points représentatifs de cette variation

On observe que tous les points sont alignés.
L'hypothèse de réaction au premier ordre est donc vérifié.
On peut relier ces points et faire le calcul du coefficient directeur de la droite. On obtient :

Le coefficient de vitesse de la réaction est donc de 0,0019 s^-1.