ÉTUDE D’UNE CINÉTIQUE DE RÉACTION

I ] CINÉTIQUE DE LA RÉACTION DES IONS IODURE SUR LES IONS PEROXODISULFATE

A°] Préparation des solutions.

1°) Quelle masse de peroxodisulfate d'ammonium, (NH4)2S2O8, faut-il utiliser pour préparer 100 mL de solution (S) de
-1 -1
concentration molaire volumique : 1,00.10 mol.L ?
-1 -1 -1 -1
On donne les masses molaires atomiques : M(H) = 1,0 g.mol ; M(N) = 14 g.mol ; M(O) = 16 g.mol ; M(S) = 32 g.mol .
+ -
2°) On dispose d'eau distillée et d'une solution d'iodure de potassium ( K + I ) de concentration molaire volumique :
-1
C = 1,00 mol.L . Quel volume de cette solution faut-il utiliser pour obtenir 100 mL d'une solution (S') d'iodure de
-1
potassium de concentration 0,200 mol.L ?
B°] Étude de la réaction.
1°) À l'instant t = 0, on réalise le mélange (M) de 100 mL de solution (S) et de 100 mL de solution (S').
La réaction lente qui se produit a pour équation-bilan : S2O8 + 2 I → 2 SO4 + I2.
2- - 2-
2- 2-
Quelle est, à t = 0, la concentration molaire volumique en ions S2O8 , notée [ S2O8 ]0, dans le mélange (M) ?
2°) On prélève, à différentes dates t, des volumes : V1 = 10,0 mL de ce mélange (M) que l'on refroidit immédiatement
dans de l'eau glacée.
+
a) Dans chacun des prélèvements, on dose le diiode I2 formé par une solution de thiosulfate de sodium ( 2 Na
2- -2 -1
+ S2O3 ) de concentration molaire volumique : C2 = 1,00.10 mol.L , en présence d'empois d'amidon.
La réaction rapide et totale du dosage a pour équation-bilan : I2 + 2 S2O3 → 2 I + S406 .
2- - 2-

Dans le tableau ci-après, on a regroupé les différentes valeurs V2 du volume de solution de

thiosulfate de sodium nécessaire au dosage des différents prélèvements.

t en min 0 4,5 8 16 20 25 30 36 44 54 69
V2 en mL 0 1,8 2,4 4 4,8 5,6 6,1 6,9 7,4 8,4 9,2
-1
[ I2 ] en mmol.L
2- -1
[ S2O8 ] en mmol.L

a.1) Exprimer la relation entre la quantité de diiode I2, notée nI2, présent dans le prélèvement et la quantité
2-
d'ions thiosulfate S2O3 , notée nS2O3, nécessaire à son dosage.
a.2) En déduire, en fonction de C2, V1 et V2, la relation donnant la concentration [ I2 ] de diiode contenu dans
chaque prélèvement de volume V1.
2- 2- 2-
b) Montrer qu'à l'instant t, la concentration en ions peroxodisulfate [ S2O8 ] vaut : [ S2O8 ] = [ S2O8 ]0 - [ I2 ].
c) Recopier et compléter le tableau proposé ci-dessus.
2-
3°) Tracer le graphe : [ S2O8 ] = f (t).
2-
4°) Définir et calculer la vitesse instantanée de disparition des ions S2O8 à la date : t = 20 min.

II ] CINÉTIQUE DE LA RÉACTION ENTRE L’EAU OXYGÉNÉE ET LES IONS IODURE

On se propose d'étudier la cinétique de la réaction entre l'eau oxygénée (ou peroxyde d'hydrogène), H2O2, et les
-
ions iodure I apportés par une solution d'iodure de potassium.
Cette réaction est lente et totale, son équation-bilan est donnée ci-dessous :
H2O2 + 2 I + 2 H3O
4 H2O + I2
- +

On dispose des solutions suivantes :

-1

iodure de potassium, de concentration : 0,10 mol.L ;
-1

eau oxygénée, de concentration : 0,10 mol.L ;
-1

acide sulfurique, dont la concentration est voisine de 1 mol.L .
Principe des mesures : le mélange des réactifs ayant été fait à la date t = 0, on effectue à différentes dates des
prélèvements du milieu réactionnel et on dose le diiode formé.
Les mesures ont permis de suivre l'évolution de la concentration du diiode formé en fonction du temps, et de tracer
les deux courbes : [ I2 ] = f (t) données ci-après, pour deux solutions différentes :

solution (1) : mélange de 50,0 mL d'acide sulfurique + 90,0 mL d'iodure de potassium + 10,0 mL d'eau
oxygénée. Volume total : 150 mL.

solution (2) : mélange de 50,0 mL d'acide sulfurique + 50,0 mL d'iodure de potassium + 40,0 mL d'eau
distilllée + 10,0 mL d'eau oxygénée. Volume total : 150 mL.
 1°) Étude cinétique.
-1 -1
a) Définir la vitesse de formation du diiode à une date t. La calculer en mmol.L .min pour chacune des deux
courbes (a) et (b) à la date : t = 2 minutes.
b) Quel facteur cinétique justifie la disposition relative des deux courbes ?
En déduire la correspondance entre la solution (1) ou (2) et la courbe (a) ou (b).
c) Peut-on, à l'aide d'une seule courbe, mettre en évidence l'influence de ce facteur cinétique ?
Justifiez votre réponse.
2°) Étude du milieu réactionnel.
a) Calculer la quantité (exprimée en moles) d'eau oxygénée introduite dans chacune des solutions.
+
Même question pour les ions iodure et les ions H3O .
+
Remarque : l'acide sulfurique étant un diacide, une molécule d'acide libère deux ions H3O .
b) En déduire que, dans chacun des deux cas, l'eau oxygénée est le réactif limitant de la réaction.
c) Montrer que la concentration de diiode formé, lorsque la réaction est terminée, est en accord avec le résultat
de la question précédente.
d) Peut-on considérer que cette concentration limite est atteinte :
 pour le mélange (1) ?
 pour le mélange (2) ?

III ] C INÉTIQUE D E LA R ÉD UC TION D E H 2 O 2 P A R LE S IONS IOD UR E

1°) Principe et protocole expérimental.

L’équation-bilan de la réduction de H2O2 par les ions iodure (réaction 1) fait intervenir les couples oxydant /
réducteur : H2O2 / H2O et : I2 / I−.
Cette réaction est lente. Pour étudier la cinétique de cette réduction, on va mesurer la durée nécessaire pour
produire une certaine quantité de diiode.
Pour déterminer cette durée, on utilise la réaction d’oxydo-réduction très rapide entre le diiode et les ions
thiosulfate. Son équation-bilan s’écrit :
2- - 2-
I2 + 2 S2O3
2 I + S4O6 (réaction 2).
Les réactions 1 et 2 ont lieu successivement dans le milieu réactionnel.
-1
À une date t = 0, on mélange 10,0 mL d’eau oxygénée de concentration molaire volumique : C = 0,0400 mol.L , un
+ -
excès d’une solution acidifiée d’iodure de potassium ( K + I ), 1,00 mL d’une solution de thiosulfate de sodium de
-1
concentration molaire volumique : C’ = 0,100 mol.L et quelques gouttes d’empois d’amidon. On rappelle que l’empois
d’amidon colore en bleu une solution contenant du diiode.
Comme le diiode formé par la réaction 1 est consommé instantanément par la réaction 2, le mélange réactionnel
reste incolore jusqu’à la date : t1 = 48 s, date à laquelle il se colore en bleu.
a) Établir l’équation-bilan de la réaction 1.
b) Calculer, à la date t1, le nombre de moles de diiode produit par la réaction 1.
 c) À la date t1, on rajoute un deuxième millilitre de solution de thiosulfate de sodium qui fait disparaître la
coloration bleue de l’amidon. Celle-ci réapparaît à la date : t2 = 103 s. On rajoute un troisième millilitre de
solution de thiosulfate de sodium et la coloration bleue disparaît pour réapparaître à une date t3 où l’on
rajoute un autre millilitre de solution de thiosulfate, et ainsi de suite.
c.1) Pourquoi la coloration bleue disparaît-elle chaque fois que l’on rajoute 1,00 mL supplémentaire de solution
de thiosulfate ?
c.2) Montrer qu’entre deux rajouts de solution de thiosulfate le nombre de moles d’H2O2 disparu est le même.
Donner sa valeur numérique.
2°) Étude de la cinétique de la réaction 1.
Par application du protocole précédent, on a obtenu les résultats rassemblés dans le tableau suivant.

t en s 0,00 48,0 103 170 254 366 536 900

[ H2O2 ] 3,20 2,80 2,40 2,00 1,60 1,20 0,800 0,400

-1
en mol.L
a) Montrer, à l’aide des valeurs prises dans le tableau, que la réduction de H2O2 « ralentit ».
b) Construire, sur papier millimétré, la courbe donnant : [ H2O2 ] = f (t).
c) Définir et calculer une valeur de la vitesse instantanée de disparition de H2O2 à l’instant : t = 0.
d) Comment évolue, au fil du temps, la valeur de cette vitesse ? Proposer une explication.