Spectrophotométrie I2 H2o2

on se propose d’étudier la réaction entre les ions iodure I– et le peroxyde d’hydrogène H2O2 en milieu acide. Cette réaction est lente et peut être considérée comme totale. Ces deux espèces chimiques appartiennent aux couples d’oxydoréduction I 2(aq) / I–(aq) e t H2O2(aq) / H2O(l). Parmi ces espèces, seul le diiode est coloré (jaune) en solution aqueuse. L’étude de la cinétique se fait par spectrophotométrie. I.1. Étude de la réaction d’oxydoréduction et préparation de la solution I.1.1. Écrire les

mL d’une solution de peroxyde d’hydrogène (H2O2 ), de concentration c = 0,10 mol.L-1. On observe alors l’apparition d’une coloration jaune très pâle qui se renforce progressivement ; cette coloration est caractéristique du diiode en solution aqueuse. La transformation d’oxydoréduction qui se déroule alors peut être décrite par l’équation suivante : H2O2 (aq) + 2 H3O+(aq) + 2 I –(aq) = 4 H2O(l) + I2 (aq) 2.1. Par spectrophotométrie, on établit la courbe qui représente l’évolution

coloration brune disparaît donc au cours de la transformation. 2.  La quantité de matière initiale des ions S2O32- est la même dans les deux systèmes. Par ailleurs, on note  que ni(S2O32-) < 2 ni(I2). Les ions thiosulfate constituent donc le réactif limitant. Dans tous les cas, il reste  donc du diiode en fin de réaction. La quantité de matière initiale de I2 est plus importante dans le système 1 que dans le système 2. En fin  de réaction, il restera donc plus de diiode dans le système 1 que dans le 2 : le système 1 sera plus coloré 

transformation chimique, à l’instant t, est la quantité de matière disparue (pour un réactif) ou apparue (pour un produit), divisé par le nombre stœchiométrique correspondant. L’avancement s’exprime en mole.  TABLEAU D’AVANCEMENT Exemple : I2 + 2 S2032-  2 I- + S4062- avanct Etat initial x = 0 n0 n0 0 0 Etat intermédiaire x Etat final (maximal) x = xmax Pour une transformation totale, si les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques, ils disparaissent

L’activité 1 Fabrication de matières colorées répond à la compétence : « Pratiquer une démarche expérimentale mettant en œuvre une extraction, une synthèse, une chromatographie » ; l’activité 2 Absorbance d’une solution introduit les techniques de spectrophotométrie et travaille la compétence « Interpréter la couleur d’un mélange obtenu à partir de matières 32 LIVRE DU PROFESSEUR 5908_LDP_Chap04.indd 1 13/09/11 15:48:13 colorées. ». L’activité 3 Mesure de la concentration d’une espèce colorée

L’activité 1 Fabrication de matières colorées répond à la compétence : « Pratiquer une démarche expérimentale mettant en œuvre une extraction, une synthèse, une chromatographie » ; l’activité 2 Absorbance d’une solution introduit les techniques de spectrophotométrie et travaille la compétence « Interpréter la couleur d’un mélange obtenu à partir de matières 32 LIVRE DU PROFESSEUR 5908_LDP_Chap04.indd 1 13/09/11 15:48:13 colorées. ». L’activité 3 Mesure de la concentration d’une espèce colorée

tem I 2/I nsforma scrip r a a O et u de 4. L - à l'état fi valeu min? / H 2 car la tr blea I H 2O 2 e est la de 7 e ta nt : u acid l. L elle u bout o u -2 u so ie 5. Q ode a 0 m en je r en mil dii sont: 2 = 2.1 mis dox travaille actifs on 2.V tion + I2 es re e es ré - ) = C éacti la r Solu s coulp ssaire d f. H 2O les d et no(I e ti itia n de + A 4 1. L st néce e réac tière in -3 mol atio ol) Equ - 2 H 3O e (m . Il e + comm s de ma 7,5.10 ue est: 2 èr iq I + = mati H 3O uantité +2 .V 1 me chim s de

conductimètre mesure la conductance G (en S) de la cellule plongée dans la solution, reliée à la conductivité par un paramètre, appelé constante de cellule kcell (en m−1) dépendant de la géométrie de la cellule de mesure : σ = G.kcell . . ✦ Rappel : Spectrophotométrie ✦ • Si une substance absorbe la lumière à la longueur d’onde λ, son absorbance A (sans dimension) vérifie la loi de Beer-Lambert : A = ǫλ.l.C où : - ǫλ est le coefficient d’extinction molaire (en L.mol−1.cm−1) caractéristique de la substance

Couple I2/I- et H2O2 / H2O Écrire l’équation de la réaction chimique. .V. Les facteurs cinétiques. 1) Influence de la concentration des réactifs a) expérience : oxydation des ions iodures par l’eau oxygénée : On fait varier la concentration de l’un des réactifs par exemple la concentration de H2O2. Dans les 3 cas, le réactif limitant est l’iodure de potassium. La quantité de matière de I2 formée est la même dans les 3 béchers. Becher 1 5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol/L 5 mL de H2O2 à 0,10

exemple les réactions de dosage  et des réactions très « lentes » : oxydation de la plupart des métaux à l’air, transformation du carbone diamant en carbone graphite, etc. Pour mieux comprendre, considérons la réaction d’oxydo-réduction des ions I- et H2O2 en milieu acide. D’après les potentiels redox standards, cette réaction d’oxydoréduction est thermodynamiquement possible. On réalisant cette expérience, on observe que la coloration brune caractéristique du diiode n’apparait pas immédiatement. 4