SUIVI TEMPOREL D’UNE REACTION CHIMIQUE

 

Problématique :  Comment effectuer un suivi quantitatif de la transformation permettant d’obtenir une courbe d’évolution de la transformation chimique au cours du temps. 

                                              

I Suivi par dosage

 

1° Principe

 

On réalise le mélange réactionnel à un instant fixé à t =0, puis on laisse le mélange évoluer. Pour suivre son évolution on dose la quantité de l’un des réactifs restant ou de l’un des produits formé au cours de l’avancement de la réaction. Il faut alors fractionner le mélange en différentes portions qui seront ensuite dosées à différents instants ( Act.2 p.50 ), ou prélever les échantillons à doser directement dans le mélange réactionnel à différents instants ( T.P. p.58 ).

Pour connaître la composition du mélange à un instant précis, on stoppe l’avancement de la réaction pendant le dosage par la trempe de l’échantillon qui consiste à le diluer dans l’eau glacée (doc.3 p.49).La connaissance de l’évolution n = f (t)  ou de C = f (t) de l’un des réactifs ou produit de réaction permet de déduire l’avancement x = f(t) à partir du tableau d’avancement.

 

1° Exemple : Suivi de la réaction  2I- + H2O2 +2H+  =  I2 + 2H2O, par le dosage du diiode. Voir act. A p.46.

 

La réaction de dosage du diiode est I2 + 2S2O32-  =  2I- +  S4O62-. Voir doc2 p.48.

Elle permet d’écrire la relation d’équivalence n(I2)/1 = n(S2O32-)/2 donc n(I2) = CVE/2.

Attention : Il ne faut pas confondre la réaction de dosage avec la réaction étudiée. La réaction de dosage permet uniquement de connaître la quantité de réactif consommé ou de produit formé dans la réaction étudiée.

 

La connaissance de n(I2)à différents instants , permet d’obtenir l’évolution de  x, donc de n(I-), n(H2O2) ou n(H+) en fonction du temps ( doc. 5 et 6 p.51 ) à partir du tableau d’avancement :

                                    2I-         +                    H2O2             +         2H+                  =      I2        + 2H2O

t = 0 ; x = 0

n0(I-)

n0(H2O2)

n0(H+)

0

excès

t ¹ 0 ; x ¹ 0 

n(I-) = n0(I-) - 2x

n(H2O2) = n0(H2O2) –x

n(H+) = n0(H+) – 2x

n(I2) =  x

excès

 

 

2° Exemple : Suivi de la réaction 2H2O2  =  2H2O + O2(g), par dosage de H2O2 restant. Voir T.P.

 

 II Suivi par spectrophotométrie

 

1° Loi de Beer Lambert

 

Les solutions colorées absorbent une partie du spectre de la lumière blanche ( Act. B p.46 ). L’intensité lumineuse transmise après la traversée d’un échantillon de solution colorée est inférieure à l’intensité lumineuse incidente qui arrive sur l’échantillon. ( Doc.4 p.47 )

Le spectrophotomètre mesure l’absorbance A de la solution. Elle dépend de la longueur d’onde de la lumière qui traverse l’échantillon ( Doc.6 p.47 ), de l’épaisseur de la solution traversée ( Doc 11 p.54 ) et de la concentration ( Doc. 12 et 13 p.54 et 56 ).

A(l) = e(l).l .C

 

A=1 signifie que 10% de la lumière est transmise,  mais A = 2 , 1% seulement et A = 3 correspond à 0,1%de lumière transmise.

Le coefficient de proportionnalité e(l) est appelé coefficient d’extinction molaire. Il dépend de l’espèce chimique en solution et de la longueur d’onde de la lumière absorbée.  Remarque : Si une solution absorbe fortement le bleu mais pas les autres couleurs elle paraît jaune et inversement si elle absorbe le jaune, elle paraît bleue. ( Doc 2,3 et 6 p. 46 et 47 ).

 

Pour une longueur d’onde et une épaisseur de solution fixée, l’absorbance A est proportionnelle à la concentration C : A = f (C) est une droite passant par l’origine ( Doc 14 p.55 ). A partir de cette droite on déduit C de la mesure de A.  Pour cela on choisit souvent la longueur d’onde notée  lmax  pour laquelle la lumière est la plus absorbée par la solution ( Doc. 6 p.47 )

 

2° Principe de suivi spectrophotométrique

 

On détermine  lmax pour le réactif ou le produit coloré de la réaction dont on veut suivre l’évolution. Puis on réalise des mesures de A à différentes concentrations pour tracer la droite A = f(C). Enfin, on effectue les mesures de A à différents instants pour le mélange réactionnel placé dans la cuve. On en déduit l’évolution C = f ( t ) du produit ou du réactif coloré, puis l’avancement x = f(t)  à partir du tableau d’avancement .

 

Exemple : Suivi de la réaction 2I-  +  S2O82-   =  I2  +  2SO42- où seul I2 est coloré. Voir p. 70 ,71 et T.P p.79.

 

III Suivi conductimétrique

 

1° Conductance et conductivité

 

G  = s ( S/L)   G : conductance en siemens ( S );  s : conductivité de la solution ( S.m-1) ;  S  surface de la section de solution traversée par le courant ( m2) et L la longueur de  solution traversée par le courant ( m ).

(Rem : La conductance G est l’inverse de la résistance R : U = RI ; G = 1/R et I = GU.)

 

La conductivité s d’une solution diluée est proportionnelle à la concentration des ions présents dans la solution. Donc pour un couple d’ions ( M+ , X- ) on a :

 sont les conductivités molaires ioniques ( S.m2.mol-1 ). [] et [] sont les concentrations molaires des ions ( mol.m-3 ).

 

2° Principe

 

On mesure la conductance G ou la conductivité σ à différents instants au cours de l’évolution du mélange réactionnel. On recherche la relation entre G ou σ et les concentrations de réactifs ou de produits. On en déduit une relation entre l’avancement x ( t ) et G ( t ) ou σ ( t ) à partir du tableau d’avancement.

 

Exemple : RCl + H2O = ROH + H+ + Cl- ; l’un des produit de la réaction l’acide chlorhydrique est ionique, la solution laisse passer le courant donc on peut mesurer sa conductance. Voir p. 52.

 

IV Suivi manométrique et volumétrique

 

1° Suivi manométrique

 

La loi des gaz parfaits est P.V = n R.T.  P pression en pascal (Pa) ;  V volume de gaz ( m3 ) ; T température en kelvin (K) , R constante des gaz parfaits (R = 8,31 U.S.I.) et n nombre de moles de gaz  (mol.)

 

Lorsqu’une réaction chimique produit ou consomme un gaz on peut mesurer la pression P(t) à différents instants. On en déduit le nombre de moles total  de gaz ( réactif et/ou produit de réaction ) présent dans le système chimique : n(t) = P(t)V/ RT (à volume et température fixés) et on établit une relation entre P(t) et x(t) à partir du tableau d’avancement. Exemple : N2O(g) = N2(g) + ½ O2(g)   Voir p.61

 

2° Suivi volumétrique

 

Lorsqu’une réaction chimique produit ou consomme un gaz on peut mesurer le volume de gaz v(t)à différents instants. On en déduit le nombre de moles total  de gaz ( réactif et/ou produit de réaction ) présent dans le système chimique : n(t) = v(t)/Vm (à pression et température fixées) et on établit une relation entre v(t) et x(t) à partir du tableau d’avancement. Exemple : 2H2O2  =  2H2O + O2(g)  Voir p. 53