Chapitre 2. Suivi temporel d une transformation chimique
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<strong>Suivi</strong> <strong>temporel</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong> 02 CHAPITRE<br />
1- <strong>Suivi</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong> par <strong>une</strong> méthode <strong>chimique</strong><br />
1.1. <strong>Suivi</strong> par dosage<br />
On dose des échantillons prélevés au milieu réactionnel en évolution.<br />
Exemple : (TP2)<br />
2 I - + S 2O 8 2- I2 + 2 SO 4 2-<br />
iodure peroxodisulfate diiode sulfate<br />
CHIMIE 5<br />
On effectue un prélèvement et on bloque la réaction. Pour déterminer la concentration [I 2], on procède à un dosage.<br />
Le choix de la réaction de dosage est important :<br />
- elle doit être rapide, totale<br />
- ne donner lieu qu'à <strong>une</strong> seule réaction possible entre les espèces<br />
- on doit pouvoir mettre facilement en évidence l'équivalence du dosage.<br />
On dose le diiode avec des ions thiosulfate. (on obtient des ions tétrathionate)<br />
La réaction de dosage est : I 2 + 2 S 2O 3 2- 2 I - + S4O 6 2-<br />
Le diiode est caractérisé par la couleur bleue qu’il donne avec l’amidon (ou le thiodène). L'équivalence est atteinte<br />
lorsque la couleur bleue disparaît de manière soudaine : le diiode a alors disparu.<br />
Tableau d’avancement<br />
Dressons le tableau d'évolution de la réaction au cours du temps, celle ci étant complète. Les ions peroxodisulfate<br />
sont en excès, le réactif limitant (ions iodure) disparaît à la fin.<br />
x 2 I - S 2O 8 2- I2 2 SO 4 2<br />
E Initial 0 n excès 0 0<br />
E intermed. x n – 2x excès x 2x<br />
E Final x f 0 excès n/2 n<br />
Le dosage du diode permet de déterminer x à différentes dates.<br />
1.<strong>2.</strong> Autre méthode : colorimétrique<br />
Voir TP1<br />
1.3. Courbe x = f(t)<br />
On obtient par exemple :<br />
4<br />
3,5<br />
3<br />
2,5<br />
2<br />
1,5<br />
1<br />
0,5<br />
x (mmol)<br />
0<br />
0 10 20 30 40 50<br />
temps(min)<br />
<strong>Suivi</strong> <strong>temporel</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong>
2- Vitesse volumique de réaction<br />
CHIMIE 6<br />
<strong>2.</strong>1. Définition<br />
L'avancement de la réaction est <strong>une</strong> fonction du temps. Pour caractériser la variation de l’avancement on définit la<br />
vitesse volumique de réaction v(t) à l'instant t :<br />
c’est la dérivée par rapport au temps de l'avancement de la réaction x, divisée par le volume du milieu réactionnel<br />
V milieu, (quand la réaction se produit en phase homogène liquide) :<br />
Unités : - x en mol<br />
- Vmilieu en L<br />
- t en s (ou min ou h )<br />
- v en mol.L -1 .s -1<br />
v =<br />
1<br />
Vmilieu<br />
<strong>2.</strong><strong>2.</strong> Détermination graphique : méthode des tangentes<br />
On trace la tangente à la courbe en un point d’abscisse t. La valeur de la pente de la tangente donne celle de la<br />
vitesse de la réaction à l'instant t, notée v(t). On peut reprendre la même construction pour différents points<br />
expérimentaux et définir ainsi la vitesse de la réaction à chaque instant.<br />
Exemple :<br />
4<br />
3,5<br />
3<br />
2,5<br />
2<br />
1,5<br />
1<br />
0,5<br />
x (mmol)<br />
dx<br />
dt<br />
0<br />
0 10 20 30 40 50<br />
temps(min)<br />
<strong>2.</strong>3. Évolution de la vitesse en fonction du temps<br />
Dans le cas général la vitesse d'<strong>une</strong> réaction est maximale à t = 0, décroît ensuite puis s'annule lorsque la réaction<br />
est terminée.<br />
La vitesse de la <strong>transformation</strong> est la plus élevée lorsque les concentrations des réactifs sont les plus grandes, c'està-dire<br />
au début.<br />
Les réactifs disparaissant, la vitesse de la réaction diminue et s’annule lorsque la <strong>transformation</strong> est terminée.<br />
2-4. Temps de demi-réaction<br />
Le temps de demi-réaction, noté t 1/2 est atteint lorsque l'avancement de la réaction x est égal à la moitié de son<br />
avancement maximal, soit :<br />
à t = t 1/2 alors x = x max/2<br />
Intérêt<br />
Le temps de demi-réaction permet d’évaluer la durée de la <strong>transformation</strong> : celle-ci est terminée au bout d’environ<br />
5.t 1/2<br />
<strong>Suivi</strong> <strong>temporel</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong>
3- <strong>Suivi</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong> par conductimétrie<br />
3.1. Rappel de conductimétrie<br />
a) Conductance d’<strong>une</strong> portion de solution :<br />
• méthode utilisée pour <strong>une</strong> solution ionique.<br />
• grandeur mesurée : la conductance de la portion de solution : G<br />
• unité de la grandeur utilisé : siemens S)<br />
• Relations :<br />
G = S σ<br />
l<br />
ou σ = k.G<br />
Avec - paramètre de cellule : k = S l en m -1<br />
- conductivité de la solution σ en S.m -1<br />
b) Conductivité d’<strong>une</strong> solution<br />
La conductivité de la solution est donnée par : σ = ∑λi i C .<br />
Avec - conductivité ionique molaire : λ en S.mol -1 .m 2<br />
- concentration de l’espèce ionique C en mol.m -3<br />
c) Conductivité molaire ionique<br />
λ dépend de la nature de l’ion et de la température.<br />
CHIMIE 7<br />
3.<strong>2.</strong> Détermination de concentrations<br />
La mesure de la conductance permet de déterminer la concentration d’<strong>une</strong> espèce ionique, donc de suivre l’avancement<br />
en continu.<br />
ATTENTION : Les concentrations doivent s’exprimer en mol.m -3<br />
4- <strong>Suivi</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong> par spectrophotométrie<br />
4.1. Rappels sur la lumière.<br />
La lumière blanche est <strong>une</strong> lumière polychromatique.<br />
La lumière blanche comporte toutes les longueurs d’onde comprises entre 400 et 800 nm.<br />
4.<strong>2.</strong> Le Spectrophotomètre.<br />
a) Description.<br />
<strong>Suivi</strong> <strong>temporel</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong>
Un spectrophotomètre comprend :<br />
- <strong>une</strong> source lumineuse polychromatique (lumière blanche émise par <strong>une</strong> lampe à filament de tungstène).<br />
- un monochromateur permettant de sélectionner <strong>une</strong> longueur d'onde à partir de la lumière blanche. Il<br />
est formé d'un prisme ou d’un réseau qui disperse la lumière blanche. La sélection se fait à l'aide d'<strong>une</strong><br />
fente.<br />
- <strong>une</strong> cuve contenant un échantillon de solution de l'espèce colorée que l'on étudie.<br />
- <strong>une</strong> cellule photoélectrique et un détecteur électronique qui permet <strong>une</strong> mesure relative de l'intensité<br />
lumineuse. L'affichage la donne soit en transmittance T , soit en absorbance A.<br />
CHIMIE 8<br />
b) absorbance<br />
Lorsqu'un faisceau de lumière monochromatique traverse un milieu absorbant, l'intensité du faisceau transmis I est<br />
inférieure à l'intensité I 0 du faisceau incident.<br />
I0 l’absorbance de la solution : A = log , grandeur sans unité<br />
I<br />
c) Réglages.<br />
- Réglage du zéro : Il faut éliminer les absorptions dues à la cuve et au solvant. Avec la cuve remplie de solvant<br />
on règle l’absorption à 0.<br />
- Réglage de l’absorption maximale : Avec un écran opaque on règle l’intensité transmise à zéro.<br />
d) Courbe d’étalonnage.<br />
Recherche du maximum d’absorption<br />
On introduit la solution colorée de permanganate de potassium dans la cuve et on mesure l’absorption pour toutes les<br />
longueurs d’onde du visible.<br />
On obtient la courbe d’absorption :<br />
Si par exemple la solution est violette, elle absorbe dans le vert, soit vers 530 nm.<br />
On fera ensuite l’étude en lumière monochromatique avec λ = 530 nm, pour que les mesures soient les plus précises<br />
possibles.<br />
<strong>Suivi</strong> <strong>temporel</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong>
Tracé de la courbe<br />
On relève les valeurs d’absorption pour différentes valeurs de concentration de la solution étudiée.<br />
On trace la courbe d’étalonnage :<br />
Conclusion : On obtient <strong>une</strong> droite passant par l’origine : les deux grandeurs sont proportionnelles.<br />
CHIMIE 9<br />
4.3. Loi de Beer-Lambert<br />
L’absorbance d’<strong>une</strong> solution est proportionnelle à la concentration de l‘espèce <strong>chimique</strong> responsable de l’absorption (à<br />
la longueur d’onde utilisée)<br />
A = k.C<br />
Avec : - A absorbance, sans unité<br />
- C concentration de l’espèce en mol.L -1<br />
- k : constante en L.mol -1<br />
Remarque 1 l’absorption dépendant de la longueur de produit traversé, on peut écrire : A = ε .l.C<br />
- ε : coefficient d’extinction molaire, en L.mol -1 .cm -1<br />
- l : longueur de la cuve en cm<br />
Remarque 2 :<br />
L'absorbance est <strong>une</strong> grandeur additive: si deux substances absorbantes sont présentes dans la même solution aux<br />
concentrations respectives C 1 et C 2, l'absorbance mesurée à la longueur d'onde λ vaut :<br />
A = k 1.C 1 + k <strong>2.</strong>C 2<br />
A<br />
C (mol/L)<br />
4.4. Mesure de concentrations<br />
La mesure de A et la connaissance de la courbe d’étalonnage permettent de déterminer la concentration d’<strong>une</strong><br />
espèce colorée.<br />
<strong>Suivi</strong> <strong>temporel</strong> d’<strong>une</strong> <strong>transformation</strong>