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vitesse d'oxydation des ions iodure [12875]

(bboom) messages postés Posté le : 22/03/2006, 04:50 (Lu 17202 fois) Je ne suis pas certaine d'être à la bonne place pour poser la question, mais bon, je m'essaye... Voici la réaction suivante que j'ai exécuté en laboratoire : 2 KI + K2S2O8 ---> I2 + 2 K2SO4 j'ai suivi plusieurs manipulations afin d'en calculer une constante de vitesse, que je dois comparer avec la VRAIE constante de vitesse (valeur littéraire probablement)... mais je n'arrive pas à trouver cette valeur nulle part? Est ce que qqun pourrait me donner un coup de main?

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12877]

maurice Modérateur 1758 messages postés Posté le : 22/03/2006, 11:38 (Lu 17197 fois) Il n'y a pas de vraie ni de fausse valeur numérique à cette constante de vitesse. D'autre part je ne sais pas s'il existe des tables de constantes de vitesse, car elle varient avec la température. Professeur de chimie de niveau préuniversitaire

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12878]

darrigan Modérateur 2872 messages postés Posté le : 22/03/2006, 11:47 (Lu 17197 fois) Tu as deux méthodes pour mesurer la constante de vitesse : 1) D'abord trouver les ordres partiels (a1 et a2) par rapport à chaque réactifs, en faisant des séries d'expériences à une température T0 dans lesquelles les concentrations initiales des réactifs varient : v(t) = k [KI]a1 . [K2S2O8]a2 Il y a plusieurs méthodes pour trouver l'ordre global puis les ordres partiels... (voir ton cours de cinétique) Ainsi tu peux remonter à la constante de vitesse. 2) En faisant une série d'expériences à différentes températures et en utilisant la relation d'Arrhenius : k = A . exp(-Ea/RT) . ensuite tu traces ln k en fonction de 1/T, puisque ln k = ln A - Ea/RT. Cela suppose que la réaction a effectivement un comportement d'Arrhenius dans la gamme de température choisie (en général c'est vérifié). Tu trouve donc l'énergie d'activation Ea de ta réaction et le facteur préexponentiel A. Enfin tu peux calculer k pour une température donnée T0. Tu peux donc comparer les k obtenues avec ces deux méthodes pour cette température. Regarde là, ça te donnera peut-être des idées : http://www.uel-pcsm.education.fr/consultation/reference/chimie/cinet/observer/c_3/persulfate_2.htm

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12891]

(bboom) messages postés Posté le : 22/03/2006, 16:48 (Lu 17185 fois) Merci beaucoup darrigan(et maurice d'avoir pris le temps de répondre ;) Dans mon laboratoire, je n'ai fait que varier la concentration du K2S2O8 en fixant celle de I2, mais ca aurait probablement été meilleur de procéder à votre manière. Mais la méthode que j'ai utilisé ressemble un peu à la première. Cependant, je ne sais pas où trouver la vraie constante de vitesse. Voici une question à laquelle je dois répondre: "Quelle est la différence entre la constante de vitesse que vs avez évaluée et la vrai constante de vitesse de la réaction. Suggérez un procédure permettant de déterminer la vraie constante de vitesse de la réacion." Pour la procédure, j'ai trouvé, et j'imagine que les différences entre les constantes seraient causées par les nombreux erreurs expérimentales lors de mon laboratoire, mais je crois que j'aurais besoin de trouver la valeur de la constante de vitesse littéraire pour voir si mes résultats sont compatibles avec ceux de la théorie, voir si l'écart est significatif... bref :P Vous savez où je pourrais trouver cette constante de vitesse?

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12899]

darrigan Modérateur 2872 messages postés Posté le : 22/03/2006, 19:15 (Lu 17174 fois) Comme maurice l'a dit, il n'y a ni de vrai ni de fausse constante de vitesse ! En effet une constante de vitesse dépend de très nombreux facteurs cinétique, dont la température. Comparer ta valeur à celle d'un livre serait inutile. Il n'y a pas non plus de "tables de constantes de vitesse" pour la même raison. Peut-être que dans la méthode que tu utilises (grand excès d'un réactif par rapport à l'autre, ou bien proportions stoechiométriques ?), il y a une constante qui vient se multiplier à la la "constante de vitesse" pour donner une "constante de vitesse apparente" ? C'est peut-être ça qu'on te demande ? je n'en sais rien.

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12907]

maurice Modérateur 1758 messages postés Posté le : 22/03/2006, 20:51 (Lu 17165 fois) En réfléchissant à l'étrange demande qui t'est faite, je me demande ce que peut bien vouloir obtenir un professeur qui pose une question pareille. Parce qu'enfin, il n'y a pas de valeur vraie. Il y a des valeurs approchées, des valeurs moyennes, des valeurs mesurées. Mais il n'y a pas de valeurs vraies, comme il n'y a pas de valeurs fausses. Il n'existe pas non plus de valeurs théoriques, car la cinétique est une science qui ne se laisse pas prévoir. Elle est expérimentale, un point c'et tout. Mais à force de retourner la question, je me demande si ton prof ne voudrait pas que tu évoques le problème de l'activité, qui remplace la notion de concentration à concentration élevée. En effet, la vitesse d'une réaction double de vitesse si tu doubles la concentration d'un réactif. Mais ceci ne reste vrai que si les concentrations sont faibles, inférieures à 0.1 M. Si la vitesse d'une réaction est de a mol/s lorsque la concentration est de 0.1 M, elle devrait être de 2a quand la concentration est de 0.2 M. Mais elle ne l'est pas : elle est peut-être de 1.96 a quand la concentration est de 0.2 M. Et cela continue. A concentration 0.4 M, la vitesse n'est pas de 4 a, mais peut-être de 3.8 a. Et le reste à l'avenant. Mais cela dépasse un peu les compétences d'un enseignement moyen. On dit donc que une solution 0.2 M de l'exemple ci-dessus a le même effet sur la vitesse de la réaction que si elle était 0.196 M. On dit que une solution 0.2 M a una activité de 0.196 M. Tu me comprends ? Professeur de chimie de niveau préuniversitaire

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12922]

(bboom) messages postés Posté le : 22/03/2006, 23:43 (Lu 17156 fois) Darrigan : J'utilise la méthode où on utilise un grand excès d'un réactif par rapport à un autre (mélange, puis titrages à différents intervalles de temps). Ca ressemble à ce que vous avez proposé comme première méthode, seulement, je ne tiens compte que d'un seul réactif... alors j'imagine que ma constante de vitesse n'est pas "vraie", puisqu'elle ne tient pas compte de l'autre réactif... Et le but de mon protocole dit bien de déterminer la "valeur apparente" de la constante de vitesse de la réaction, alors je crois que vous avez raison ;) Maurice: Ouf, j'ai du relire 5 fois avant de comprendre, mais j'y suis arrivée O_O... si je regarde de près mon expérience, le but serait simpleemnt de déterminer l'ordre par rapport à S2O8 et d'en déduire la constante avec les graphiques, alors je ne crois pas avoir besoin de mentionner la notion de concentration élevée/problème de l'activité ^^;... mais merci beaucoup et j'ai appris ;) (oh, the joys of learning!) Et je file demander à mon professeur ce qu'il a bien voulu dire

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12941]

prépacide 168 messages postés Posté le : 23/03/2006, 14:48 (Lu 17143 fois) Ta méthode est bonne, tu as effectué ce qu'on appelle une dégénerscence de l'ordre, c'est à dire que la concentration du réactif en grand excès n'intervient plus dans l'expression de la vitesse de réaction car elle ne varie quasiment pas d'ou l'expression de la vitesse de réaction: vt=k'.[S2O82-] Mais en effet c'est une approximation, la vraie vitesse de réaction est: vt=k.[S2O82-].[I-]2 Donc attention, avec ta dégénérescence de l'ordre, ta constante de vitesse vaut en fait: k'=[I-]².k avec k ta vraie constante de vitesse que tu peut ensuite déterminer avec la loi d'Arrhénius comme Darrigan te l'a si bien dit! j'espère que c'est ce que tu voulais...

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12949]

darrigan Modérateur 2872 messages postés Posté le : 23/03/2006, 18:24 (Lu 17137 fois) Citation : prépacide Ta méthode est bonne, tu as effectué ce qu'on appelle une dégénerscence de l'ordre C'est cette méthode, que tu peux aussi trouver dans les livres sous le nom "méthode d'isolement d'Ostwald"? A mon avis, c'est bien l'histoire de la constante de vitesse apparente que ton prof a voulu dire... Bien que la nuance sur la concentration, proposée par maurice, soit tout à fait juste, et d'ailleurs je n'y avait jamais pensé !! Comme quoi le forum sert à tout le monde Pour passer de ta constante de vitesse apparente k', à la constante de vitesse réelle k, d'après ce qu'a écrit prépacide, il suffit de diviser par la concentration du réactif qui est en excès et supposée constante (à la puissance de l'ordre partiel bien sûr...).

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure [12963]

(bboom) messages postés Posté le : 24/03/2006, 01:38 (Lu 17121 fois) D'accord ^^;... mais d'où vient cette formule k'=[I-]².k ? et pourquoi exposant au carré pour le I-....? J'ai trouvé dans un livre que l'ordre partiel de I- est d'ordre 1 non? et en utilisant la formule k'=[I-]².k comme vous l'avez dit, je serais capable de trouver la vraie constante de vitesse non? pourquoi est-ce que j'aurais encore besoin d'utiliser la loi d'Arrhénius?.... *am confused* Ensuite, j'aimerais vous demander une autre question! Le mélange que j'ai fabriqué (I2 et S2O8), j'ai du ensuite le titrer à différents intervalles de temps (titre le I2)... or, dans le mélange, j'ai du ajouter de l'eau glacée... Au début, j'ai cru que c'était pcq le I2 était volatile et qu'en ajoutant de l'eau glacée, il serait possible de rendre ce dernier moins volatile (durant le titrage, qui se fait librement sans bouchon ou couvert)... mais j'en suis moins sure maintenant... ne serait-ce pas plutot pour ralentir la réaction entre les 2 réactifs? Car le temps (du chronomètre) que j'ai noté correspond à une concentration S2O8 que j'ai calculé éventuellement grâce au volume du titrage.... bref, si vous me comprenez, répondez.... ou ignorez ce second paragraphe, ce n'est pas important :P (j'ai grande difficulté a m'expliquer et je mache mes mots :P) ^^;... merci encore une fois de votre aide précieuse...

Re: vitesse d'oxydation des ions iodure

prépacide 168 messages postés Posté le : 24/03/2006, 22:41 (Lu 17094 fois) Heu, tu as raison en fait bboom, en général l'exposant du réactif est égal a son coefficient stoechiométrique (loi de Van't Hoff), mais ici, l'ordre partiel de I- est effectivement 1. D'ou ta vraie constante de vitesse: k=k'/[I-]o Et si tu connais k', tu n'as évidemment plus besoin de la loi d'Arrhenius. Lorasque tu ajoute de l'eau glacée dans la solution(ça s'appelle une "trempe", c'est son nom!), tu refroidis brusquement et tu stoppe presque la réaction, ce qui est nécessaire pour que ton dosage soit juste, en général, pour stopper la réaction on essaye de ne pas modifier le volume de la solution, c'est pour cela que l'on met plutot le bécher contenant la solution dans un "bain marie" d'eau glacée"! Citation C'est cette méthode, que tu peux aussi trouver dans les livres sous le nom "méthode d'isolement d'Ostwald"? Tout a fait, c'est exactement la même chose!

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