Correctrice : Vincent Robert

Domaine : Analyses quantitativesThème : Cinétique

Elément imposé : Solvolyse du chlorure de tertiobutyle

Introduction :La cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques.

Certaines réactions sont totales et très rapides, voire instantanées, comme les explosions. D'autres sont tellement lentes qu'elles durent plusieurs années (comme la formation de la rouille), voire plusieurs siècles (comme la formation du charbon ou du pétrole).

La cinétique présente un intérêt majeur pour l'industrie chimique, qui va chercher à obtenir les meilleurs rendements en un minimum de temps, et qui cherche donc les conditions les plus favorables à une cinétique rapide. La cinétique doit donc être étudiée pour optimiser les réactions mais aussi pour comprendre les mécanismes des réactions. Il existe de nombreuses techniques que l’on peut exploiter pour suivre la cinétique d’une réaction. Nous allons commencer par mesurer la vitesse d’une réaction, la dismutation du peroxyde d’hydrogène, en suivant la formation d’un produit formé. Puis, nous allons mesurer la vitesse d’une autre transformation, la décoloration de l’érythrosine B par l’eau de Javel, en suivant cette fois-ci la disparition du réactif. Nous pourrons aussi déterminer les ordres partiels des deux réactifs et la constante de vitesse de la réaction. Ensuite, nous étudierons l’influence du solvant sur la cinétique d’une réaction. Puis, nous terminerons par mesurer la vitesse de corrosion du fer.

Plan :

1. Mesure de la vitesse d’une réaction : dismutation du peroxyde d’hydrogène, La Chimie expérimentale, Le Maréchal, p. 280

2. Détermination de paramètres cinétiques : suivi de la décoloration de l’érythrosine B, 40 expériences illustrées de chimie générale et organique, Gruber, De Boeck, p.131

3. Influence (de la température) et du solvant sur la cinétique d’une réaction : Solvolyse du chlorure de tertiobutyle, Daumarie, p.71

4. Mesure d’une vitesse de corrosion, Sarrazin p.294

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MontageCinétique

Claire Schlewitz 15/04/2021

Titre de l’expérience : Cinétique de la dismutation de l’eau oxygénée catalysée par MnO2, La Chimie expérimentale, Le Maréchal, p. 280

Thèmes Techniques mises en œuvreDismutation, Catalyse, Cinétique Mesure d’un volume de gaz

Objectifs du TP : Mesurer la vitesse de réaction en suivant la formation d’un produit formé

Produits :- Dioxyde de manganèse (MnO2) (solide)- Solution de peroxyde d’hydrogène à 2 mol.L-1

Matériel :- 2 erlenmeyers de 250 mL avec un bouchon avec un trou- Un tube coudé- Une burette graduée de 25mL- Une cuve à eau (ou un seau)- Une pipette jaugée de 2mL- Un chronomètre- Un agitateur magnétique

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Nom :SCHLEWITZ Prénom : Claire

Titre de l’expérience : Cinétique de la dismutation de l’eau oxygénée catalysée par MnO2, La Chimie expérimentale, Le Maréchal, p. 280

Mesures de sécurité

Protocole- Peser précisément une masse de l’ordre d’une demi-spatule, 0.5g à 1g de MnO2.

L’introduire dans l’erlenmeyer avec environ 100 mL d’eau distillée.- Dans la burette, le niveau de l’eau est au-dessus de la graduation la plus haute (la réaction

va produire un gaz (O2) qui va être mesuré dans la burette renversée ; il faut donc qu’elle soit initialement bien pleine).

- Mettre en marche l’agitation magnétique.- Attention : ce qui suit demande une bonne organisation car il va falloir prendre plusieurs

données numériques en moins d’une minute.- Ajouter dans l’erlenmeyer 2 mL d’eau oxygénée à 2 mol.L-1 et bien boucher l’erlenmeyer.- On déclenche le chronomètre (t=0) quand le niveau de l’eau passe par la graduation la plus

haute de la burette. Suivre le volume de dioxygène dégagé en fonction du temps.

- Récupération   du   catalyseur : quand la réaction est terminée, filtrer le contenu de l’erlenmeyer à travers un filtre plissé préalablement taré. Rincer le résidu solide. Le filtrat doit être limpide.

- Faire sécher le filtre et le résidu qu’il contient à l’étuve (80-100°C)

- Quand le papier du filtre est sec, peser pour en déduire la masse du résidu.

- Tracer vol(O2)=f(t) : la pente de la courbe est la vitesse de la réaction de dismutation.

Destruction des produits – Elimination des déchets1

1 Bidons de récupération disponibles : métaux lourds, solvants organiques halogénés, solvants organiques non chlorés, acides, bases

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Résultats et discussionEquation de la réaction : 2 H2O2 (aq )=O2(g )+ H 2O(l )

La vitesse de la réaction peut s’écrire :

v=dnO2

dt= 1

V m

dV O2

dt

En effet, V O2

nO2=V m⇔nO2=

V O2

V m

4

5

Questions :- Peut-on utiliser d’autres catalyseurs pour cette réaction ? Oui, comme par exemple les ions

Fe2+ ou encore un morceau de radis.- Quel type de catalyse avons-nous avec le radis ? Une catalyse enzymatique.- Pourquoi conserve-t-on H2O2 dans le frigo ? Pour ralentir la dismutation de H2O2. Le froid et

l’absence de lumière ralentissent la cinétique de dismutation du peroxyde d’hydrogène.- Que faut-il supposer pour que votre expérience fonctionne ? Il faut supposer que le

dioxygène ne se dissout pas dans l’eau.- Pourquoi O2 se dissout mal dans l’eau ? Il s’agit d’une espèce non chargée. Ce sont les

espèces chargées et polaires qui se dissolvent bien dans l’eau.- Quelle est la définition mathématique de la vitesse ? Il s’agit de la dérivée de l’avancement

par rapport au temps (* 1/V).- Quel est le type de grandeur de l’avancement ? Une grandeur intensive.- Qu’utilise-t-on en catalyse hétérogène ? Une vitesse surfacique.- Est-ce que la pression change dans la colonne ? Oui -> nivellement barométrique- Est-ce que c’est grave ? Si on se déplace de 10 cm, est-ce que cela a une grande 

importance ? Non. Quelle est la hauteur d’eau pour une différence de pression de 1bar ? 10m, donc sur une hauteur de 10 cm, la variation de pression est négligeable.

-Remarque : On aurait éventuellement pu remonter à l’ordre de la réaction sur cette manipulation.

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Titre de l’expérience: Suivi cinétique de la décoloration de l’érythrosine B, 40 expériences illustrées de chimie générale et organique, Gruber, De Boeck, p.131

Thèmes Techniques mises en œuvreCinétique chimique, Détermination de l’ordre

d’une réaction, Dégénérescence de l’ordre, colorants alimentaires

Titrage colorimétrique, Spectroscopie UV-visible, Dilution

Objectifs du TP : Déterminer la constante de vitesse et les ordres partiels de la réaction entre l’érythrosine B et les ions hypochlorites

Produits :- Erythrosine B- Solution d’hypochlorite de sodium (10-15%)- Solution de thiosulfate de sodium à 0.05 mol.L-1 (V=100mL)- Solution d’iodure de potassium à 15% (V=50mL)- Solution d’acide éthanoïque à 3 mol.L-1 (V=25mL)- Thiodène

Matériel :- 3 fioles jaugées de 100mL- 1 pipette graduée 2mL- 2 pipettes jaugées de 5mL- 2 pipettes jaugées de 10mL- 2 pipettes graduées de 10mL- 5 béchers de 25 mL- 6 béchers de 50mL- 1 burette graduée de 25 mL- 1 éprouvette graduée de 10mL- Cuves en plastique pour le spectrophotomètre- 1 agitateur magnétique- 1 erlenmeyer de 100mL

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Nom :SCHLEWITZ Prénom : Claire

Titre de l’expérience: Suivi cinétique de la décoloration de l’érythrosine B, 40 expériences illustrées de chimie générale et organique, Gruber, De Boeck, p.131

Mesures de sécuritéBlouse, Hotte, Gants, Lunettes

Protocole

Préparation de la solution- Dans une fiole jaugée de 100 mL, introduire 15 mg (17 µmol) d’érythrosine B et compléter

avec de l’eau distillée (solution ayant un fort pouvoir colorant : mettre des gants et manipuler proprement).

- On dilue ensuite cette solution en plaçant 5 mL dans une fiole de 100 mL et on complète à nouveau avec de l’eau distillée. On obtient une solution S1 de concentration C = 8,5.10-6 mol.L-1.

On enregistre le spectre entre 400 et 800 nm afin de déterminer la longueur d’onde d’absorption maximale pour la solution S1.

λmax= 524.57 nm   A= 0.454

Déterminer également le coefficient d’absorption molaire de l’érythrosine B à partir de la loi de Beer-

Lambert : A=εl [erythrosine ] : ε=AlC

= 0.4541∗8.5∗10−6 =5.34∗104 L .mol−1 . cm−1

Titrage des ions hypochlorite ClO- par la méthode de Bunsen- Diluer 20 fois l’eau de Javel commerciale (≈ 9% en chlore actif) dans une fiole de 100 mL.- Pipeter 10,0 mL de cette solution et transvaser dans un erlenmeyer de 100 mL.- Ajouter à l’éprouvette 10 mL de solution à 15% de KI et 5 mL de solution à 3 mol.L -1 d’acide

éthanoïque. (Respecter l’ordre d’ajout pour éviter la formation de dichlore).- Effectuer le titrage avec la solution de thiosulfate (C = 0,05M) jusqu’à obtenir une solution

incolore. Lorsque la solution devient jaune clair, ajouter du thiodène pour repérer plus facilement l’équivalence.

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Analyse des résultats du titrage :

ClO-(aq) + 2H+

(aq) + 2I-(aq) = I2 (aq) + Cl-(aq) + H2O (aq)

I2 (aq) + 2S2O32-(aq) = 2I-(aq) + S4O6

2-(aq)

À l’équivalence, n (S2O32-) consommé = 2n (I2) formé = 2n (ClO-) initial

En prenant en compte le facteur de dilution, on a : V eq=14.1 mL

CClO- = C ¿¿ * 20 = 0,05∗14.1

2∗10 * 20 = 0.71 mol.L-1

(Remarque : On cherche la correspondance entre le degré chlorométrique et le pourcentage en chlore actif d'une solution commerciale d'eau de Javel à 9,6 %. La densité de la solution est d = 1,158 et M( Cl) = 35,5 g/mol. On a donc 9,6 g de Cl2 dans 100 g de solution. La quantité de matière de dichlore est donc n = m/M = 9,6 / 71 = 0,135 mol. Le volume de cette solution de masse 100 g est : V = 100 / d = 100 / 1,158 =86,36 mL. La concentration en dichlore est donc : c = n/V = 0,135/86,36 = 1,56 mol/L. D'après l’équation : Cl2(g) + 2HO-

aq --> ClO- aq + Cl- aq +H2O(l) , on a c(ClO-) = 1,56 mol/L.)

Suivi cinétiqueDans des béchers de 50 mL, préparer les solutions suivantes :

Solution n° 1 2 3 4Vhypochlorite (mL) 3,0 5,0 8,0 10Veau distillée (mL) 17,0 15,0 12,0 10C (mol.L-1) 0.07 0.12 0.19 0.24

Ajouter 10,0 mL de la solution d’érythrosine B au premier bécher et mesurer le plus rapidement possible l’absorbance de la solution, puis suivre l’évolution de l’absorbance au cours du temps (≃ 8-10 min avec des points toutes les 20s). La mesure se fait à longueur d’onde fixe, correspondant au maximum déterminé précédemment. Faire de même pour les autres solutions.

On peut faire le blanc avec de l’eau distillée uniquement, en montrant préalablement le spectre d’absorption de la solution d’hypochlorite la moins diluée (qui n’absorbe pas à 524 nm).

On trace ensuite A = f(t), ln(A) = f(t), 1/A = f(t) pour vérifier que la réaction admet un ordre égal à 1 par rapport à l’érythrosine (ln(A) = f(t) étant la seule représentation qui donne des droites linéaires) et tracer ln(kapp) = f(ln[ClO-]) qui permet d’avoir un coefficient directeur égal à l’ordre partiel suivant l’ion hypochlorite.

En traçant ln(kapp) = f([ClO-]), on obtient une droite de coefficient directeur correspondant à l’ordre partiel suivant la concentration en ions hypochlorite car kapp = k[ClO-]β d’où :

ln(kapp ) = ln(k) + βln([ClO-]) avec β = 1 ici

Remarque : A partir d’un certain temps on remarque que l’absorbance augmente et que les solutions deviennent légèrement jaunes. Cela est dû à la rétrodismutation des ions hypochlorite partiellement dissous en solution.

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Destruction des produits – Elimination des déchets2

Résultats et discussionLors de l’ajout de la solution d’hypochlorite de sodium à la solution d’érythrosine B, il se produit une réaction d’addition nucléophile 1,6 de l’hypochlorite sur l’érythrosine B pour former l’énolate correspondant :

L’érythrosine B absorbe dans le domaine du visible. La bande d’absorption centrée à 528nm correspond à une transition électronique π-π*. Cependant, l’addition nucléophile de l’hypochlorite entraîne la rupture d’une partie de la conjugaison dans le système pi de l’érythrosine B. Ceci se traduit par l’augmentation de l’écart énergétique entre les orbitales HO et BV, qui est à l’origine du déplacement de la longueur d’onde d’absorption de la forme notée F vers l’UV. Expérimentalement, on observe la décoloration progressive de la solution.

Si on suppose que la réaction de décoloration de l’érythrosine B admet un ordre, la loi de vitesse s’exprime a priori de la façon suivante :

v=k [érythrosine ]a¿¿Avec v la vitesse de la réaction, a l’ordre partiel par rapport à l’érythrosine B et b, l’ordre partiel par rapport aux ions hypochlorite.Dans les solutions 1 à 4, la concentration en ions hypochlorite est très supérieure à celle de l’érythrosine B. On peut alors considérer que la concentration en ions hypochlorite reste globalement constante au cours de l’étude cinétique : il s’agit de la méthode de dégénérescence de l’ordre.On peut donc réécrire la loi de vitesse comme suit :

v=k app [érythrosine ]a

Avec k app=k ¿¿ appelée constante de vitesse apparente.Afin de déterminer l’ordre partiel a, il faut faire une hypothèse sur cet ordre et la vérifier expérimentalement. Dans le tableau ci-dessous, les cas où a=0, 1 et 2 sont décrits :

2 Bidons de récupération disponibles : métaux lourds, solvants organiques halogénés, solvants organiques non chlorés, acides, bases

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On a donc tracé les courbes pour les 3 hypothèses et on constate qu’on obtient des droites pour ln(A)=f(t).

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On en conclut donc que l’ordre partiel par rapport à a est égal à 1.De plus, les valeurs des coefficients directeurs de ces droites nous donnent accès aux valeurs de kapp.En traçant kapp=f([ClO-]), on constate que kapp évolue linéairement avec la concentration en ions hypochlorite ClO-.

Remarque : la valeur correspondant à la solution 3 a été retirée car elle semblait aberrante.

On peut donc en conclure que l’ordre partiel b par rapport aux ions hypochlorite est égal à 1. De plus, le coefficient directeur de la droite de régression linéaire permet d’accéder à la vitesse k de la réaction.

k= 0,0177 L.mol-1.s-1

Finalement, l’ordre global de la réaction (a+b) est égal à 2, ce qui correspond bien au mécanisme réactionnel bimoléculaire décrit précédemment.

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Questions :- Est-ce que la concentration en indicateur est toujours la même ? Oui.- Justifier le choix de la longueur d’onde ?  On se place à λmax, c’est-à-dire là où la solution

absorbe le plus car cela correspond à un extremum et ainsi on minimise les incertitudes, la dérivée première est nulle à un extremum, ce qui veut dire que la variation de la fonction est très faible à cet endroit.

- Avez-vous effectué une hypothèse sur l’ordre des ions hypochlorite ? Oui. Autre méthode : on aurait pu tracer log(kapp)=αlog(k*[ClO-]) avec α la pente et donc l’ordre par rapport aux ions hypochlorites.

- De manière générale, est-ce que l’ordre peut changer en faisant varier les concentrations ? Oui, si on n’a pas de réactions élémentaires. Par exemple H2+ I2 ou H2+Br2 : l’ordre évolue au cours de la réaction.

- Avez-vous une critique à apporter au protocole ? On a le problème de t0 : en effet le temps de prélever de la solution et de la mettre dans une cuve et dans le spectrophotomètre, la réaction a déjà commencé. De plus, ce temps peut être différent d’une solution à l’autre. On pourrait éventuellement aussi essayer de « thermostater » la réaction car ici la température n’est pas fixée (or la température a une influence sur la cinétique).

- Quel est le problème analogue entre l’eau de Javel et l’eau oxygénée ? Pour l’eau de Javel, on peut avoir la rétrodismutation des ions hypochlorite :

. Avec H2O2, on a une dismutation.- Pouvez-vous tracer l’allure du diagramme E-pH du chlore ?

- Que se passe-t-il avec le temps avec l’eau de Javel ? L’eau réagit sur ClO- et à la fin on forme NaCl.

- Comment forme-ton l’eau de Javel ? Les solutions d'hypochlorite de sodium sont fabriquées par barbotage de dichlore dans de la soude caustique diluée. Le chlore et la soude utilisés sont obtenus par électrolyse de NaCl.

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Titre de l’expérience : Solvolyse du chlorure de tertiobutyle, Daumarie, p.71

Thèmes Techniques mises en œuvreCinétique, Substitution nucléophile Utilisation du bain thermostaté, micropipette

Objectifs du TP : Etudier l’influence (de la température et) du solvant sur la cinétique d’une réaction

Produits :- Chlorure de tertiobutyle- Acétone- Eau distillée

Matériel :- 1 conductimètre + sa cellule- 1 bain thermostaté- 4 béchers de 100mL- 1 erlenmeyer de 50mL- 1 micropipette de 1000µL + 1 cône- 1 thermomètre

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Nom :SCHLEWITZ Prénom : Claire

Titre de l’expérience : Solvolyse du chlorure de tertiobutyle, Daumarie, p.71

Mesures de sécurité

Protocole- Commencer par étalonner le conductimètre- On va ensuite étudier 2 mélanges :

-- Pour chaque mélange (A et B), on procède de la manière suivante :- Peser l’eau et l’acétone dans un bécher de 100mL.- Mettre ce bécher dans un bain thermostaté.- Quand l’équilibre thermique est atteint, mesurer et noter la température exacte. On

effectue la première mesure à 30°C.- Plonger la cellule conductimétrique dans le bécher et mettre sous agitation.- Ajouter 1,00 mL de chlorure de tertiobutyle à l’aide de la micropipette.- Mélanger une seconde, puis arrêter l’agitation et déclencher le chronomètre. Relever la

conductivité toutes les 20 secondes (précisément).- Refaire la même procédure à 40°C.

- Tracer la courbe ln ( σ∞−σ0

σ ∞−σ t)=f ( t)

- En déduire la constante de vitesse k pour les 2 mélanges aux 2 différentes températures.

Destruction des produits – Elimination des déchets3

Résultats et discussion

3 Bidons de récupération disponibles : métaux lourds, solvants organiques halogénés, solvants organiques non chlorés, acides, bases

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La   réaction   est   accélérée   en  milieu   polaire.  Un   solvant  polaire   stabilise   tout   espèces chargée.

Remarque : Les courbes ne sont pas très belles, notamment au début et à la fin. La détermination de σinfini est difficile car la conductivité ne se stabilise pas. Ceci peut être dû au fait que lorsqu’on chauffe à 40°C, on a aussi du solvant qui s’évapore et donc une concentration dans le bécher qui est modifié et ce qui entraine donc une variation de la conductivité. Il est peut-être donc préférable de travailler à des températures plus basses ou alors d’utiliser la méthode de Guggenheim. Cependant, l’ordre de grandeur trouvé pour les constantes de vitesse semble être cohérent avec les valeurs données dans le livre.

Questions :- Pourquoi utilise-t-on tBuCl ? Car on forme des ions Cl-, on peut donc suivre la réaction par

conductimétrie. Et on forme également un carbocation tertiaire qui est stable.- Quel est le problème si on chauffe de trop ? Le solvant peut s’évaporer et la concentration

serait alors modifier.  Et quelle est  l’influence sur  le carbocation ?  On pourrait avoir une élimination.

- Quelle est la grandeur qu’on mesure ? La conductance.

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- Est-ce qu’on a besoin de la conductivité ici ? Non, car on suit la variation, la valeur précise ne nous intéresse pas forcément.

- Qu’est-ce que la méthode de Guggenheim ? La méthode de Guggenheim permet d’obtenir la constante de vitesse d’une réaction d’ordre 1 lorsque l’on ne connaît pas les valeurs initiale et finale de la propriété physique qui sert à suivre la réaction (par exemple ici la conductivité).

- Quel est le solvant le plus polaire entre l’eau et l’acétone ? L’eau est plus polaire.- A-t-on une cinétique d’ordre 1 ici ? Oui.

- Que peut-on déterminer avec k ? Le temps de demi-réaction : t 1/2=ln (2)

k- Quelle est la différence entre les 2 mélanges ? Une différence de polarité, car un mélange

contient plus d’eau que d’acétone.- Qu’est-ce   qui   est   intéressant   avec   l’eau   et   l’acétone ?  Ils sont miscibles en toutes

proportions.- Pourquoi   ça   va   plus   vite   quand   le   solvant   est   polaire ?  L’eau permet de stabiliser le

carbocation, l’intermédiaire réactionnel est donc stabilisé. D’après le postulat de Hammond, on sait que la structure de l’état de transition est semblable à celle de l’intermédiaire réactionnel et donc comme celui-ci est stabilisé, on a une énergie d’activation plus faible.

- Est-ce que cela démontre qu’il s’agit d’une SN1 ? Oui, car dans une SN2 la vitesse ne dépend pas du solvant.

- Dans une SN2, est-ce que la vitesse dépend du solvant ? Non, car le solvant stabilise l’état de transition mais aussi les réactifs donc les 2 se compensent et il n’y a donc pas vraiment d’influence du solvant.

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Titre de l’expérience : Mesure d’un courant de corrosion, Sarrazin p.294

Thèmes Techniques mises en œuvreCorrosion, Cinétique Montage à 3 électrodes

Objectifs du TP : Déterminer une vitesse de corrosion

Produits :- Solution de chlorure de sodium à 3% (V=200mL)

Matériel :- Plaque de fer- Bécher- Electrode de platine- Une électrode de référence- Ampèremètre +Voltmètre- Potentiostat (ou alimentation continue réglable)

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Nom :SCHLEWITZ Prénom : Claire

Titre de l’expérience : Mesure d’un courant de corrosion, Sarrazin p.294

Mesures de sécurité

Protocole- Placer les 3 électrodes dans le bécher contenant la solution de chlorure de sodium et

réaliser le montage électrique suivant :

-

- Mesurer le potentiel d’abandon de la plaque de fer dans la solution.(Remarque : Le potentiel de corrosion, appelé aussi potentiel libre ou potentiel à l’abandon est le potentiel que prend un métal ou un alliage métallique donné par rapport un électrolyte donné. Il est dépendant des conditions expérimentales et peut être mesurée par rapport à une électrode de référence).

- Partant de cette valeur, imposer un potentiel de plus en plus négatif à l’électrode de travail et mesurer l’intensité correspondante.

- On trace ainsi la branche cathodique de la courbe de polarisation de l’électrode (limiter la variation du potentiel à -0.4V environ).

- De la même façon, en imposant un potentiel de moins en moins négatif, tracer la branche anodique de la courbe.

- Remarque : prendre soin de ne faire circuler le courant que pendant la durée nécessaire aux mesures de façon à éviter une altération trop importante de la surface de l’électrode en cours d’expérience.

- Tracer E en fonction de log|i|

Destruction des produits – Elimination des déchets4

4 Bidons de récupération disponibles : métaux lourds, solvants organiques halogénés, solvants organiques non chlorés, acides, bases

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Résultats et discussionL’intensité de corrosion peut être déterminée par l’extrapolation des courbes de polarisation enregistrées. Pour cela, on trace les courbes représentant le potentiel en fonction de log|i|. La variation est sensiblement linéaire, ce qui est en accord avec l’approximation de Tafel. Cette expérience donne accès à la vitesse de corrosion de la plaque de fer abandonnée dans la solution.Pour enregistrer les courbes, sur le logiciel, on a utilisé « Pot linear V », on a réalisé un balayage de -1800mV à 300mV avec une vitesse de balayage de 20mV/s.

On trouve une valeur de icorr=0,022mAOn peut donc calculer la vitesse de corrosion :

v= inFS

= 0,022 ×10−3

2× 96500× 9,4× 10−5 =1,2× 10−6 mol . s−1 .m−2

Remarque :  Plutôt que de faire cette expérience, il serait peut-être plus intéressant de tracer un diagramme d’Evans, avec donc deux couples différents mis en jeu. On peut effectuer la manipulation du Sarrazin p.293 avec le fer et le Zinc.

Questions :- Comment mesure-t-on la cinétique ici ? On effectue un balayage de potentiel et on mesure

l’intensité i. On trace ainsi les droites de Tafel.- D’où   viennent   les   droites   de   Tafel ?  De la loi de Butler-Volmer : pour des valeurs de

surtension suffisamment importantes (abs(η) >>RT/F), l’un des termes de l’équation de Butler-Volmer devient négligeable. Par exemple pour une surtension anodique, la densité de

courant s’écrit : i=i0 exp(αnFRT

η). Si on pose b= RTαnF , on peut écrire l’équation sous la

forme suivante (qui correspond à la loi de Tafel) : η=bln( ii0 ) (http://docnum.univ-

lorraine.fr/public/DDOC_T_2013_0195_CHATILLON.pdf)On obtient des droites car on trace E=f ( log|i|).

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- Que voit-on au niveau du clou ? On observe un dégagement gazeux. Il s’agit de la réduction de l’eau.

- Comment pourrait-on mettre ne évidence qu’il s’agit bien de dihydrogène ? On récupère le gaz et on approche une flamme et on doit entendre « pop ».

- Et  qu’observe-t-on sur   l’autre électrode ?  Egalement un dégagement gazeux. Il s’agit de dioxygène. Comment peut-on le mettre en évidence ? En approchant un morceau de fusain incandescent, celui-ci doit s’enflammer en présence de dioxygène.

- Quelle est l’anode/la cathode ? La cathode est l’électrode en fer et l’anode est l’électrode de platine.

- Combien de O2/H2 récupère-t-on ? H2O-> H2 + ½ O2, donc si on forme 10L de H2, on récupère 5L de O2.

Conclusion : Ainsi, au travers de ce montage, nous avons vu comment mesurer la vitesse d’une réaction en suivant soit la formation d’un produit ou en suivant la disparition d’un réactif. Plusieurs techniques expérimentales peuvent être mises en œuvre pour suivre la cinétique d’une réaction. Aujourd’hui, nous avons suivi la variation de volume de dioxygène formé et nous avons également utilisé la spectrophotométrie UV-Visible pour suivre la décoloration de l’érythrosine B. Pour étudier l’influence d’un facteur sur la cinétique d’une réaction, aujourd’hui l’influence du solvant, nous avons utilisé la conductimétrie. Enfin, nous avons également pu déterminer une vitesse de corrosion. L’étude de la cinétique de réactions est primordiale pour plusieurs raisons. En effet, connaître la loi de vitesse des réactions pour optimiser un réacteur et/ou produire plus vite est un vrai enjeu industriel. La cinétique présente donc un intérêt majeur pour l'industrie chimique, qui va chercher à obtenir les meilleurs rendements en un minimum de temps. Mais l’étude de la cinétique représente aussi un enjeu dans les laboratoires. En effet, cela permet l’étude des mécanismes réactionnels puisqu’un mécanisme sera rejeté si la loi de vitesse théorique ne correspond pas à la loi de vitesse mesurée expérimentalement.

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