Cinétique chimique
Réduction du peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée) par les ions iodure
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1)Position du problème:
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Le peroxyde d'hydrogène ou l'eau oxygénée H2O2 peut être réduit par les ions iodure, en milieu acide, selon la réaction d'équation bilan (1) suivante:
H2O2 + 2.I- I2 + 2.H2O
2)But:
On se propose dans cette fiche d'étudier la cinétique chimique de la réduction du peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée) par les ions iodure et de déterminer:
a-La vitesse moyenne Vm de formation du diiode I2.
b-Sa vitesse instantanée à un instant de date t.
NB:
La vitesse moyenne de formation du diiode entre les instants t1 et t2 est la variation moyenne de la molarité en I2 formé par unité de temps soit:
Vm=([I2]2-[I2]1)/(t2-t1).
La vitesse instantanée v de formation du diiode est la valeur de sa vitesse moyenne lorsque l'intervalle (t2-t1) tend vers 0 d'où v=d[I2]/dt.
Graphiquement v est égale au coefficient directeur de la tangente à la courbe [I2]=f(t) au point d'abscisse correspondant à l'instant de date t considérée.     
3)Principe:      
On peut déterminer le temps nécessaire pour qu'il se forme une quantité de diiode I2 en ajoutant à l'avance des quantités fixées de thiosulfate de sodium de formule
Na2S2O3 qui réagit avec le diiode selon la réaction-bilan (2) suivante:
I2 + 2.S2O32- 2.I- + S4O62-  
réaction très rapide qui régénère les ions iodure.
Le diiode I2 est décelé par l'empois d'amidon et on obtient une coloration bleue.
Dès que le diiode est formé par la réaction (1) il est aussitôt réduit par les ions thiosulfate S2O32- en ions iodure I- selon la réaction (2) qui est très rapide.
Lorsque les ions thiosulfate introduits sont tous consommés, le diiode formé n'est plus réduit et la coloration bleue de la solution apparaît (équivalence rédox).
3)Matériel et produits:
-Un ballon de 250mL.
-Une burette.
-Une pipette de 5mL.
-Un chronomètre.
-Une éprouvette graduée de 200mL.
-Une solution décimolaire d'iodure de potassium KI.
-Une solution d'acide sulfurique.
-L'empois d'amidon.
-Une solution de thiosulfate de sodium de concentration molaire Cr=1mol.L-1.
-Le peroxyde d'hydrogène (ou l'eau oxygénée) à 10 volumes.
4)Mode opératoire:
On prépare dans un bêcher, le mélange suivant:
*50mL d'une solution décimolaire d'iodure de potassium KI.
*145mL d'une solution d'acide sulfurique.
*2 ou 3 gouttes d'empois d'amidon.
A l'aide de la burette on ajoute 1mL de la solution de thiosulfate de sodium1M.
A l'instant de date t=0s, on déclenche le chronomètre et on ajoute 5mL d'eau oxygénée à 10 volumes.
A l'instant de date t1,la solution se colore en bleu. On ajoute alors immédiatement 1mL de thiosulfate de sodium et on agite, ce qui fait disparaître la coloration due au diiode; celle-ci réapparaît à la date t2. On ajoute à nouveau 1mL de thiosulfate de sodium; la coloration réapparaît à t3 et ainsi de suite...
5)Résultats:
a-Montrer que [I2]=½.CrVr/(0,2+Vr.10-3).
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b-Compléter le tableau suivant:
Volume Vr ajouté (mL) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
t (s) . . . . . . . . . .
[I2] (mol.L-1) . . . . . . . . . .
c-Tracer convenablement la courbe [I2]=f(t) en précisant l'échelle utilisée.
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6)Vitesse de réaction:
a-Déduire du graphique la vitesse moyenne de formation du diiode I2 entre les instants de dates t1=...s et  t2=...s.
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b-Déduire du graphique la vitesse instantanée de formation du diiode à l'instant de date t=... .
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c-Comment varie la vitesse de réaction au cours du temps?
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d-Quel est en fait le facteur qui fait varier la vitesse? Préciser dans quel sens il agit.
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e-Citer un autre facteur qui permettrait de faire varier la vitesse de formation de I2.
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