On étudie la cinétique de la réaction de décomposition de l’eau oxygénée H₂O₂  par les ions iodure I ^–  en milieu acide.

L’équation-bilan de la réaction s’écrit :

 H₂O₂   + 2 I ^–  + 2 H ⁺ → 2 H₂O + I₂   

On suit l’évolution du système par spectrophotométrie.

 L’absorbance A est liée à la concentration en diiode [I₂]  par une relation que l’on établira.

I- Étude préliminaire

On mesure l’absorbance A pour des solutions de diiode [I₂] de concentrations connues.

On obtient les mesures suivantes :

1)- Représenter graphiquement A = f ([I₂]).

Échelles : 1 cm ↔ 5 × 10 ^{– 4}  mol / L  et  1 cm ↔ 0,1 unité d’absorbance.

2)- Pour mesurer l’absorbance d’une espèce chimique dans une solution, il faut que cette espèce chimique possède une « propriété » particulière.

Laquelle et pourquoi ?

3)- Après avoir rappelé la loi de Beer-Lambert peut-on dire que dans le cas de notre étude cette loi est vérifiée ? Justifier votre réponse.

4)- Déterminer la valeur ainsi que la dimension du coefficient de proportionnalité k entre A et [I₂] tel que A = k x [I₂].

II- Conditions expérimentales.

On place dans la cuve de mesure du spectrophotomètre un volume V₀ = 1,0 mL de solution d’eau oxygénée de concentration initiale C₀  = 0,080 mol/L.

A l'instant t = 0, on ajoute un volume V₁ = 1,0 mL de solution acidifiée d'iodure de potassium (K⁺ + I ^–) de concentration C₁ = 0,060 mol / L

1)- Après avoir indiqué les couples redox qui interviennent dans la réaction étudiée, écrire les demi-équations électroniques correspondantes.

2)- Pourquoi a-t-on acidifié la solution d’iodure de potassium ?

3)- Quel est le réactif limitant de cette réaction ? Justifier votre réponse.

4)- Déterminer les concentrations initiales (à t = 0)  en ion iodure I ^– et en eau oxygénée H₂O₂ .

5)- Calculer la valeur de la concentration en diiode en fin de réaction.

III- Étude cinétique

On lance la mesure de l’absorbance en fonction du temps en effectuant une mesure toutes les secondes.

On obtient l’enregistrement donné en annexe (figure 1) :

1)- Définir la vitesse volumique de réaction.

2)- Déterminer l’expression de la vitesse volumique de réaction en fonction de  puis de .

3)- Déterminer la valeur de la vitesse volumique de réaction à t = 50 s. Si nécessaire, on prendra k = 190 SI.

4)- Comment évolue la vitesse volumique de réaction ? Donner une interprétation microscopique à ce phénomène.

5)- Après l’avoir défini, déterminer le temps de demi-réaction.

6)- Cette réaction s’est déroulée à une température θ.

Donner l’allure de la courbe A = f (t) sur le graphe fourni si elle s’était déroulée à une température θ’ inférieure à θ.