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UNIVERSITE DE BEJAIA DEPARTEMENT STI-SM-LMD Compte Rendu DU TP CHIMIE ETUDE CIN

UNIVERSITE DE BEJAIA DEPARTEMENT STI-SM-LMD Compte Rendu DU TP CHIMIE ETUDE CINETIQUE D’UNE REACTION DU SECOND ORDRE : LA SAPONIFICATION D’UN ESTER INTRODUCTION On appelle saponification, l’opération par laquelle un corps gras se transforme en savon (exemple : transformation de l’huile cosmétiques en savon). La cinétique chimique est l’étude de la vitesse avec laquelle la réaction chimique a lieu ; et cette vitesse dépend d’un grand nombre de facteurs tels que la température, la pression, la composition chimique du système et la présence d’un catalyseur. On prend une réaction symbolisée par : A + B ———> C + D Ou: A et B sont les molécules de réactifs ; C et D sont les molécules de produits. Lorsque la réaction se déroule à volume constant (cas de la réaction dans un solvant liquide par exemple), la vitesse de réaction à T constante est définie comme le Changement de la concentration d’un constituant de la réaction par unité du temps. C’est une grandeur positive. L’expression de la vitesse de réaction s’écrit : V= - d [A]/dt = - d [B]/dt = d[C]/dt = d [D]/dt en mol/ l.s. La cinétique des réactions peut étudiée en suivant l’évolution des concentrations des réactifs ou des produits en fonction du temps. Différentes méthodes analytiques peuvent être utilisées selon la réaction étudiée : on procède un temps réel, la composition du système est suivit pendant que la réaction s’effectue ; soit par trempe, la réaction est bloquée au bout d’un certain temps et la composition est analysée. Ce type d’étude nécessite évidement que la réaction ne soit pas trop rapide. On définit : V(instantanée) = V1 =(d[C]/dt)│t = t1 : coefficient directeur de la tangente à la courbe en t1. V(initiale) = V0 =(d[C]/dt)│t = t0 : coefficient directeur de la tangente à la courbe en t0. V(moyenne) = Vmoy = [C]1 – [C]2/t2-t1 : coefficient directeur du segment M1M2. 2. Loi de variation d’une vitesse de réaction- Constante de vitesse- Ordre de réaction : On considère la réaction chimique précédente se déroulant à T et V constants, la vitesse de réaction s’écrit souvent en fonction des concentrations des réactifs sous la forme : v = k [A] [B] est l’ordre partiel de la réaction par rapport au réactif A. est l’ordre partiel de la réaction par rapport au réactif B. k étant la constante de vitesse de la réaction qui ne dépend que de la température. On appelle la somme l’ordre global de réaction. On considère la réaction : A + B ———> C + D ayant une cinétique d’ordre 2. Si on se place en t =0 dans les conditions initiales telles que [A]0 = a et [B]0 =b, on aura à l’instant t quelconque : A + B ————> C + D Instant t0 = 0 a b 0 0 Instant t a-x b-x x x x étant le nombre de moles de A et B disparues à l’instant t par unité de volume. La vitesse de réaction peut s’écrire : v = -d[A]/dt= -d[B]/dt = k[A] [B]= k(a-x)(b-x) Soit: dx/dt = k(a-x)(b-x) L’intégration de cette équation donne : (1/a-b).Ln[b(a-x)/a(b-x)] = kt. En portant le nombre de gauche de cette équation en fonction du temps, on obtient une droite. La pente de cette droite permet de calculer la constante de vitesse. MANIPULATION 1. Méthode : On veut étudier la cinétique de saponification de l’acétate d’éthyle par la soude : CH3COOC2H5 + NaOH ————> CH3COONa + C2H5OH La cinétique du second ordre sera suivit à la température ambiante sur un mélange de réactifs ayant initialement des concentrations différentes. L’étude consiste à suivre la concentration des ions OH restants en fonction du temps par dosage. Le mélange est effectue à l’instant t0 représentant le temps initial. Des prélèvements seront effectués de temps en temps pour un dosage. La méthode consiste à bloquer la réaction , pour chaque prélèvement , par un excès d’acide sulfirique H2SO4. Puis on dose l’acide restant par NaOH . Ce qui nous permet de déduire la concentration des ions OH restants de la réaction de saponification en fonction du temps. 2. Mode opératoire : On verse 20 ml de NaOH 0,4 M dans une fiole de 50 ml et compter avec de l’éthanol 35° jusqu’au trait de jauge. Ensuite, en prend une autre fiole de 50 ml, on verse 20 ml d’acétate d’éthyle 0.2 M et on complète avec de l’éthanol 35° jusqu’au trait de jauge. Et puis, on fait boucher les deux fioles et mélanger soigneusement par agitation puis on laisse reposer 10 minutes. De suite, on mélange le contenu des deux fioles dans un Erlenmeyer en versant d’abord la soude. Et on déclenche simultanément le chronomètre : c’est le temps initial t0 = 0. Au bout d’une minute (temps t1), on fait un prélèvement de 10 ml avec une seringue et on le verse le dans un Becher contenant 20 ml de H2SO4 (0,1 N). Enfin, on effectue un dosage par la soude 0.1 M en présence d’un indicateur coloré (2 gouttes de phénolphtaléine) et on note le volume V de soude versé jusqu’au changement de couleur. Et pour les d’autres prélèvements, ils seront effectués au temps suivants : 2, 5, 10, 15, 20, 30 et 40 minutes puis on dose de la même façon que le prélèvement à l’instant t1. 3. La Résolution du compte rendu : 1°/* Le volume V de soude versé jusqu’au changement de couleur, représente le volume Nécessaire pour neutraliser l’acide (H2SO4) par (NaOH). Et on appelle point d’équivalence (neutralisation d’acide) le moment ou la soude (base) et l’acide (H2SO4) sont en en quantités telles qu’ils peuvent se neutralisés, c’est-à-dire, lorsque la quantité d’ions OH- est égale à la quantité d’ions H+. * Déduire les concentrations des OH- restant : Solution A : (20ml) CH3COOC2H5 (0.2M). Solution B: (20ml) NaOH (0.4M). Solution C: (20ml) H2SO4 ( 0.1M). Solution D: V(ml) Na+,OH- (0.1M). La méthode conssiste a bloqué la reaction pour chaque prélèvement, par un excès d’acide (H2SO4) puis on dose l’acide restant par NaOH. Détermination du nombre de moles de C restant dans la première expérience : On a : V(D). n(D) = V(c). n(c). avec : V(D) : le volume de la soude versé jusqu’au changement de couleur. n(D) : le nombre de moles de la soude dans le même volume. V(c) : le volume de l’acide(20ml). n(c) = V(D).n(D)/V(c). A.N. : n(c) = 0.0155(0.1.0.0155)/0.02 => n(c) = 1200125.10 moles. n0(c) = n (restant) – n (réagit). => n(c) réagit = 0.002 – (12.0125.10 ) => n(c) réagit = 7.9875.10 moles. Nombre de moles de H2SO4 réagissent : n(c) réagit = 709875.10 moles. = nombre de moles de l’Ester non saponifier. n(A) prémaire = n(A) réagit + n(A) restant. => n(A) réagit = (0.2.0.01) – (7.9875.10 ) = 12.0125.10 moles. Le nombre de moles de l’ester saponifier : n(A) réagit = 12.0125.10 moles. On a : NaOH —————> (Na+) + (OH-). 1 mole de NaOH ————> 1 mole de OH-. n(B)réagit = n(OH-)restant. n0(B) = n(B)réagit + n(B)restant. => n(B)réagit = n0(B) – n(B)restant. On a : CH3COOC2H5 + NaOH —————> CH3COONa + C2H5OH t = 0 0.2 moles 0.4 moles 0 0 t = qlqe ( 0.2-x) (0.4-x) x x [OH-] = 0.4-x mole/l (concentration d’ions OH- restant). [OH-] restant = (0.4.0.01) – (12.0125.10 ) = 27.9875.10 mole/l. La concentration de OH- restant est : [OH-] restant = 27.9875.10 mole/l. 2°/ De la même manière, on calcule les concentrations de [OH-]restant de chaque prélèvement ; ainsi que la concentration de l’ester restant [A]restant : N° d’expérience ————> [OH-]restant —————> [Ester]restant 1 27.9875.10 7.9875.10 2 26.3875.10 6.3875.10 3 23.6195.10 3.6195.10 4 22.8875.10 2.8875.10 5 22.5155.10 2.5155.10 6 22.3280.10 2.3280.10 7 21.5955.10 1.5955.10 8 21.5950.10 1.5955.10 —————————————————————————————— 3°/ La courbe : [Ester] = f(t) : voir la feuille millimétrique. Commentaire : La concentration de l’ester diminue en fonction du temps(saponification) depuis l’état initial jusqu’à à une certaine concentration d’équilibre ou elle va se stabilisé, ce qui explique l’allure de la courbe, elle démarre du point qui représente la concentration initiale puis diminue en fonction du temps jusqu’à qu’elle se stabilise a une certaine concentration qui représente la concentration à l’équilibre. 4°/ La première minute représente la date pour laquelle la vitesse de saponification a atteint son maximum. 5°/ La vitesse moyenne de saponification entre (5mn – 10mn) : Vmoy = - d[CH3COOC2H5]/dt. A.N. : d’après la feuille millimétrique : Vmoy = -(2.8875.10 - 3.9195.10).0.732.10 /(10-5). Donc : Vmoy = 2,44.10 mole/mn. 6°/ Détermination de la constante avec l’utilisation de la loi de variation de l’énergie établie par la relation du second ordre : On a : (1/a-b).Ln[b(a-x)/a(b-x)] = kt. On admet le nombre de mole réagit à l’instant t: [A] et [B] étant les concentrations initiales des produits A et B (respectivement). CH3COOC2H5 + NAOH ————> CH3COONa + C2H5OH t =0 0.004 0.008 0 0 t =qlqe (a-x) (b-x) x x donc : 1/(0.004-0.008).Ln [0.008(0.004-12.0125.10 )/0.004(0.008-12.0125.10 )] = k(60)  k = 0,81 mol  CONCLUSION GENERALE Après étude de notre TP, on uploads/Finance/ tp-n0-02-thermodynamique.pdf