Vitesse de Réaction et Effet du Catalyseur

Vitesse de Réaction et Effet du Catalyseur

Comprendre la Vitesse de Réaction et Effet du Catalyseur

On considère la réaction chimique suivante entre le peroxyde d’hydrogène (H2O2) et l’iodure de potassium (KI) en milieu acide, qui produit de l’eau (H2O) et de l’iodure (I2). La réaction est accélérée en présence d’un catalyseur, le manganèse(IV) oxyde (MnO2).

La réaction chimique est la suivante:

\(2\mathrm{H_2O_2}_{(\text{aq})} + 2\mathrm{KI}_{(\text{aq})} \rightarrow 2\mathrm{H_2O}_{(\text{l})} + 2\mathrm{I_2}_{(\text{s})}\)

Vous réaliserez deux séries d’expériences pour mesurer la vitesse de réaction : une sans catalyseur et une avec \( \mathrm{MnO_2} \)
comme catalyseur.

Données:

  • Sans catalyseur, la concentration de \(I_2\) formé après 5 minutes est de \(3,0 \times 10^{-3}\, M\).
  • Avec catalyseur, la concentration de \(I_2\) formé après 5 minutes est de \(6,0 \times 10^{-2}\, M\).
  • Volume de la solution réactionnelle : \(100\, mL\).

Questions:

1. Calcul de la vitesse moyenne de réaction:
a. Calculez la vitesse moyenne de réaction pour la formation de \(I_2\) sans catalyseur.
b. Calculez la vitesse moyenne de réaction pour la formation de \(I_2\) avec le catalyseur.

La vitesse moyenne de réaction se calcule en utilisant la formule : \( \text{vitesse} = \frac{\Delta [\text{produit}]}{\Delta t} \)

2. Analyse de l’effet du catalyseur:
a. Comparez les vitesses de réaction avec et sans catalyseur.
b. Expliquez comment et pourquoi le catalyseur affecte la vitesse de la réaction.

3. Interprétation en termes de particules:
a. À l’aide de vos connaissances sur les collisions moléculaires et l’énergie d’activation, expliquez pourquoi l’ajout de \( \mathrm{MnO_2} \) augmente la vitesse de réaction.

Correction : Vitesse de Réaction et Effet du Catalyseur

1. Calcul de la vitesse moyenne de réaction

a. Sans catalyseur

La concentration de \(I_2\) formé après 5 minutes est de \(3,0 \times 10^{-3} \, M\).

Le volume de la solution réactionnelle est de \(100 \, mL = 0,1 \, L\).

La vitesse moyenne de réaction est calculée comme suit :

\[ vitesse = \frac{\Delta [I_2]}{\Delta t} \] \[ = \frac{3,0 \times 10^{-3} \, M}{300 \, s} \] \[ = 1,0 \times 10^{-5} \, M/s \]

b. Avec catalyseur

La concentration de \(I_2\) formé après 5 minutes est de \(6,0 \times 10^{-2} \, M\).

\[ vitesse = \frac{\Delta [I_2]}{\Delta t} \] \[ = \frac{6,0 \times 10^{-2} \, M}{300 \, s} \] \[ = 2,0 \times 10^{-4} \, M/s \]

2. Analyse de l’effet du catalyseur

a. Comparaison des vitesses de réaction

La vitesse de réaction avec catalyseur est \(2,0 \times 10^{-4} \, M/s\), tandis que sans catalyseur, elle est de \(1,0 \times 10^{-5} \, M/s\).

La présence du catalyseur \(MnO_2\) augmente donc la vitesse de réaction de 20 fois.

b. Effet du catalyseur sur la vitesse de réaction

Le catalyseur augmente la vitesse de réaction en fournissant un chemin alternatif pour la réaction avec une énergie d’activation plus faible.

Cela permet aux réactifs de se transformer en produits plus facilement et plus rapidement, sans que le catalyseur soit lui-même consommé dans la réaction.

3. Interprétation en termes de particules

a. Rôle du catalyseur à l’échelle moléculaire

Le \(MnO_2\) agit en réduisant l’énergie d’activation nécessaire pour que les réactifs se transforment en produits.

À l’échelle moléculaire, cela signifie que moins d’énergie est requise pour que les molécules de \(H_2O_2\) et \(KI\) entrent en collision de manière efficace pour produire \(I_2\) et \(H_2O\).

En offrant un site actif où les réactifs peuvent se rencontrer et réagir plus facilement, le catalyseur augmente le nombre de collisions efficaces, accélérant ainsi la réaction.

Vitesse de Réaction et Effet du Catalyseur

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