Rapport De Laboratoire

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Laboratoire 20 L’influence de différents facteurs sur la vitesse de réaction Rapport d’expérimentation École secondaire La Frontalière Chimie 504 Présenté ? Daniel Doyon Rédigé par or 17 Sni* to View Ariane Roberge et Magalie Lavoie À remettre le 13 mars 2015 But Déterminer quelle est l’influence de la nature, de la concentration, de la surface de contact et de la température d’un réactif sur sa vitesse de réaction.

Schéma de montage (très simple) Matériel Une solution d’acide chlorhydrique (HCI) à mol/L Une solution d’acide chlorhydrique (HCI) à 3,0 mol/L 1,0 mol/L avec le cylindre gradué de 25 mL en utilisant le compte- outte. 5. Verser la solution de HCl(aq) dans l’erlenmeyer de 125 mL. 6. Ajouter le morceau de ruban de Mg(s) dans l’erlenmeyer. 7. Actionner le chronomètre dès que la solution aqueuse et le ruban de Mg(s) entrent en contact et que des bulles commencent à se former. 8. Arrêter le chronomètre lorsqu’il n’y a plus de bulles qui se forment. 9. Noter le temps chronométré dans le tableau des résultats.

IO. Vider l’erlenmeyer dans la récupération prévue à cet effet et nettoyer tout le matériel utilisé. 1 1 Répéter les étapes 2 à 10 deux autres fois afin d’augmenter la précision

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des résultats. La nature des réactifs 1. Réaliser le schéma de montage. 2. Calibrer la balance et la mettre à zéro. 3. À l’aide de la balance, peser un morceau de ruban de Mg(s) d’environ 0,050 g et noter la masse précise pesée dans le tableau des résultats. 4. Mesurer 20 mL de solution d’acide sulfurique (H2S04) ? moVL avec le cylindre gradué de 25 rnL en utilisant le compte- 5.

Verser la solution de H2S04(aq) dans l’erlenmeyer de 125 mu 10. Vider l’erlenmeyer dans la récupération prévue à cet effet et nettoyer tout le matér PAG » 7 résultats. La concentration des réactifs 4. Mesurer 20 ml. e solution d’acide chlorhydrique (HCI) ? moVL avec le cylindre gradué de 25 mC en utilisant le compte- 1 1 . Répéter les étapes 2 à 10 deux autres fois afin d’augmenter la La surface de contact des réactifs 3. À l’aide de la balance et d’une nacelle, peser environ 0,050g de Mg(s) en poudre en utilisant la spatule pour ajuster le poids (ajouter ou retirer de la poudre). . Noter la masse précise pesée dans le tableau des résultats. ou retirer de la poudre). 4. Noter la masse précise pesée dans le tableau des résu tats. 5. Mesurer 20 mL de solution d’acide chlorhydrique (HCI) à 1,0 ol/L avec le cyllndre gradué de 25 ml_ en utilisant le compte- 6. Verser la solution de HCl(aq) dans l’erlenmeyer de 125 ml_. 7. Ajouter la poudre de Mg(s) dans l’erlenmeyer. 8. Actionner le chronomètre dès que la solution aqueuse et le Mg(s) entrent en contact et que des bulles commencent à se former. 9. Arrêter le chronomètre lorsqu’il n’y a plus de bulles qui se 10.

Noter le temps chronométré dans le tableau des résultats. 1 1 . Vider l’erlenmeyer dans la récupération prévue à cet effet et 12. Répéter les étapes 2 à 11 deux autres fois afin d’augmenter la La température des réactifs 4. Mesurer 20 mL de solution d’acide chlorhydrique (HCI) ? mol/L avec le cylindre gradué de 25 mC en utilisant le compte- 6. Allumer la plaque chauffante au maximum et y déposer l’erlenmeyer contenant la solution. 7. Chauffer la solution jusqu’à 40 « C, tout en prenant constamment sa température à l’aide d’un thermomètre. . Lorsque la solution atteint 40 « C, retirer l’erlenmeyer de la plaque chauffante ? 13 thermomètre. 8. Lorsque la solution atteint 40 oc, retirer Ferlenmeyer de la plaque chauffante à l’aide de la pince à éprouvette. 9. Ajouter le morceau de ruban de Mg(s) dans l’erlenmeyer. 10. Actionner le chronomètre lorsque la solution aqueuse et le 11 . Arrêter le chronomètre lorsqu’il n’y a plus de bulles qui se 12. Noter le temps chronométré dans le tableau des résultats. 13. Vider l’erlenmeyer dans la récupération prévue à cet effet et 14.

Répéter les étapes 2 à 13 deux autres fois afin d’augmenter la Résultats La réaction de base Réaction Essai Solide (réactif) Masse pesée tg ± 0,001) Acide [1 mal/l_] Volume mesuré (L ± 0,0001) Temps de réaction Réaction de base 1er Mg(s) 0,050 Réaction de compa-raison ,053 2 HCl(aq) 0,0200 16 0,051 23 0,049 15 [1,0 mol/L] fonction des réactifs: La vitesse de réaction en fonction des réactifs: 1er essai 2e essai Be essai La vitesse moyenne de réaction: Analyse Tout d’abord, il y a deux conditions nécessaires à la réaction entre deux substances.

Initialement, les particules des réactifs doivent se heurter les unes aux autres pour que la réaction puisse débuter. Ces particules ont également, au préalable, dû emmagasiner un minimum d’énergie cinétique qui leur sera essentielle pour briser des liaisons et ainsi amorcer la réaction. Ce minimum correspond à l’éner ie d’activation de la réaction. Par contre, même si les ré nt assez d’énergie, il se PAGF70F13 Alors, plus il y a de collisions efficaces, plus la vitesse de réaction est grande et plus la réaction s’effectue rapidement et vice- versa.

Pour faire varier le nombre de collisions efficaces et, par la même occasion, la vitesse d’une réaction, on doit modifier trois paramètres de la réaction: le nombre total de collisions, l’énergie cinétique moyenne des particules de réactifs et l’énergie minimum nécessaire à la réaction. Cela peut se faire avec les uatre facteurs que l’on a expérimentés lors de ce laboratoire. Voici comment!

En premier lieu, pour déterminer l’influence de la nature d’un réactif sur la vitesse de réaction, nous avons effectué des expérimentations pour comparer la vitesse de réaction du Mg(s) mis en contact avec du H2S04(aq), puis avec du HCl(aq). Nous avons pu déterminer, à l’aide de nos calculs, que la vitesse moyenne de la réaction du magnésium avec Pacide sulfurique est d’environ x 10-4 g/s, tandis qu’avec de l’acide chlorhydrique (notre réaction de base), celle-ci est d’environ 3,30 x 10-4 gis.

La éaction la plus rapide entre les deux réactions comparées est donc celle qui mettait en contact le Mg(s) ainsi que le H2S04(aq), car, à l’aide de quelques recherches sur internet, nous avons pu comprendre que, lors de ces deux réactions, seulement l’ion des acides (H+(aq)) réagit. Les autres ions agissent, en quelques sortes, comme des « spectateurs » tout au long de la réaction. Bref, évidemment, la réaction contenant du H2S04(aq) était supposée réagir plus rapidement, c PAGF réaction.

Bref, évidemment, la réaction contenant du H2S04(aq) était supposée réagir plus rapidement, ce qui s’est produit, uisque celle-ci contenait plus d’ions H+(aq) que la réaction faisant interagir le Mg(s) avec le HCl(aq), pour une même concentration. En effet, le nombre d’ions H+(aq) formés influe la vitesse de réaction d’une réaction parce qu’en augmente celui-ci, la probabilité d’avoir des collisions efficaces avec le magnésium augmente également.

C’est donc, aussi, par conséquent, pour cette raison que la réaction la plus lente est celle qui faisait interférer le Mg(s) avec le HCl(aq). Elle possédait moins d’ions d’acide (H+(aq)) que la réaction de comparaison et c’est pourquoi lle était plus lente. En deuxième lieu, pour déterminer l’influence de la concentration d’un réactif sur sa vitesse de réaction, nous avons effectué des expérimentations pour comparer la vitesse de réactif du Mg(s) avec du HCl(aq) d’une concentration de 1,0 mol/L et ensuite, avec du HCl(aq) à 3,0 mol/L.

Pour une solution d’acide chlo hydrique à 1,0 mol/L, nous sommes arrivées à une vitesse moyenne de réaction de plus au moins 3,30 x 10-4 g/s, tandis qu’en prenant une solution d’acide chlorhydrique à 3,0 mol/L comme réactif pour la réaction, la vitesse moyenne à laquelle nous sommes rrivées est d’environ x 10-3 g/s. La reaction la plus rapide est celle qui faisait interagir du HCl(aq) à mol/L, car selon la théorie des collisions, en augmentant la concentration des réactifs, le nombre de particu des collisions, en augmentant la concentration des réactifs, le nombre de particules par unité de volume augmente lui aussi.

Par conséquent, il est plus probable qu’il y ait des collisions efficaces entre les particules de réactifs et c’est cela qui fait augmenter la vitesse de réaction. Comme dans le cas que nous avons expérimenté, la solution d’acide chlorhydrique (HCI) à 3,0 mol/ L possède plus de particules de HCI pouvant avoir une collision efficace avec le ruban de Magnésium (Mg) qu’avec la solution d’acide chlorhydrique (HCI) à 1,0 mol/L.

Ainsi, nous avons aussi pu conclure que la réaction la plus lente entre les deux réactions que nous avons comparées est celle qui faisait interagir de HCl(aq) à 1,0 mol/L pour la même raison que la réaction avec de l’aclde chlorhyd ique à mol/L avait une vitesse de réaction plus grande. En effet, si augmenter la concentration des réactifs fait augmenter la probabilité qu’il y ait des collisions efficaces ntre les particules de réactifs, alors diminuer cette concentration contribue donc à la diminution de cette probabilité.

C’est pourquoi la réaction a été plus lente lorsque la solution de HCI, utilisée comme réactif, avait une concentration de 1,0 mol/L. En troisième lieu, lorsque nous devions tester Pinfluence de la surface de contact sur la vitesse de réaction, nos résultats nous ont démontrés que plus la surface des réactifs mis en contact était grande, plus rapide était la réaction. Selon nos calculs, quand nous avons utilisé du magnésium en poud 17