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bonjour,

J'ai pour le lycée une expérience à faire qui consiste à augmenter la pression de 4 bars dans une cloche hermétique de volume 4.8L.
Pour cela je dois utiliser la réaction d'oxydation de MnO4- avec H2O2 à 33%.
J'effectue les calcules suivant pour trouver le volume molaire de l'O2 à 5 bars:

PV=nrT donc Vm=rT/P=(8.314*293)/5*10^5=4,87L

Donc dans une cloche de 4.8 L,à 5 bars, on aura environ 1 mole de O2
Or au départ, on à T=20°C et P=1bar

Vm=22,4L.mol-1 donc n= 4,8/22.4 = 0.21 mole de O2 dans une cloche de 4,8L à 1 bar.

On sais qu'il faut une mole de O2 pour faire augmenter la pression jusqu’à 5 bars donc 1-0,21= 0.79 mole. Il va donc falloir produire 0,79 mole de O2 pour faire augmenter la pression de 4 bars.

On a 2MnO4- +5H2O2+ 6H+-------->2Mn 2+ +5O2 + 8H2O
Donc si on souhaite 0,79 mole de O2 :

0,79MnO4- + 1,975H2O2 + 2,37H+ --------->0,79Mn 2+ +0,79O2 + 3,16H2O

Mmolaire de KMnO4 = 39,098 + 54,938 + ( 4*15,999 )=158,034 g.mole-1 et donc pour 0,79 mole on a 124,847 g
Mmolaire de H2O2 = ( 2*1,007 )+ (2*15.999 ) = 34,015 g.mole-1 et donc pour 1,975 mole on a 67,179 g
Molaire de H2O = (2*1,007 ) + 15,999 = 18,015 g.mole-1

On veut 1,975 mole de H2O2 à 33% donc 67,179 + 71,160g ( 3.95 mole de H2O )=138,339g

Donc 124, 847g de KMnO4 en solution acidifiée réagiront avec 138,339g de H2O2 à 33% pour donner 0.79 mole de O2.

Je voudrais savoir si on peut catalyser la réaction pour que celle si soit plus lente et si on peut bien atteindre 5 bars avec cette réaction?

Merci beaucoup d'avance.

Si tu veux que la réaction soit plus lente, il faut utiliser de l'eau oxygénée plus diluée. De toute façon, utiliser de l'eau oxygénée à 33% est difficile et même dangereux. La moindre goutte tombée sur la peau produira un effet lent mais destructeur. Au début tu ne sens rien. Mais au bout de quelques minutes, tu sens comme une démangeaison désagréable, et tu vas te laver les mains. C'est trop tard. La corrosion se poursuit dans les tissus de la peau. La démangeaison devient de plus en plus insupportable. La peau se désagrège en une sorte de bouillie, et cela s'arrête quand les premiers tissus sanguins sont touchés. Mais la cicatrisation est lente, et pénible, car c'est comme une brûlure au 3ème degré-.

Effectivement l'eau oxygénée est corrosive.

Pour ce qui est de l’oxydation de l'eau oxygénée le permanganate ayant un potentiel redox plus oxydant que l'eau oxygénée, les 2 O -1 qu'il contient monte à l'étage 0. On peut sans doute atteindre 5 bars car l'oxygène se dégage et laisse donc la réaction se poursuivre.

Comme dit Maurice, tu peux diluer la solution de péroxyde d'hydrogène, ou diminuer la concentration en permanganate ou augmenter un peu le pH.

Mais si tu veux avoir un rendement convenable mais pas trop rapide, effectue la réaction à plus basse température en mettant par exemple ton récipient dans un bain de glace. Parce que la réaction n'est rapide qu'à plus haute température.

bonjour,

Merci beaucoup pour vos réponses.

Je souhaite néanmoins utiliser du H2O2 à 33% car nous sommes en laboratoire et c'est ce que l'énoncé nous demande de faire.

Maintenant est que je me rend compte que la réaction semble s’effectuer de la manière suivante :
2 KMnO4+ 3 H2O2 ------> 2 KOH+ 2MnO2 + 2 H2O + 3O2
Car apparemment les H+ disparaissent très rapidement après le début de la réaction.

Mais mon gros problème est que la pression dépend de la température, Or, cette réaction est exothermique, il faudrait donc que je puisse calculer à l'aide de l'enthalpie réactionnelle voir peut être après de la dispersion la variation de température dans mon milieu réactionnelle de 5L.

Les enthalpies standards de mes produits sont :
-KMnO4 : -813.4
-H2O2 : -187.6
-KOH : -425.8
-MnO2 : -520.9
-H2O : -285.8
-O2 : 0

Pourriez-vous s'il vous plait m'aider à calculer la chaleur produite et la cinétique de la réaction en fonction de la pression et de la chaleur qui ne sont pas constante?

Merci d'avance

Je rappelle que le but de mon expérience est d'augmenter la pression jusqu’à 5 bars dans une cloche hermétiquement fermée à l'aide d'une réaction de KMnO4 sur H2O2.

merci d'avance

Bonjour,

Tu donnes en enthalpies molaires standard de formation des différentes substances, mais celles-ci sont établies pour les substances dans leur état physique le plus stable à température et pression standard, par exemple, KMnO4 solide, KOH solide, etc.

Or ici, ces substances ne sont pas sous cette forme, puis qu'elle sont en solution aqueuse.
Si tu veux réaliser une étude thermodynamique complète (du moins au premier principe), il faudrait aussi les enthalpies de dissolution.

La réaction est exothermique, on le sait, alors la température n'est pas constante à 298 K. Ce qui veut dire que tu auras besoin aussi des capacités thermiques du mélange pour pouvoir calculer correctement la température finale. Non seulement la réaction dégage du gaz, lequel contribue à faire augmenter la pression dans le système, mais en plus la chaleur dégagée va contribuer à augmenter la pression du gaz.

Alors je ne dis pas que c'est impossible… mais ça va pas être simple

En plus, tu ne prends en compte que le premier principe. Or si la pression entre en jeu dans l'équilibre de cette réaction (et c'est sûrement le cas), il se peut que la réaction s'arrête dès qu'une certaine pression est atteinte. Alors là il faut considérer non pas simplement l'enthalpie (H), mais plutôt l'enthalpie libre (G), laquelle dépend aussi de l'entropie (S). Ce qui veut dire qu'il faut aussi connaître les entropies molaires standards de formation des différentes substances, ainsi que leur variation en fonction de la température…

Tout ceci ne répondra qu'à la partie thermodynamique du problème. Or tu dis vouloir aussi connaître la cinétique. Alors là, c'est un autre problème (même si les deux sont liées) : la chaleur augmentant va accélérer la réaction, et, ce faisant, la chaleur sera dégagée encore plus rapidement… C'est typiquement le cas d'une réaction qui s'emballe !

Bref, tu ne vas pouvoir répondre le problème qu'en posant des hypothèses (ou autrement dit, des approximations).

On en peut pas "catalyser" pour ralentir une réaction (puisque le but d'un catalyseur est justement d'accélérer une réaction, pour une température de travail fixée). Par contre, tu peux ralentir en abaissant la température (bain de glace…), ou en diluant à l'eau.

Bonjour,

Merci beaucoup de ta réponse Darrigan.

Si j'ai bien compris, il est complétement impossible de connaitre exactement le volume de O2 que je vais devoir produire pour atteindre 5 bars de pression ou alors cela sera relativement imprécis.

On va dire que la cinétique réactionnelle n'est pas importante et que la réaction va continuer malgré la pression, il faudrait donc dresser une sorte d'avancement des variations de pressions en fonction de la variation de température.

Or, je sais que je dois atteindre 5 bars dans une cloche de volume 5 Litres dont on va dire qu'elle n'a aucun échange thermique avec l'environnement extérieur. Mon problème est de savoir combien de mole de O2 je vais devoir produire pour cela. Il faut donc que je calcule l'énergie calorifique produite par la réaction et ainsi trouver à la fin de ma réaction quelle énergie aura été générée.

Tu me dis qu'il me faut connaitre la capacité thermique du mélange, si cela est possible comment puis- je le faire?

Tu me dis aussi qu'il faut connaitre les entropies molaires standards de formation des différentes substances, ainsi que leur variation en fonction de la température pour trouver l'enthalpie libre. Comment puis-je trouver cela?

En clair, si je connais l'enthalpie libre de ma réaction, je devrais être capable de trouver la température dans ma cloche à la fin de la réaction, et donc d'y adapter mon volume de O2 produit pour pouvoir avoir 5 bars à une Température X.

Quelqu'un peut-il m'aider à trouver ces informations car j'avoue que mon petit niveau en physique est depuis bien longtemps dépassé... Même si j'essaye, je pourrai pas trouver de résultats sans aide.

Merci d'avance,

Jean

Bonsoir,
Etant donné la complexité du problème il me semble difficile de pouvoir TOUT calculer. Il sera sans doute nécessaire de procéder à des essais afin de mieux cerner les quantité de réactifs nécessaire. Un essai a pression ambiante avec les masses calculées permettra de connaitre l'élevation de température et l'énergie libérée. Cette élévation de température (ou énergie) pouvant ensuite permettre de calculer l'augmentation de pression a volume constant.

darrigan a écrit :Bonjour,
[...] capacités thermiques du mélange [...]

On en peut pas "catalyser" pour ralentir une réaction (puisque le but d'un catalyseur est justement d'accélérer une réaction, pour une température de travail fixée). Par contre, tu peux ralentir en abaissant la température (bain de glace…), ou en diluant à l'eau.

Han et les capacités fluctuent en fonction de la température ! :spoil: cela ne fluctu presque pas, donc c'est négligeable. Mais je tenait à participer à l'effet dramatique.

On peut toujours utiliser des inhibiteurs (pas sur que ça existe pour le cas présent) mais c'est un peu comme un "poison de catalyseur" on va calmer le jeu histoire de pas avoir trop de réaction à la fois. Non ?