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Récupération rentable (rapport de laboratoire).

Par   •  1 Juin 2018  •  1 324 Mots (6 Pages)  •  142 Vues

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297.15

Poudre

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102.0

297.15

Les exemples de calculs et les calculs d’incertitude

Calcul de la vitesse de chaque test

Formule mathématique: Vitesse de réaction = Quantité de réactifs transformés / Intervalle de temps

Formes Calculs Résultat de la vitesse en g/s.

Ruban 1 0.1g ÷ 64 s 0.00126 g/s

Ruban 2 0.1g ÷ 62 s 0.00161 g/s

Granules 1 0.1g ÷ 117 s 0.00085 g/s

Granules 2 0.1g ÷ 115 s 0.00087 g/s

Poudre 1 0.1g ÷ 55 s 0.00182 g/s

Poudre 2 0.1g ÷ 43 s 0.00233 g/s

Calcul moyen de la vitesse de réaction pour chaque forme de magnésium (Mg)

• Ruban: 0.00126 g/s + 0.00161 g/s = 0.00287 g/s ÷ 2 = 0.00143 g/s

• Granules: 0.00085 g/s + 0.00087 g/s = 0.00172 g/s ÷ 2 = 0.00086 g/s

• Poudre: 0.00182 g/s + 0.00233 g/s = 0.00415 g/s ÷ 2 = 0.00207 g/s 

La discussion:

Au cours de cette expérience, nous devions vérifier la relation entre la vitesse de la réaction entre l’acide (HCl) et la surface de contact du magnésium (Mg) sous trois différentes formes. La vitesse d’une réaction peut varier selon différents facteurs comme par la nature du réactif, sa concentration, sa température, par la quantité de matière et par sa surface de contact. De plus, elle peut aussi être contrôler, par exemple par un catalyseur, qui a pour mission d’augmenter la vitesse des réactions. Aussi on peut contrôler cela par un contrôle dit "cinétique". Dans la vie de tous les jours, plusieurs réactions chimiques sont présentes dans notre environnement, comme les réactions d’oxydation. Par exemple, pour éviter l’oxydation (la rouille) sur des vélo ou des structures de fer, on peut y appliquer des solutions acide comme le vinaigre, le citron ou même l’acide chlorhydrique ou citrique, toutes sortes d’antioxydants.

Premièrement, si nous suivions notre hypothèse, on peut comprendre que nous espérions que la vitesse de réaction de la poudre se fasse plus rapidement que celles avec les granules et le ruban. Après deux test effectués pour chaque formes de magnésium, nous en sommes venus avec des résultats intéressants. En premier lieu, nous avons calculez le temps de réaction de 0.1g de ruban de Mg dans 50 ml d’acide. Ces deux réactions ont eu une vitesse moyenne d’environ 0.00143 g/s. Après, quand il en est arrivé avec le 0.1g de granules de magnésium, nous espérions une vitesse de réaction plus rapide, puisqu’il y avait logiquement plus de surface de contact donc plus de particules en collisions. Pourtant, les résultats finals ne coordonnent pas. Effectivement, la vitesse de réaction moyenne de ces deux autres tests est de 0.00086 g/s, elle est beaucoup moins rapide que celle avec le ruban. En dernier lieu pour les deux tests avec le 0.1g de magnésium en poudre, la vitesse devait être beaucoup plus rapide que les premières réactions, car il y avait largement plus de surface de contact, en d’autres mots, des dizaines de particules de plus en contact avec l’acide(portées à faire plus de collisions). En effet, ces deux tests ont eu une vitesse de réaction moyenne de 0.00207 g/s, une vitesse déjà plus rapide que celle réalisée avec le ruban. Il y a une différence de 0.00064 secondes de plus dans celle avec le ruban. Ce n’est pas beaucoup mais pourtant cela prouve la relation entre la vitesse de réaction et la surface de contact, ainsi que notre hypothèse initiale.

Ex: La vitesse de réaction est mesuré par une formule qui rejoint la quantité de réactifs transformés selon le temps de réactions : V = quantité de réactifs / intervalle de temps.

En réalité, la vitesse de réaction des granules de Mg devrait être plus rapide que celle avec le ruban, car plus de particules sont en stimulation et se collisionnent avec d’autres. Plusieurs choses peuvent expliquer cela. D’abord, les granules pouvaient très bien être plus épaisses que le ruban, car ce dernier était très mince. À la toute fin, si les granules avaient un plus gros diamètre, il est très possible que la réaction ai prit plus de temps à s’éteindre, car l’acide devaient gruger plus de matières, c’est-à-dire de particules. En suite, puisque dans cette réaction nous avons brassé le tout avec un agitateur en verre, peut-être cela a t-il amener un changement. Aussi, à cause de l’incertitude de la balance, nous avions peut-être accidentellement peser plus de 0.1g de Mg. Plusieurs autres causes d’erreurs entrent en jeu dans ce laboratoire, en voici quelques unes:

1. Il y avait beaucoup de dépôts de poudre ainsi que de granules sur les erlenmeyers à la fin des réactions, donc moins de particules ont réagi.

2. La balance électronique a tendance à être défectueuse en plus de son incertitude de 0.01g.

3. Erreurs humaines comme certaines de calculs, ou durant la mesure du ruban, oublis de décimaux sur la calculatrice.

4. Erreurs d’observations avec le chronomètre, l’arrêter un peu à l’avance ou en retard.

Incertitudes de matériels:

• Balance électronique ± 0.01g.

• Cylindre gradué de 100ml ± 0.5 ml

• Chronomètre ± 0.01 sec.

La conclusion:

Je supposais que plus la surface de contact sera grande, plus la vitesse de réaction se fera rapidement, puisqu’il y aura plus de particules de magnésium (Mg) en contact avec l’acide. Une plus grande surface de contact permet beaucoup plus de collisions, donc augmente la vitesse de la réaction. Cette hypothèse était vraie et je l’ai vérifiée par le biais de ce laboratoire de récupération rentable. Malgré les erreurs dans notre résultats, nous avons réussi à

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