SOS physique-chimie

Bonsoir,
Suite à un TP sur le suivi d'une réaction chimique par spectrophotométrie, j'obtiens une courbe qui a cette allure :

Mais je ne comprend absolument pas pourquoi elle a cette allure ! L'absorbance, qui est proportionnelle à la concentration du réactif, diminue plus au milieu de la réaction qu'au début. Donc la concentration du réactif diminue plus au milieu qu'au début. Donc la vitesse de réaction dx/dt est plus important au milieu qu'au début (l'inclinaison, puisque ici le coef directeur est négatif), et donc la vitesse de réaction est plus grande au milieu qu'au début.
Mais je m'attendais au contraire ! dans mon cours, la vitesse de réaction est plus grande au début qu'à la fin, puisqu'elle dépend de la concentration en réactifs et que cette dernière diminue.

Qu'est-ce que j'ai raté ? Mon raisonnement est mauvais ? Les valeurs sont mauvaises et donc ma courbe est fausse ?

Bonsoir, votre raisonnement est correct sauf que vous ne raisonnez que sur la concentration. La vitesse de réaction peut dépendre de d'autres paramètres (température, surface de contact entre les réactifs ...) Quelle est votre réaction ?

La température reste la même au cours de la réaction, le volume reste le même...
Une camarade m'a dit que c'était parcequ'au début, la solution était trop concentrée, et que donc les chocs entre les molécules n'étaient pas assez efficaces...
Sauf que ma leçon me dit justement le contraire.
Nous n'avons fait varier aucun paramètre, il me semble... :s

D'accord mais vous ne me donnez toujours pas la réaction que vous avez étudiée.
Effectivement, si la concentration est plus grande, la vitesse doit être plus élevée. Mais j'attire votre attention sur le fait que la loi de Beer-Lambert n'est pas applicable pour des solutions trop concentrées et il existe des réactions pour lesquelles la vitesse augmente subitement (exemple : l'attaque d'un morceau
d 'aluminium est lente au départ puis sa vitesse augmente subitement).

Nous avons fait réagir du permanganate de potassium avec de l'acide oxalique en présence d'un peu d'acide sulfurique.
Equation de la réaction :

2 MnO4- + 5 C2H2O4 + 6 H+ = 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

L'élément responsable de la coloration est l'ion MnO4-.

On a fait réagir de l'acide oxalique avec du permanganate, en présence de qqes gouttes d'acide sulfurique pour que la réaction puisse se faire.
C'est l'ion MnO4- qui était responsable de la coloration.

Bonsoir , effectivement au départ c'est bien les ions MnO4- qui sont responsables de la coloration violette de la solution

Et donc pourquoi la courbe n'est pas comme je m'y attendais ?

Le graphe juste en dessous montre que l'absorbsion est proportionnelle à la concentration en permanganate.
La leçon montre que la vitesse de réaction doit être plus importante au début qu'à la fin. En général.
Mais là, dx/dt est plus important au milieu qu'au début...

Maintenant que vous me donnez votre réaction, je peux vous aider. Votre réaction produit des ions Mn2+ qui catalysent la réaction entre MnO4- et l'acide oxalique.
Je vous rappelle qu'un catalyseur accélère une réaction (dans votre cas, comme c'est la réaction elle-même qui produit son catalyseur, on parle d'auto-catalyse).
Je vous laisse maintenant trouver l'explication à la forme de votre courbe. A tout à l'heure.

Ah d'accord !!!
Je comprend mieux. La quantité de produits et donc catalyseurs augmente au fur et a mesure que la réaction avance. Or, plus il y a de catalyseur (jusqu'à un certain point), plus la réaction se fait rapidement. Donc l'allure de ma courbe est tout à fait normale.
Ah ben là je comprend mieux !

Merci beaucoup !

Très bien. Bonne soirée. Sujet clos par les modérateurs.