chimie bac : cinétique chimique cours exercices

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étude de l'évolution d'un système chimique au cours du temps

 

 

la vitesse d'une réaction est une grandeur positive

elle s'exprime en mol m-3 s-1

temps de demi réaction

durée au bout de laquelle l'avancement x est égal à la moitié de l'avancement final xf.


les facteurs cinétiques agissent sur la vitesse
la vitesse d'une réaction augmente avec la concentration d'un réactif

la vitesse d'une réaction augmente avec la température

un catalyseur accèlère une réaction chimique; il n'apparaît pas dans le bilan.



réaction entre le magnésium et l'acide chlorhydrique

suivi d'une réaction par conductimétrie

suivi d'une réaction par spectrophotométrie

cinétique suivie par conductimétrie

* cinétique : spectrophotométrie

* cinétique suivie par la pression



exercice 1
eau oxygénée : catalyse par les ions Fe3+

L'eau oxygénée H2O2 intervient dans deux couples redox H2O2/H2O (+1,77 V) et O2/H2O2 (0,68 V) .Dans l'eau oxygénée, on verse quelques gouttes d'une solution aqueuse de chlorure de fer(III) : on constate un dégagement gazeux de dioxygène. (répondre vrai ou faux)

  • L'eau oxygénée est un corps qui se décompose spontanément et lentement en dioxygène et eau.
  • La solution de chlorure de fer(III) réalise une catalyse homogène de la réaction étudiée.
  • Les ions Fe3+ ne participent pas à la réaction de l'équation bilan
On recueille 300 mL de dioxygéne en 30 min. On en déduit que la vitesse moyenne de formation du dioxygène est égale à 4,2 10-4 mol min-1 volume molaire 24 mol L-1.

corrigé


vrai l'eau oxygénée est d'une part l'oxydant le plus fort et d'autre part le réducteur le plus fort: donc une réaction naturelle conduit à H2O et O2

vrai les ions fer(IIi) sont dans la solution d'eau oxygénée. Le métal platine réaliserait une catalyse hétérogène.

vrai Un catalyseur accèlère la réaction; il est régénéré à la fin et n'intervient pas dans le bilan

vrai Qté de matière du gaz O2 :0,3 / 24 = 0,0125 mol

vitesse moyenne de formation O2 :0,0125 / 30

4,2 10-4 mol min-1


exercice 2
formation de diiode : facteurs cinétiques

On réalise l'expérience dans différentes conditions

concentration
C1
C1
C1
C2< C1
température
q1
q2>q1
q2
q1
catalyseur
non
oui
non
non
n° manipulation
a
b
c
d

  1. la courbe 4 correspond à l'expérience a
  2. la courbe 1 correspond à l'expérience b
  3. les courbes 2 et 3 correspondent respectivement à c et d
Pour une température donnée et sans catalyseur, on a ici un type de réaction pour lequel le temps de demi réaction est indépendant de la concentration.

corrigé





La vitesse d'une réaction est d'autant plus grande que
  • la concentration des réactifs est grandes
  • la température est plus élevée
  • l'on emploie un catalyseur
b correspond à 4

c correspond à 3

a correspond à 2

d correspond à 1

faux les courbes 1 et 2 correspondent à la question (température identique et pas de catalyseur) . Les durées au bout desquelles la moitié des réactifs initiaux ont disparus sont différents d'après les graphes.



exercice 3
cinétique 2I- + S2O82- donnent I2 + 2 SO42-

L'action lente des ions peroxodisulfate(S2O82-) sur les ions iodures (I-), en présence ou non d'ions Fer(III), s'effectue selon l'équation bilan suivante :

2I- + S2O82- donnent I2 + 2 SO42- (1)

Pour étudier la cinétique de cette réaction (1) la concentration du diiode I2 est déterminée grâce à un dosage rapide par une solution de thiosulfate (S2O32-) de concentration C1= 0,01 mol.L-1 selon l'équation suivante :

I2 + 2S2O32- donnent 2I- + S4O62- (2)
  1. La solution titrée d'ions S2O32- est obtenue à partir de cristaux hydratés de thiosulfate de sodium dont la formule chimique peut s'écrire Na2S2O3,5H2O. Déterminer la masse de cristaux à peser pour obtenir 250 mL d'une solution mère de concentration C2= 0,50 mol.L-1
  2. Exposez brièvement la technique expérimentale mise en oeuvre (verrerie de précision et capacités utilisées, méthode...) pour préparer à partir de la solution mère, 500ml de thiosulfate de sodium de concentration C1= 1.0 *10-2 mol.L-1
  3. Un volume V0 de mélange réactionnel de la réaction (1) est dosé par un volume V1 de soltuion de thiosulfate de concentration C1 pour obtenir l'équivalence d'oxydoréduction lors de la réaction (2).Etablir la relation : [I2] = (C1V1)/ (2VO) donnant la concentration de diiode libérée. Na=23 ;S =32 ; O =16 ; H = 1 g.mol-1


corrigé




thiosulfate de sodium

masse molaire: 23*2+64+48+5*18=248 gmol-1.

Qté de matière (mol)=concentration(mol L-1)*volume(L)=0,5*0,25=0,125 mol

masse des cristaux= Qté de matière (mol)*masse molairegmol-1=0,125*248= 31g


prélever un volume V de la solution de départ à la pipette

placer dans fiole jaugée de 500 mL

complétée à l'eau distilée

volume pipette(L) *[solution départ](mol L-1)=volume fiole(L) *[solution finale](mol L-1)

V=0,5*0,01/0,5=10 mL


Qté de matière (mol)

diiode: V0[I2]

thiosulfate V1C1

d'après l'équation bilan (2) : V1C1= 2*V0[I2]


exercice4
cinétique : hydrolyse du saccharose
  1. On dissout 34,2g de sacharose dans de l'eau afin d'obtenir 100 mL de solution, et on déclenche le chronomètre. Quel que soit l' instant choisi comme origine des temps, on constate que, si N est la quantité de saccharose présent à cet instant, il faut attendre 200 min pour que la quantité de saccharose restant en soluton soit égale à N/2 (dans les conditions de l'expérience). La réaction de dissolution du saccharose dans l'eau est:

    C12H22O11 + H2O donne C6H12O6 + C6H12O6 glucose et fructose

  2. Tracer la courbe donnant la concentration du glucose formé en fonction du temps de t=0 à t=1200 min.
  3. Et déduire la vitesse de disparition du saccharose à la date t=300 min

corrigé




Qté de matière de saccharose à la date t=0

masse molaire =342g mol-1.

masse (g) / masse molaire (gmol-1) = 34,2/342 = 0,1 mol dans 0,1 L


temps (min)
0
200
400
600
800
1000
saccharose restant (mol)
N=0,1
N/2=0,05
N/4=0,025
N/8=0,125
N/16 =

0,0625

N/32 =

0,031

vitesse = valeur absolue du coefficient directeur de la tangente à la courbe à la date t=300

0,075 / 600= 1,25 10-4 mol minute-1.

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exercice 5
décomposition de l'eau oxygénée

On étudie la décomposition de l'eau oxygénée: 2 H2O2 donne 2 H2O + O2

à t=0, on a dans la solution 0,06 mol de H2O2 et le volume est 1 L. On mesure le volume V de dioxygène formé.

  1. Exprimer la quantité de matière de dioxygène formé à la date t en fonction de V et du volume molaire Vm.
  2. En déduire à la même date la quantité en moles de H2O2 disparue puis la concentration de H2O2 restante notée c.

corrigé




Quantité de matière de dioxygène (mol) = volume (litre) /* volume molaire (L mol-1)

V/Vm

La quantité de matière (mol) d'eau oxygénée disparue :

est deux fois plus grande que la quantité de O2 formé. (voir coef de l'équation bilan) :

2 V/Vm

est égale à la quantité initiale moins ce qui reste : 0,06-c

2 V/Vm = 0,06-c donc c=0,06-2 V/Vm


exercice 6
cinétique : H2+I2 donnent 2 HI

On porte à 350°C quatre ballons de 1L:A,B,C et Drenfermant chacun 0,50 mmol de H2. Les ballons sont maintenus à cette température durant des durées différentes,puis ils sont brutalement refroidis. Le diiode restant dans chaque ballon est d'abord dissous dans une solution d'iodure de potassium(qui prend une couleur jaune),puis il est dosé par une solution de thiosulfate de sodium de formule Na2S2O3 et de concentration molaire C=0,050mol.L-1.

  1. La fin du dosage est indiquée par la décoloration de la solution de diiode.Soit Véq le volume de la solution de thiosulfate de sodium nécessaire pour obtenir la décoloration.

    On donne les couples rédox suivant:I2/I- 0,62V; S4O62-/S2O32- 0,09V.

  2. Expliquer le principe général de la manipulation.
  3. Expliquer le principe du dosage de diiode en solution et écrire l'équation de la réaction correspondante.
  4. Complèter le tableau suivant regroupant les résultats expérimentaux obtenus:
    ballon
    A
    B
    C
    D
    t (min)
    50
    100
    150
    200
    Véq (mL)
    16,6
    13,7
    11,4
    9,4
    nS2O32- (mmol)





    n(I2) restant (mmol)





Tracer la courbe représentant la quantité de diiode restant dans le milieu réactionnel en fonction du temps. En déduire la vitesse instantannée de disparition du diiode à t=100 min. En déduire la vitesse instantannée de formation de l'iodure d'hydrogène à la même date.

corrigé




En refroidissant brusquement on stoppe l'évolution de la réaction la réaction, ce qui permet de doser le diiode formé.
Le diiode constitue l'oxydant fort et l'ion thiosulfate le réducteur fort

I2 + 2 S2O32- donnent 2 I- + S4O62-



temps (min)
50
100
150
200
nS2O32- (mmol)
16,6*0,05 =

0,83

13,7*0,05=

0,685

11,4*0,05=

0,57

9,4*0,05=

0,47

nI2 (mmol)

ayant réagi

0,5*0,83=

0,415

0,5*0,685=

0,34

0,5*0,57=

0,285

0,5*0,47=

0,235

vitesse = valeur absolue du coefficient directeur de la tangente à la courbe à la date t=100

0,34 / 250= 1,3 10-3 mmol minute-1.

la vitese de formation de HI est 2 fois plus grande (voir coef. équation)


exercice 7

reaction avec les ions iodure et peroxodisulfate

 

A 25°C, une solution contenant des ions peroxodisulfate S2O82- et des ions I- se transforme lentement. Le tableau ci-contre traduit l'évolution d'un systeme contenant initialement 10 mmol de peroxodisulfate d'ammonium et 50 mmol d'iodure de potassium.
t (min)
0
2,5
5
10
15
20
25
30
S2O82- mmol
10
9
8,3
7
6,15
5,4
4,9
4,4

  1. Ecrire l'équation bilan de la réaction sachant qu'elle fournit du diiode et des ions sulfate.
  2. Tracer la courbe n(S2O82-) mmol = f(t)
  3. Déterminer la composition du mélange réactionnel pour t = 7,5min
  4. Déterminer en précisant son unité , la vitesse de disparition des ions peroxodisulfate pour t= 7,5min. Quelle est alors la vitesse de formation du diiode?
  5. Le mèlange initial est-il stoechiométrique? Déterminer le temps de demi-réaction.
  6. Par quelle méthode peut-on suivre le déroulement de la réaction?

corrigé
S2O82- + 2I- --> I2 + 2SO42-.

composition du mélange à t=7,5 min:

le graphe donne la quantité de matière d'ion peroxodisulfate :voisine de 7,6 mmol

faire un tableau d'avancement :


S2O82-
I-
I2
SO42-
départ
10 mmol
50 mmol
0
0
en cours
10-x
50-2x
x
2x
t=7,5 min
7,6

(10-2,4)

50-2*2,4

= 45,2 mmol

2,4 mmol
2*2,4

= 4,8 mmol

5 mmol
40 mmol
5 mmol
10 mmol
fin
0
50-20 = 30 mmol
10 mmol
20 mmol
à la fin l'un au moins des réactifs a disparu

soit 10-xmax=0 ou 50-2xmax=0

xmax=10 mmol et les ions iodures sont en excès.

la vitesse de disparition du peroxodisulfate à t=7,5 min est voisine de 0,3 mmol/min


ion peroxodisulfate
ion iodure
coefficient équation
1
1
vitesse mmol/min
v disp
v form
en faisant les produits en croix, ontrouve que ces deux vitesses sont égales.

le temps de demi réaction est le temps au bout duquel la moitié du réactif limitant a disparu : cela correspond à 5 mmol de peroxodisulfate.

lire le temps correspondant sur le graphe : environ 24 min.

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