On étudie la réaction dont l’équation est la suivante :
5Br−(aq)+BrO3−(aq)+6H+(aq)→3Br2(aq)+3H2O(l)
Cette réaction est réalisée à pH constant, avec des ions
bromure Br−(aq) en excès. Dans ces conditions, la réaction est d’ordre 1 par rapport aux ions bromate BrO3−(aq).
◆ Calculer la vitesse volumique initiale de disparition des ions bromate BrO3−(aq) sachant que k=5,0×10−4 s-1 et [BrO3−]0=1,0×10−3 mol·L-1.
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6
Intermédiaire réactionnel
◆ Citer l’intermédiaire réactionnel présent dans le mécanisme suivant :
C4H9Br(aq)→C4H9+(aq)+Br−(aq)
C4H9+(aq)+HO−(aq)→C4H8(aq)+H2O(l)
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7
Facteur cinétique
◆ En considérant le graphique ci-dessous, représenter l’allure de la courbe si l’on diminuait la température du milieu réactionnel.
■Évolution temporelle d'une concentration
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8
Temps de demi-réaction
◆ D’après le graphique ci-dessous, déterminer le temps de demi-réaction t1/2.
■Évolution temporelle d'une concentration
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Pour commencer
Vitesse volumique
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9
Suivi de réaction
✔ APP : Faire des prévisions à l’aide d’un modèle
On s’intéresse à la réaction entre le diiode I2(aq) jaune et le dihydrogène H2(aq) incolore, solubilisé par un barbotage du gaz H2(g) :
H2(aq)+I2(aq)→2H+(aq)+2I−(aq)
1. Proposer un ou plusieurs capteurs adaptés pour
suivre l’évolution temporelle de cette transformation.
2. Pour chaque capteur, préciser comment évoluerait la grandeur suivie.
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10
Température comme facteur cinétique
✔ APP : Extraire l’information utile
Les ions peroxodisulfate S2O82−(aq) oxydent les ions iodure I−(aq) selon une transformation totale. On précise que ces deux espèces chimiques appartiennent aux couples d’oxydoréduction S2O82−(aq)/SO42−(aq) et I3−(aq)/I−(aq).
1. Écrire l’équation de la réaction.
2. D’après le doc. ci-dessous, justifier que la température est un facteur cinétique et préciser son influence.
3. Déterminer graphiquement le temps de demiréaction t1/2 à 297 K.
■Concentration en ion S2O82−(aq)
► Le graphe représente l’évolution temporelle de la concentration en ion S2O82−(aq) pour différentes températures du milieu réactionnel.
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11
Ordre et température
✔ VAL : Analyser des résultats
Un étudiant sort d’une séance de travaux pratiques, la tête un peu ailleurs, avec pour tâche de terminer le compte-rendu pour le lendemain. Ce TP est très
important pour son cursus et, avec le stress, il constate qu’il a mélangé tous ses résultats et a perdu les valeurs des constantes de vitesses associées à ses courbes. Il a réalisé la même réaction, mais à trois températures différentes (T1<T2<T3).
1. Justifier que la réaction suit une loi d’ordre 1.
2. Déterminer chaque constante de vitesse k sachant qu’il s’agit du coefficient directeur de la droite liant vitesse volumique de disparition et concentration du réactif.
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Mécanisme
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12
Estérification
✔ REA : Utiliser un modèle
L’estérification est une réaction chimique couramment employée, permettant la fabrication d’esters. On s’intéresse à la cinétique de l’estérification de l’éthanoate d’éthyle à l’odeur fruitée, dont on présente les deux premières étapes du mécanisme réactionnel.
1. Cliquer sur les formules et ajouter les lacunes électroniques d’après les règles de Lewis grâce à l'outil « dessin ».
2. Représenter les flèches courbes du mécanisme.
3. Identifier un intermédiaire réactionnel.
4. Au terme de trois autres actes élémentaires, l’ion H+ est reformé. Qualifier cette espèce.
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13
Formalisme de la flèche courbe
✔ APP : Formuler des hypothèses
◆ Dessiner sur ce mécanisme réactionnel les deux flèches courbes nécessaires. Pour cela, cliquer sur l'image et utiliser l'outil « dessin ».
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14
Savons
✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation
La transformation suivante est une saponification permettant de produire un anion à la base de certains savons. Il s’agit de l’un des mécanismes réactionnels les plus étudiés en cinétique chimique.
1. Dénombrer les actes élémentaires.
2. Identifier deux intermédiaires réactionnels.
3. Écrire l’équation-bilan de cette réaction.
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15
Chloration du chloroforme
✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours
On présente le mécanisme réactionnel de chloration du chloroforme CCl4(aq). Il s’agit d’une réaction radicalaire, car elle fait intervenir Cl∙(aq), une espèce très instable, appelée radical. Cette espèce est produite par la décomposition de Cl2(aq) sous l’effet de la lumière.
Cl2(aq)→2Cl∙(aq) (initiation)
Cl∙(aq)+CHCl3(aq)→HCl(aq)+CCl3∙(aq)
CCl3∙(aq)+Cl2(aq)→CCl4(aq)+Cl∙(aq)
2Cl∙(aq)→Cl2(aq) (terminaison)
1. Identifier le ou les intermédiaires réactionnels.
2. Identifier le facteur cinétique.
3. Écrire l’équation-bilan de cette réaction.
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16
Décomposition de l'ozone
✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours
L’ozone stratosphérique O3(g), sous l’effet de la lumière, peut se décomposer en dioxygène O2(g) selon le mécanisme réactionnel suivant :
O3(g)→O2(g)+O∙(g)
O3(g)+O∙(g)→2O2(g)
Ce mécanisme est très lent et fait intervenir une espèce très instable O∙(g), dite radicalaire. Le dichlore Cl2(g) catalyse cette réaction selon le mécanisme suivant :
Cl2(g)+O3(g)→ClO(g)+ClO2(g)
ClO2(g)+O3(g)→ClO3(g)+O2(g)
ClO3(g)+O3(g)→ClO2(g)+2O2(g)
2ClO3(g)→Cl2(g)+3O2(g)
L’espèce chimique ClO(g) est détruite par d’autres réactions.
1. Écrire l’équation-bilan de la décomposition de
l’ozone O3(g) correspondant au premier mécanisme réactionnel.
2. Identifier le catalyseur dans le second mécanisme
réactionnel.
3. Repérer les intermédiaires réactionnels apparaissant dans les deux mécanismes.
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Une notion, trois exercices
DIFFÉRENCIATION
La concentration d’un gaz est égale au rapport entre la quantité de matière de ce gaz et le volume de l’enceinte.
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17
Décomposition du pentoxyde d'azote (1) ◉◉◉
✔ APP : Extraire l’information utile
◆ À l’aide du graphique, déterminer le temps de demi‑réaction t1/2 de la décomposition du pentoxyde d’azote N2O5(g) en dioxygène O2(g) à 1 200 K.
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18
Décomposition du pentoxyde d'azote (2)◉◉◉
✔ APP : Extraire l’information
Le pentoxyde d’azote N2O5(g) se décompose selon la réaction d’équation suivante :
2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)
1. Dresser le tableau d’avancement de la décomposition du pentoxyde d’azote N2O5(g) en dioxygène O2(g) et en dioxyde d’azote NO2(g) à 500 K.
Avancement
→
+
État initial
x=0 mol
État intermédiaire
x
État final
xmax
2. D’après la représentation graphique fournie,
déterminer le temps de demi-réaction t1/2 de la décomposition du pentoxyde d’azote N2O5(g) à 500 K.
Données
Concentration initiale : [N2O5]0=0,125 mol·L-1
Volume total de l’enceinte : V=1,00 L
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19
Décomposition du pentoxyde d'azote (3)◉◉◉
✔ APP : Extraire l’information
Le pentoxyde d’azote N2O5(g) se décompose selon la réaction d’équation :
2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)
1. Dresser le tableau d’avancement sachant que la concentration initiale en pentoxyde d’azote est égale à 1,00 mol·L-1 et le volume de l’enceinte égal à 1,0 L.
Avancement
→
+
État initial
x=0 mol
État intermédiaire
x
État final
xmax
2. Tracer le graphique correspondant à l’évolution de la concentration en dioxygène O2(g) en fonction du temps d’après le tableau suivant :
t (× 10-3 s)
0
2,0
4,0
6,0
[O2] mol·L-1
0
0,15
0,26
0,33
Lancer le module Geogebra
Vous devez vous connecter sur GeoGebra afin de sauvegarder votre travail
3. Déterminer le temps de demi-réaction t1/2 de la réaction à 1 000 K.