	Pour commencer	Différenciation	Pour s'entraîner
Savoir identifier des facteurs cinétiques et catalyseurs	10 15		20
Savoir déterminer un temps de demi-réaction	8	17 18 19
Savoir identifier si une réaction suit cinétiquement une loi d'ordre 1	11		24
Savoir modéliser microscopiquement une réaction	12 14		23

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Pour s'échauffer

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5
Vitesse volumique

On étudie la réaction dont l'équation est la suivante :

5 \ \text{Br}^-(\text{aq}) + \text{BrO}^-_3(\text{aq}) + 6 \ \text{H}^+(\text{aq}) \rightarrow \ 3 \ \text{Br}_2(\text{aq}) + 3 \ \text{H}_2\text{O}(\text{l})

Cette réaction est réalisée à \text{pH} constant, avec des ions bromure \text{Br}^-(\text{aq}) en excès. Dans ces conditions, la réaction est d'ordre 1 par rapport aux ions bromate \text{BrO}^-_3(\text{aq}).

Calculer la vitesse volumique initiale de disparition des ions bromate \text{BrO}^-_3(\text{aq}) sachant que k = 5{,}0 \times 10^{-4} s^-1 et [\text{BrO}^-_3]_0 = 1{,}0 \times 10^{-3} mol·L^-1.

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6
Intermédiaire réactionnel

Citer l'intermédiaire réactionnel présent dans le mécanisme suivant :

\text{C}_4\text{H}_9\text{Br}(\text{aq}) \rightarrow \ \text{C}_4\text{H}^+_9(\text{aq}) + \text{Br}^-(\text{aq})
\text{C}_4\text{H}^+_9(\text{aq}) + \text{HO}^-(\text{aq}) \rightarrow \ \text{C}_4\text{H}_8(\text{aq}) + \text{H}_2\text{O}(\text{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.

Doc
Évolution temporelle d'une concentration

Graphique montrant l'évolution d'une concentration en fonction du temps. Courbe croissante puis stabilisation.

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8
Temps de demi-réaction

D'après le graphique de l'

exercice 7

, déterminer le temps de demi-réaction t_{1/2}.

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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 \text{I}_2(\text{aq}) jaune et le dihydrogène \text{H}_2(\text{aq}) incolore, solubilisé par un barbotage du gaz \text{H}_2(\text{g}) :

\text{H}_2(\text{aq}) + \text{I}_2(\text{aq}) \rightarrow \ 2\ \text{H}^+(\text{aq}) + 2\ \text{I}^-(\text{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 \text{S}_2\text{O}^{2-}_8(\text{aq}) oxydent les ions iodure \text{I}^-(\text{aq}) selon une transformation totale. On précise que ces deux espèces chimiques appartiennent aux couples d'oxydoréduction \text{S}_2\text{O}^{2-}_8(\text{aq}) / \text{SO}^{2-}_4(\text{aq}) et \text{I}_3^-(\text{aq}) / \text{I}^-(\text{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 t_{1/2} à 297 K.

Doc
Concentration en ion \text{S}_2\text{O}^{2-}_8(\text{aq})

Graphique montrant la diminution de la concentration en ions persulfate (S2O8 2-) en fonction du temps, à 297K et 313K.

Le graphe représente l'évolution temporelle de la concentration en ion \text{S}_2\text{O}^{2-}_8(\text{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 (T_1 \lt T_2 \lt T_3).

Graphique montrant l'évolution de la vitesse volumique (mol.L⁻¹.s⁻¹) en fonction de la concentration (mol.L⁻¹). Trois courbes (bleue, rouge, jaune) illustrent des vitesses différentes.

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.

Schéma réactionnel illustrant l'estérification, réaction chimique entre acide carboxylique et alcool formant un ester.

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 \text{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

Photographie de savons de Marseille empilés, montrant des inscriptions et une texture artisanale.

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.

Schéma réactionnel de saponification illustrant la réaction entre un ester et un ion hydroxyde.

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 \text{CCl}_4(\text{aq}). Il s'agit d'une réaction radicalaire, car elle fait intervenir \text{Cl}^{\bullet}(\text{aq}), une espèce très instable, appelée radical. Cette espèce est produite par la décomposition de \text{Cl}_2(\text{aq}) sous l'effet de la lumière.

\text{Cl}_2(\text{aq}) \rightarrow \ 2\ \text{Cl}^{\bullet}(\text{aq}) (initiation)
\text{Cl}^{\bullet}(\text{aq}) + \text{CHCl}_3(\text{aq}) \rightarrow \ \text{HCl}(\text{aq}) + \text{CCl}^{\bullet}_3(\text{aq})
\text{CCl}^{\bullet}_3(\text{aq}) + \text{Cl}_2(\text{aq}) \rightarrow \ \text{CCl}_4(\text{aq}) + \text{Cl}^{\bullet}(\text{aq})
2\ \text{Cl}^{\bullet}(\text{aq}) \rightarrow \ \text{Cl}_2(\text{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 \text{O}_3(\text{g}), sous l'effet de la lumière, peut se décomposer en dioxygène \text{O}_2(\text{g}) selon le mécanisme réactionnel suivant :

\text{O}_3(\text{g}) \rightarrow \ \text{O}_2(\text{g}) + \text{O}^{\bullet}(\text{g})
\text{O}_3(\text{g}) + \text{O}^{\bullet}(\text{g}) \rightarrow \ 2\ \text{O}_2(\text{g})

Ce mécanisme est très lent et fait intervenir une espèce très instable \text{O}^{\bullet}(\text{g}), dite radicalaire. Le dichlore \text{Cl}_2(\text{g}) catalyse cette réaction selon le mécanisme suivant :

\text{Cl}_2(\text{g}) + \text{O}_3(\text{g}) \rightarrow \ \text{ClO}(\text{g}) + \text{ClO}_2(\text{g})
\text{ClO}_2(\text{g}) + \text{O}_3(\text{g}) \rightarrow \ \text{ClO}_3(\text{g}) + \text{O}_2(\text{g})
\text{ClO}_3(\text{g}) + \text{O}_3(\text{g}) \rightarrow \ \text{ClO}_2(\text{g}) + 2\ \text{O}_2(\text{g})
2\ \text{ClO}_3(\text{g}) \rightarrow \ \text{Cl}_2(\text{g}) + 3\ \text{O}_2(\text{g})

L'espèce chimique \text{ClO}(\text{g}) est détruite par d'autres réactions.

1. Écrire l'équation-bilan de la décomposition de l'ozone \text{O}_3(\text{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.

Photographie aérienne de la Terre vue de l'espace : ciel bleu profond et épaisse couche nuageuse blanche.

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Une notion, trois exercices
Différenciation

Savoir déterminer un temps de demi-réaction

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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 t_{1/2} de la décomposition du pentoxyde d'azote \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) en dioxygène \text{O}_2(\text{g}) à 1 200 K.

Graphique montrant l'évolution de la concentration en dioxygène lors de la décomposition du pentoxyde d'azote.

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18
Décomposition du pentoxyde d'azote (2)

✔ APP : Extraire l'information

Le pentoxyde d'azote \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) se décompose selon la réaction d'équation suivante :

2\ \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) \rightarrow \ 4\ \text{NO}_2(\text{g}) + \text{O}_2(\text{g})

1. Dresser le tableau d'avancement de la décomposition du pentoxyde d'azote \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) en dioxygène \text{O}_2(\text{g}) et en dioxyde d'azote \text{NO}_2(\text{g}) à 500 K.

	Avancement	\rightarrow	+
État initial	x=0 mol
État intermédiaire	x
État final	x_\text{max}

2. D'après la représentation graphique fournie, déterminer le temps de demi-réaction t_{1/2} de la décomposition du pentoxyde d'azote \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) à 500 K.

Donnée

Concentration initiale : [\text{N}_2\text{O}_5]_0 = 0{,}125 mol·L^-1
Volume total de l'enceinte : V = 1{,}00 L

Graphique montrant l'évolution de la concentration de dioxyde d'azote en fonction du temps.

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19
Décomposition du pentoxyde d'azote (3)

✔ APP : Extraire l'information

Le pentoxyde d'azote \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) se décompose selon la réaction d'équation :

2\ \text{N}_2\text{O}_5(\text{g}) \rightarrow \ 4\ \text{NO}_2(\text{g}) + \text{O}_2(\text{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	\rightarrow	+
État initial	x=0 mol
État intermédiaire	x
État final	x_\text{max}

2. Tracer le graphique correspondant à l'évolution de la concentration en dioxygène \text{O}_2(\text{g}) en fonction du temps d'après le tableau suivant :

t (× 10^-3 s)	>0	2,0	4,0	6,0
[\text{O}_2] mol·L^-1	0	0,15	0,26	0,33

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3. Déterminer le temps de demi-réaction t_{1/2} de la réaction à 1 000 K.

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