Exercices

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Vitesse volumique

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

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

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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Intermédiaire réactionnel

◆ Citer l’intermédiaire réactionnel présent dans le mécanisme suivant :

• ${\text{C}}_4{\text{H}}_9\text{Br}(\text{aq})\to {\text{C}}_4{\text{H}}_9^{+}(\text{aq})+{\text{Br}}^{-}(\text{aq})$
• ${\text{C}}_4{\text{H}}_9^{+}(\text{aq})+{\text{HO}}^{-}(\text{aq})\to {\text{C}}_4{\text{H}}_8(\text{aq})+{\text{H}}_2\text{O}(\text{l})$

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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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Temps de demi-réaction

◆ D’après le graphique ci-dessous, déterminer le temps de demi-réaction $t_{1/2}$.

■ Évolution temporelle d'une concentration

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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 ${\text{H}}_2(\text{g})$ :

${\text{H}}_2(\text{aq})+{\text{I}}_2(\text{aq})\to 2{\text{H}}^{+}(\text{aq})+2{\text{I}}^{-}(\text{aq})$
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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Température comme facteur cinétique

✔ APP : Extraire l’information utile

Les ions peroxodisulfate ${\text{S}}_2{\text{O}}_8^{2-}(\text{aq})$ oxydent les ions iodure ${\text{I}}^{-}(\text{aq})$ selon une transformation totale. On précise que ces deux espèces chimiques appartiennent aux couples d’oxydoréduction ${\text{S}}_2{\text{O}}_8^{2-}(\text{aq})/{\text{SO}}_4^{2-}(\text{aq})$ 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.


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

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Ordre et température

✔ VAL : Analyser des résultats

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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Estérification

✔ REA : Utiliser un modèle

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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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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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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Chloration du chloroforme

✔ APP : Maîtriser le vocabulaire du cours

• ${\text{Cl}}_2(\text{aq})\to 2{\text{Cl}}^{\bullet }(\text{aq})$ (initiation)
• ${\text{Cl}}^{\bullet }(\text{aq})+{\text{CHCl}}_3(\text{aq})\to \text{HCl}(\text{aq})+{\text{CCl}}_3^{\bullet }(\text{aq})$
• ${\text{CCl}}_3^{\bullet }(\text{aq})+{\text{Cl}}_2(\text{aq})\to {\text{CCl}}_4(\text{aq})+{\text{Cl}}^{\bullet }(\text{aq})$
• $2{\text{Cl}}^{\bullet }(\text{aq})\to {\text{Cl}}_2(\text{aq})$ (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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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 :

• ${\text{O}}_3(\text{g})\to {\text{O}}_2(\text{g})+{\text{O}}^{\bullet }(\text{g})$
• ${\text{O}}_3(\text{g})+{\text{O}}^{\bullet }(\text{g})\to 2{\text{O}}_2(\text{g})$

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 :

• ${\text{Cl}}_2(\text{g})+{\text{O}}_3(\text{g})\to \text{ClO}(\text{g})+{\text{ClO}}_2(\text{g})$
• ${\text{ClO}}_2(\text{g})+{\text{O}}_3(\text{g})\to {\text{ClO}}_3(\text{g})+{\text{O}}_2(\text{g})$
• ${\text{ClO}}_3(\text{g})+{\text{O}}_3(\text{g})\to {\text{ClO}}_2(\text{g})+2{\text{O}}_2(\text{g})$
• $2{\text{ClO}}_3(\text{g})\to {\text{Cl}}_2(\text{g})+3{\text{O}}_2(\text{g})$

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.

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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.

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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 :

$2{\text{N}}_2{\text{O}}_5(\text{g})\to 4{\text{NO}}_2(\text{g})+{\text{O}}_2(\text{g})$
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.


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.

Données

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

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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 :

$2{\text{N}}_2{\text{O}}_5(\text{g})\to 4{\text{NO}}_2(\text{g})+{\text{O}}_2(\text{g})$
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.


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 :




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