	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

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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})

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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).

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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.

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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

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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.

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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.

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Crédits : Andrey Armyagov/Shutterstock

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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.

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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

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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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