Pour aborder un chapitre de cinétique, et l'influence des facteurs cinétiques sur la vitesse volumique, un enseignant conseille à ses élèves de lire intégralement l'exercice et de bien comprendre l'énoncé avant de se lancer dans la rédaction des réponses.
L'un d'entre eux suit le conseil prodigué et arrive rapidement sur le graphique suivant, représentant l'évolution de la concentration d'une espèce chimique en fonction du temps pour une série de trois expériences.
Sans contexte particulier pour le renseigner, on se propose d'aider cet élève à décrypter.

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Crédits : lelivrescolaire.fr

1. Le graphique présente l'évolution de la concentration :

a. d'un réactif.

b. d'un produit.

c. d'un réactif ou d'un produit, il n'est pas possible de le savoir.

2. Identifier le paramètre expérimental qui a été modifié entre ces trois expériences.

a. La température.

b. La concentration initiale.

c. L'équation-bilan.

3. Préciser laquelle de ces affirmations est vraie.

a. Le temps de demi-réaction augmente lorsque le paramètre précédent augmente.

b. Le temps de demi-réaction diminue lorsque le paramètre précédent augmente.

c. Le temps de demi-réaction reste inchangé, peu importe le paramètre précédent.

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21
Décomposition de l'iodure d'hydrogène

✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation

Lors de la décomposition de l'iodure d'hydrogène \text{HI}(\text{g}), il se forme du diiode \text{I}_2(\text{g}) de couleur violette et du dihydrogène \text{H}_2(\text{g}). La décomposition à 1 000 K de l'iodure d'hydrogène \text{HI}(\text{g}) est étudiée et on représente la concentration en diiode \text{I}_2(\text{g}) formé, c'est-à-dire la quantité de diiode par unité de volume de gaz, sur le graphique ci-dessous.

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1. Proposer une méthode de suivi expérimental de la concentration en diiode \text{I}_2(\text{g}).

2. Déterminer la concentration finale en diiode.

3. En déduire la concentration initiale en iodure d'hydrogène.

4. Déterminer le temps de demi-réaction t_{1/2}.

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22
Synthèse du phosgène

✔ REA : Utiliser un modèle

Le phosgène \text{COCl}_2(\text{g}) est synthétisé par un mécanisme en quatre étapes qui fait intervenir une espèce instable \text{Cl}^{\bullet}(\text{g}), espèce dite radicalaire.

2\ \text{Cl}(\text{g}) \rightarrow \ 2\ \text{Cl}^{\bullet}(\text{g})
\text{CO}(\text{g}) + \text{Cl}^{\bullet}(\text{g})\rightarrow \ \text{COCl}(\text{g})
\text{COCl}(\text{g}) + \text{Cl}_2(\text{g}) \rightarrow \ \text{COCl}_2(\text{g}) + \text{Cl}^{\bullet}(\text{g})
2\ \text{Cl}^{\bullet}(\text{g}) \rightarrow \ \text{Cl}_2(\text{g})

1. Écrire l'équation-bilan.

2. Vérifier la présence ou non d'un catalyseur.

3. Identifier l'intermédiaire réactionnel.

Détails du barème
TOTAL / 3 pts

1 pt

1. Établir l'équation-bilan.

1 pt

2. Repérer la présence ou non d'un catalyseur en rappelant sa définition.

1 pt

3. Identifier un intermédiaire réactionnel.

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23
Substitution

✔ VAL : Faire preuve d'esprit critique

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En milieu basique, le bromoéthane peut subir une substitution selon le mécanisme suivant, produisant ainsi de l'éthanol.

1. Cliquer sur l'image du mécanisme et ajouter les flèches courbes en justifiant leur sens.

2. Justifier le terme « substitution ».

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24
Variation de la température

✔ VAL : Analyser des résultats

Un chimiste souhaite réaliser l'estérification de l'éthanoate de butyle d'équation :

\text{C}_2\text{H}_4\text{O}_2(\text{l}) + \text{C}_4\text{H}_{10}\text{O}(\text{l}) \rightarrow \ \text{C}_6\text{H}_{12}\text{O}_2(\text{l}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l})

Cette synthèse est réalisée à trois températures différentes. À l'aide de prélèvements plongés dans des bains d'eau glacée, il réalise des titrages par la soude pour estimer la concentration d'acide éthanoïque au cours du temps.

Doc.
Concentration d'acide éthanoïque

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Le graphe représente l'évolution temporelle de la concentration [\text{CH}_3\text{COOH}] pour trois températures différentes.

1. Préciser l'influence de la température sur la vitesse de réaction.

La synthèse étudiée suit une loi d'ordre 1 de sorte que la vitesse volumique de disparition de l'acide éthanoïque est proportionnelle à sa concentration. Le coefficient de proportionnalité est une constante k appelée constante de vitesse dépendant de la température.
On précise ici qu'elle est égale à k_1 = 0{,}044 min^-1, k_2 = 0{,}091 min^-1 et k_3 = 0{,}173 min^-1.

2. Associer, à chaque courbe, sa constante.

3. Déterminer les temps de demi-réaction associés.

4. Calculer le produit p = t_{1/2} \cdot k. Commenter."

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25
Mécanisme de Diels-Alder

✔ RAI/ANA : Construire un raisonnement

Le mécanisme ci-dessous permet d'obtenir un cycle à six atomes de carbone.

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Il est connu sous le nom de mécanisme de Diels-Alder. Kurt Alder et Otto Diels ont obtenu le prix Nobel de chimie en 1950 pour leurs travaux.

Rendez-vous
ici
pour en apprendre davantage.

À l'aide de l'outil « dessin », ajouter les trois flèches courbes sur ce mécanisme pour symboliser le mouvement des doublets d'électrons.

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26

Copie d'élève à commenter

Proposer une justification pour chaque erreur relevée par le correcteur.

Dans les gouttelettes de pluie ayant capté du dioxyde de soufre, on retrouve l'ion hydrogénosulfite \text{HSO}_3^-(\text{aq}). Celui-ci réagit avec le dioxygène dissous pour former des ions hydrogène \text{H}^+(\text{aq}) et des ions sulfate \text{SO}_4^{2-}(\text{aq}) :

\text{HSO}^-_3(\text{aq}) + \dfrac{1}{2}\text{O}_2(\text{aq}) \rightarrow \ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})

1. Exprimer la vitesse volumique de disparition v des ions hydrogénosulfite en fonction de [\text{HSO}_3^-] en considérant que la réaction est d'ordre 1.

2. Établir l'équation différentielle selon [\text{HSO}_3^-].

3. Vérifier que [\text{HSO}^-_3] = [\text{HSO}^-_3]_0 \cdot \exp(-t \cdot k) est solution de l'équation différentielle.

1. La vitesse volumique de disparition des ions hydrogénosulfite est : \color{red}\xcancel\color{black}{v = k + [\text{HSO}^-_3]}
2. On peut donc établir que \color{red}\xcancel\color{black}{\dfrac{\text{d}[\text{HSO}^-_3]}{\text{d}t} = k \cdot [\text{HSO}^-_3]} qui est l'équation différentielle selon la concentration en ion hydrogénosulfite. Attention au signe.
3. On remplace l'expression de [\text{HSO}^-_3] dans l'équation différentielle et on remarque que cette expression est bonne. À développer.

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27
Vitesse volumique et absorbance

✔ VAL : Exploiter un ensemble de mesures

On étudie la réaction entre les ions chrome \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) et l'éthylènediaminetétra‑acétique, plus communément appelée EDTA de formule \text{C}_{10}\text{H}_{16}\text{N}_2\text{O}_8(\text{aq}). Son écriture est simplifiée dans l'équation de la réaction suivante :

\text{Cr}^{3+}(\text{aq}) + \text{EDTA}(\text{aq}) \rightarrow \ \text{Cr-EDTA}^{3+}(\text{aq})

Les deux espèces chimiques \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) et \text{Cr-EDTA}^{3+}(\text{aq}) sont colorées et absorbent toutes deux à la longueur d'onde de travail \lambda = 540 nm utilisée pour suivre l'absorbance du milieu réactionnel.

On utilise pour la réaction un excès d'EDTA et une concentration initiale en ion \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) égale à c = 0{,}0030 mol·L^-1. On obtient le tableau suivant pour les mesures d'absorbance sur une heure :

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Crédits : SPL/Science Source/Turtle Rock Scientific

Temps t (min)	Absorbance A
0	0,058
5	0,080
10	0,101
15	0,120
20	0,139
25	0,158
30	0,176
35	0,193
40	0,210
45	0,226
50	0,242
55	0,256
60	0,271

1. Rappeler la loi de Beer-Lambert et justifier que l'on peut écrire :

A = k_1 \cdot [\text{Cr}^{3+}] + k_2 \cdot (c - [\text{Cr}^{3+}]) où
A : absorbance de la solution
k_1 et k_2 : coefficients de proportionnalité entre les absorbances propres et les concentrations des espèces \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) et \text{Cr-EDTA}^{3+}(\text{aq}) (L·mol^-1)
[\text{Cr}^{3+}] : concentration en ion \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) (mol·L^-1)
c : concentration initiale en ion \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) (mol·L^-1)

2. En déduire l'expression de la concentration [\text{Cr}^{3+}] en fonction de A, de k_1, de k_2 et de c.

La vitesse volumique v de disparition des ions \text{Cr}^{3+}(\text{aq}) est définie par :

v = \begin{vmatrix} \dfrac{\text{d}[\text{Cr}^{3+}]}{\text{d}t} \end{vmatrix}

3. Vérifier que la réaction présente un ordre 1 concernant les ions \text{Cr}^{3+}(\text{aq}).

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28
Ordre de réaction

✔ VAL : Exploiter un ensemble de mesures

On s'intéresse à la réaction suivante :

\text{C}_4\text{H}_9\text{Cl}(\text{aq}) + \text{HO}^-(\text{aq}) \rightarrow \ \text{C}_4\text{H}_{10}\text{O}(\text{aq}) + \text{Cl}^-(\text{aq})

Un suivi cinétique par conductimétrie est réalisé. Le milieu réactionnel est préparé en introduisant les réactifs dans des proportions stœchiométriques, de telle sorte que les quantités initiales en 2-chlorobutane \text{C}_4\text{H}_9\text{Cl}(\text{aq}) et en ion hydroxyde \text{HO}^-(\text{aq}) soient égales. L'ajout d'ion hydroxyde \text{HO}^-(\text{aq}) s'effectue à l'aide d'une solution d'hydroxyde de sodium (\text{Na}^+(\text{aq})\ ;\ \text{HO}^-(\text{aq})). Les mesures sont regroupées dans le tableau ci-dessous.

Temps t (min)	0	10	20	30	60	120
Conductivité \sigma (S·m^-1)	12,44	10,64	9,38	8,48	7,08	6,42

1. Lister les espèces chimiques responsables de la conductivité de la solution.

2. Exprimer la conductivité \sigma en fonction de la concentration de ces espèces chimiques et de leur conductivité molaire ionique.

On note c_0 = 0{,}50 mol·L^-1 la concentration en ion hydroxyde \text{HO}^-(\text{aq}) apporté.

3. Exprimer [\text{Cl}^-] en fonction de [\text{HO}^-].

4. En déduire l'expression de [\text{HO}^-] en fonction de \sigma, de \lambda(\text{Cl}^-), (\text{HO}^-) et de \lambda(\text{Na}^+).

5. Préciser en le justifiant s'il s'agit d'une réaction d'ordre 1 selon les ions hydroxyde \text{HO}^-(\text{aq}).

Données

Conductivités molaires ioniques :
- \lambda(\text{Cl}^-) = 7{,}63 (mS·m²·mol^-1)
- \lambda(\text{HO}^-) = 19{,}86 (mS·m²·mol^-1)
- \lambda(\text{Na}^+) = 5{,}01 (mS·m²·mol^-1)

Doc.

Conductimètre et sa sonde

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Crédits : Andréa Aubert/EDS

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A
Évolution des concentrations

✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation

On étudie une réaction dans une solution de volume V = 200 mL. La réaction fait intervenir quatre espèces chimiques (notées A, B, C et D). L'évolution des concentrations de ces quatre espèces est donnée sur le graphique ci‑dessous.

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1. Identifier les réactifs et les produits. Préciser quel est le réactif limitant.

2. Comment est appelée l'espèce C ?

3. Écrire l'équation bilan de cette réaction.

4. Déterminer l'avancement final.

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B
Vitesse initiale

✔ REA/MATH : utiliser des outils mathématiques

On s'intéresse à décomposition du peroxyde d'hydrogène \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}(\mathrm{aq}) par les ions iodures \mathrm{I}^{-}(\mathrm{aq}) en milieu acide dont l'équation est la suivante :

\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}(\mathrm{aq})+3 \mathrm{I}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{I}_{3}^{-}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})

L'ion triiodure \mathrm{I}_{3}^{-}(\mathrm{aq}) est la seule espèce colorée présente. On suit l'avancement de la réaction en mesurant l'absorbance A de la solution pour une longueur d'onde de 415 nm. Le résultat est donné sur la courbe ci‑dessous.

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1. Écrire la loi de Beer‑Lambert appliquée à cette solution.

2. En déduire l'expression littérale de l'avancement x en fonction de l'absorbance A.

3. Exprimer la vitesse d'apparition de l'ion triiodure \mathrm{I}_{3}^{-}(\mathrm{aq}) en fonction de \dfrac{\text{d}A}{\text{d}t}.

4. Déterminer la vitesse d'apparition de l'ion triiodure \mathrm{I}_{3}^{-}(\mathrm{aq}) à l'instant initial.

Données

Longueur de la cuve du spectrophotomètre : l = 1,0 cm
Coefficient d'absorption molaire de l'ion triiodure \bm{\mathrm{I}_{3}^{-}(\bf{aq})} à \bm{415} nm : \epsilon = 4~360 L·mol^-1·cm^-1

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Pour s'entraîner

20Paramètre d'influence en QCM

21Décomposition de l'iodure d'hydrogène

22Synthèse du phosgène

Détails du barème TOTAL / 3 pts

23Substitution

24Variation de la température

25Mécanisme de Diels-Alder

26 Copie d'élève à commenter

27Vitesse volumique et absorbance

28Ordre de réaction

AÉvolution des concentrations

BVitesse initiale

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28
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A
Évolution des concentrations

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Vitesse initiale