Physique-Chimie Terminale Spécialité

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Préparation aux épreuves du Bac
1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Modélisation des transformations acide-base
Ch. 2
Analyse physique d'un système chimique
Ch. 3
Méthode de suivi d'un titrage
Ch. 5
Évolution temporelle d'une transformation nucléaire
BAC
Thème 1
Ch. 6
Évolution spontanée d'un système chimique
Ch. 7
Équilibres acide-base
Ch. 8
Transformations chimiques forcées
Ch. 9
Structure et optimisation en chimie organique
Ch. 10
Stratégies de synthèse
BAC
Thème 1 bis
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Description d'un mouvement
Ch. 12
Mouvement dans un champ uniforme
Ch. 13
Mouvement dans un champ de gravitation
Ch. 14
Modélisation de l'écoulement d'un fluide
BAC
Thème 2
3. Conversions et transferts d'énergie
Ch. 15
Étude d’un système thermodynamique
Ch. 16
Bilans d'énergie thermique
BAC
Thème 3
4. Ondes et signaux
Ch. 17
Propagation des ondes
Ch. 18
Interférences et diffraction
Ch. 19
Lunette astronomique
Ch. 20
Effet photoélectrique et enjeux énergétiques
Ch. 21
Évolutions temporelles dans un circuit capacitif
BAC
Thème 4
Annexes
Ch. 22
Méthode
Chapitre 4
Exercices

Pour s'entraîner

8 professeurs ont participé à cette page
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20
Paramètre d'influence en QCM

APP : Extraire l'information utile

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.

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




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




3. Préciser laquelle de ces affirmations est vraie.


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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.

Placeholder pour Concentration en diiodeConcentration en diiode
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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
Placeholder pour Concentration d'acide éthanoïqueConcentration 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 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 :

Placeholder pour Bécher de chromeBécher de chrome
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Temps t (min)Absorbance A
00,058
50,080
100,101
150,120
200,139
250,158
300,176
350,193
400,210
450,226
500,242
550,256
600,271

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+}])
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)010203060120
Conductivité \sigma (S·m-1)12,4410,649,388,487,086,42

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
Placeholder pour Conductimètre et sa sondeConductimètre et sa sonde
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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.

figure 1 - Evolution des concentrations
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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.

figure 1 - Vitesse initiale
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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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