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Paramètre d’influence en QCM

✔ APP : Extraire l’information utile



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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Décomposition de l’iodure d’hydrogène

✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation



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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Substitution

✔ VAL : Faire preuve d’esprit critique


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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Variation de la température

✔ VAL : Analyser des résultats

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


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.

■ Concentration d’acide éthanoïque


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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Mécanisme de Diels-Alder

✔ RAI/ANA : Construire un raisonnement

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


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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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 :

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 :



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 :

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

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Ordre de réaction

✔ VAL : Exploiter un ensemble de mesures

On s’intéresse à la réaction suivante :





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)

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.


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.

B

Vitesse initiale

✔ REA/MATH : utiliser des outils mathématiques

On s’intéresse à décomposition du peroxyde d’hydrogène ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2(\mathrm{a}\mathrm{q})$ par les ions iodures ${\mathrm{I}}^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ en milieu acide dont l’équation est la suivante :

L’ion triiodure ${\mathrm{I}}_3^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ 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.


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 ${\mathrm{I}}_3^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ en fonction de $\frac{\text{d}A}{\text{d}t}.$


4. Déterminer la vitesse d’apparition de l’ion triiodure ${\mathrm{I}}_3^{-}(\mathrm{a}\mathrm{q})$ à l’instant initial.

Données

• Longueur de la cuve du spectrophotomètre : $l=1,0$ cm
• Coefficient d’absorption molaire de l’ion triiodure ${\mathrm{I}}_3^{-}(\mathbf{a}\mathbf{q})$ à $415$ nm : $ϵ=4360$ L·mol^-1·cm^-1