✔ REA : Utiliser un modèle
✔ VAL : Exploiter un ensemble de mesures

À 1 000 K, et sous l'effet de la lumière, l'iodure d'hydrogène \text{HI}(\text{g}) se décompose pour former du diiode \text{I}_2(\text{g}) et du dihydrogène \text{H}_2(\text{g}). On définit dans ces conditions la concentration comme le rapport entre la quantité de matière et le volume total de gaz dans l'enceinte du milieu réactionnel. Avec une concentration initiale de 1,5 mol·L^-1 en \text{HI}(\text{g}), on suit l'évolution de la concentration en diiode gazeux \text{I}_2(\text{g}) que l'on reporte dans le tableau ci-dessous.

1. Établir l'équation-bilan de la réaction.

2. Dresser le tableau d'avancement de la réaction.

✔ REA : Utiliser un modèle
✔ RAI/MOD : Modéliser une transformation

3. Dresser le tableau d'avancement.

5. Calculer la constante de vitesse k.

✔ REA : Exploiter un ensemble de mesures
✔ VAL : Analyser des résultats

3. Dresser le tableau d'avancement.

6. Ajouter une colonne correspondant à la vitesse volumique de disparition du protoxyde d'azote.

7. Tracer l'évolution de la vitesse volumique de disparition de \text{N}_2\text{O}(\text{g}) en fonction de sa concentration.

8. En déduire si la réaction est d'ordre 1.

✔ COM : Rédiger et présenter correctement une solution d'exercice
✔ VAL : Analyser des résultats


On étudie la cinétique de la réaction entre la propanone et les ions triiodure :


Pour effectuer le suivi spectrophotométrique de cette réaction, on se place à la longueur du maximum d'absorption de l'ion triiodure \text{I}_3^-(\text{aq}).

On réalise dix mesures dans un tableau :

Les conditions initiales du mélange réactionnel sont 20,0 mL de propanone, diluée dans 200,0 mL d'eau. On ajoute alors 1,0 mL de solution aqueuse de triiodure de potassium (\text{K}^+(\text{aq})\ ;\ \text{I}_3^-(\text{aq})) de concentration c_0 = 1{,}0 \times 10^{-2} mol·L^-1.

De cette manière, la propanone est introduite en large excès.

✔ VAL : Faire preuve d'esprit critique
✔ VAL : Exploiter un ensemble de mesure

On étudie la cinétique d'oxydation de la vitamine C, également appelée acide ascorbique, que l'on note pour simplification \text{AH}_2. Cette oxydation est réalisée en milieu acide par l'ion \text{Fe}(\text{CN})^{3-}_6.


Le mécanisme réactionnel est le suivant :

• \text{AH}_2(\text{aq}) \rightarrow \ \text{HA}^-(\text{aq}) + \text{H}^+(\text{aq})
• \text{Fe}(\text{CN})^{3-}_6(\text{aq}) + \text{HA}^-(\text{aq}) \rightarrow \ \text{Fe}(\text{CN})^{4-}_6(\text{aq}) + \text{HA}(\text{aq})
• \text{HA}(\text{aq}) \rightarrow \ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{A}^-(\text{aq})
• \text{Fe}(\text{CN})^{3-}_6(\text{aq}) + \text{A}^-(\text{aq}) \rightarrow \ \text{Fe}(\text{CN})^{4-}_6(\text{aq}) + \text{A}(\text{aq})

1. Identifier les intermédiaires réactionnels présents dans ce mécanisme réactionnel.

Dans des conditions où le \text{pH} du milieu réactionnel est maintenu constant et que les ions \text{Fe}(\text{CN})^{3-}_6 sont introduits en large excès par rapport à l'acide ascorbique, on constate que la réaction suit une loi d'ordre 1.

On réalise trois expériences différentes avec les mêmes conditions initiales en imposant une température au milieu réactionnel et en effectuant un suivi spectrophotométrique. Après calculs, on obtient, dans un tableau, les mesures pour trois températures différentes :

2. Préciser si la température est un facteur cinétique pour cette réaction. Si oui, en déduire comment évolue la vitesse de disparition de l'acide ascorbique en fonction de la température.