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Exercices Objectif BAC
P.102-104

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Objectif
Pictogramme de Bac





Comprendre les attendus

29
Décomposition de l’iodure d’hydrogène

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 se décompose pour former du diiode et du dihydrogène . 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 , on suit l’évolution de la concentration en diiode gazeux que l’on reporte dans le tableau ci-dessous.

Temps (s) 0 0,50 1,00 1,50 2,00 2,50
Concentration (mol·L-1) 0,00 0,24 0,40 0,51 0,58 0,64

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


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

Avancement
État initial mol
État intermédiaire
État final

3. Exprimer, puis calculer les vitesses volumiques d’apparition du diiode à partir des concentrations fournies dans le tableau.


4. Tracer l’évolution de la vitesse volumique d’apparition du diiode en fonction de sa concentration .
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5. En déduire s’il s’agit d’une cinétique suivant une loi d’ordre 1. Si oui, déterminer le coefficient liant les deux grandeurs à considérer, noté et appelé constante de vitesse.
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Diiode gazeux

Diiode gazeux

Le diiode, à pression atmosphérique, n’existe pas à l’état liquide. Il se sublime en passant directement de l’état solide à gazeux.

Détails du barème

TOTAL / 7 pts
1. Identifier le réactif et les produits.
0,5 pt
Ajuster l’équation.
0,5 pt
2. Remplir correctement le tableau.
1,5 pt
Exprimer les quantités de matière en fonction de l’avancement à l’aide du tableau.
1 pt
3. Exprimer la vitesse volumique d’apparition en fonction de l’écart en concentration et de la durée.
1,5 pt
Calculer les vitesses.
0,5 pt
4. Tracer le graphique proprement.
0,5 pt
Positionner correctement les points.
0,5 pt
5. Conclure sur la loi d’ordre 1.
0,5 pt
Déterminer la constante de vitesse.
0,5 pt

30
Décomposition du peroxyde d’hydrogène

RAI/MOD : Modéliser une transformation
VAL : Analyser des résultats

La décomposition du peroxyde d’hydrogène aboutit à la formation d’eau et de dioxygène . Cette réaction est une dismutation, c’est‑à‑dire que le peroxyde d’hydrogène réagit sur lui-même pour former les deux produits mentionnés.

1. Écrire l’équation modélisant la transformation.


La quantité de matière initiale de peroxyde d’hydrogène est égale à mol.

2. En s’aidant éventuellement d’un tableau d’avancement, calculer l’avancement maximal.

Avancement
État initial mol
État intermédiaire
État final

3. À l’aide du graphique, déterminer le temps de demi‑réaction


4. Proposer une méthode permettant d’augmenter ce temps de demi-réaction en vue d’une conservation plus longue de l’eau oxygénée, riche en peroxyde d’hydrogène.
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Décomposition du peroxyde d'hydrogène

31
Réduction du monoxyde d’azote

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

L’activité humaine et plus principalement les activités industrielles ont considérablement augmenté la production de monoxyde d’azote, libéré dans l’atmosphère. Cette espèce, très réactive, est l’une des espèces chimiques sur lesquelles les pouvoirs publics se sont engagés à en réduire les rejets dans l’atmosphère.
Une des voies possibles de décomposition du monoxyde d’azote est la réaction avec le dihydrogène , selon le mécanisme :

Cette réaction se produit dans l’atmosphère en phase gazeuse. On précise que les espèces chimiques , et sont des espèces dites radicalaires, très peu stables.
On étudie cette réaction en laboratoire avec une quantité de matière de 3,0 mol de dihydrogène dans un excès de monoxyde d’azote. La concentration du diazote, rapport entre la quantité de diazote et le volume de l’enceinte confinant le milieu réactionnel, est représentée en fonction du temps.

Concentration du diazote

1. Écrire l’équation-bilan.


2. Identifier les intermédiaires réactionnels.


3. Dresser le tableau d’avancement.

Avancement
État initial 0
État intermédiaire
État final

4. Déterminer le temps de demi-réaction.


La constante de vitesse est liée au temps de demi-réaction selon la relation :
 : temps de demi-réaction (s)
 : constante de vitesse (s-1)

5. Calculer la constante de vitesse .
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32
Décomposition du protoxyde d’azote

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

Le protoxyde d’azote est utilisé comme gaz anesthésique en chirurgie. Dans la culture populaire, on emploie souvent l’expression de gaz hilarant. Sa décomposition en phase gazeuse se produit selon le mécanisme en deux étapes suivant :

Ici, les concentrations correspondent au rapport entre la quantité de gaz et le volume total de gaz du milieu réactionnel. L’expérience est réalisée avec une concentration initiale en protoxyde d’azote égale à mol·L-1. La concentration en diazote est relevée toutes les 0,20 ms et consignée dans le tableau.

1. Identifier les intermédiaires réactionnels apparaissant dans le mécanisme réactionnel.


2. Écrire l’équation-bilan.


3. Dresser le tableau d’avancement.
Avancement
État initial mol
État intermédiaire
État final

4. Ajouter une colonne pour calculer la concentration en protoxyde d’azote .

5. Exprimer la vitesse volumique de disparition de en fonction de sa concentration .


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 en fonction de sa concentration.
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8. En déduire si la réaction est d’ordre 1.
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Temps (ms) Concentration en (mol·L-1)
0,000 0,000
0,200 2,533
0,400 3,783
0,600 4,399
0,800 4,704
1,000 4,854
1,200 4,928
1,400 4,964
1,600 4,982
1,800 4,991
2,000 4,996
2,200 4,998
2,400 4,999

Protoxyde d'azote

33
Ions triiodure

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

D’après le sujet chimie, banque CCP, 2013

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 .

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 de concentration mol·L-1.

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

1. En utilisant la loi de Beer-Lambert, exprimer la concentration en ion triiodure en fonction de l’absorbance de la solution et d’une constante de proportionnalité, notée .


2. Représenter l’évolution de en fonction du temps.
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3. Calculer la vitesse volumique de disparition des ions triiodure pour les quatre premières mesures.


4. Représenter l’évolution de en fonction de .
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Donner un argument permettant de dire qu’il ne s’agit pas d’une réaction d’ordre 1.


On se propose de déterminer quel est l’ordre correspondant. On précise que :
  • pour une réaction d’ordre 0, la vitesse volumique s’écrit ;
  • pour une réaction d’ordre 2, la vitesse volumique s’écrit .

5. En déduire l’ordre de la réaction.


6. Proposer une unité cohérente pour .
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Temps t (min) Absorbance A
0 1,89
1,0 1,79
2,0 1,68
3,0 1,58
4,0 1,48
5,0 1,38
6,0 1,28
7,0 1,17
8,0 1,07
9,0 0,97

34
Acide ascorbique

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 . Cette oxydation est réalisée en milieu acide par l’ion .


Le mécanisme réactionnel est le suivant :

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


Dans des conditions où le du milieu réactionnel est maintenu constant et que les ions 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.


3. À l’aide d’un tableur, calculer les vitesses volumiques de disparition de l’acide ascorbique et tracer les évolutions de cette vitesse en fonction de la concentration .

4. En déduire les constantes de vitesse associées et préciser comment elles évoluent en fonction de la température .
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Temps t (s) Concentration (mol·L-1) pour = 298 K Concentration (mol·L-1) pour = 293 K Concentration (mol·L-1) pour = 303 K
0 0,100 0 0,100 0 0,100 0
5 0,090 6 0,092 6 0,089 8
10 0,082 1 0,085 7 0,080 6
15 0,074 3 0,079 3 0,072 3
20 0,067 3 0,073 5 0,064 9
25 0,061 0 0,068 0 0,058 3
30 0,055 3 0,063 0 0,052 3
35 0,050 1 0,058 3 0,047 0
40 0,045 4 0,054 0 0,042 2
45 0,041 1 0,050 0 0,037 8
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