CINETIQUE CHIMIQUE TS1 LDT 2016-2017

Serie cinetique ts1 ldt 2016 2017 PDF à téléchaeger (2.23 Mo)

IA PIKINE-GUEDIAWAYE / LYCEE DE THIAROYE   Année Scolaire : 2016-2017

Cellule Pédagogique de Sciences PhysiquesClasse :    TerminaleS1

Série C₄ : CINETIQUE CHIMIQUE

EXERCICE 1 (N° 10 page 121 Collection KANDIA)

EXERCICE 2   (Extrait du Bac S2 2009)

Au cours d’une séance de travaux pratiques, les élèves réalisent l’étude cinétique de la réaction d’hydrolyse de l’éthanoate d’éthyle.Pour cela, le préparateur dissout n= 0,25mol d’éthanoate d’éthyle dans de l’eau de façon à obtenir 500mL de solution notée S₀.

Chaque groupe d’élèves prélève 100mL de la solution S₀ qu’il répartit dans 10 tubes (de 10mL chacun) maintenus à température constante dans une enceinte thermostatée, à la date t= 0.

A chaque date t, on prélève………………télécharger PDF pour voir la suite…………..d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration C_b= 0,50mol.L^-1, en présence d’un indicateur coloré. Pour obtenir le virage de cet indicateur coloré, il faut verser un volume V_b de solution d’hydroxyde de sodium.

Pour la durée impartie à la séance de TP, un groupe d’élèves a pu obtenir les résultats suivants :

Dans ce tableau, n_E représente la quantité de matière d’ester restant dans un tube à la date t.

1.1 Ecrire, à l’aide de formules semi-développées, l’équation-bilan de la réaction entre l’éthanoate d’éthyle et l’eau. Nommer les produits de la réaction. Préciser les caractéristiques de celle-ci.

1.2 Pourquoi place-t-on le tube dans la glace avant chaque dosage ?

1.3 Le groupe d’élèves a reporté dans le tableau la valeur 5.10^{- 3}mol pour la quantité de matière n₀ d’ester présent dans chaque tube à la date t = 0. Vérifier, par un calcul simple, que cette valeur correspond bien à celle de n₀.

1.4 Montrer que la quantité n_E d’ester restant dans un tube à la date t est donnée par la relation n_E = n₀ – C_bV_b. Calculer n_E à chaque date t ; recopier et compléter le tableau.

1.5 Tracer la courbe représentative n_E= f(t) avec les échelles suivantes : 1cm pour 10 min en abscisses et 2,5 cm pour 10^{- 3}mol en ordonnées

1.6 Définir la vitesse de disparition de l’ester à la date t. Calcule………………télécharger PDF pour voir la suite…………...

En utilisant la courbe, expliquer qualitativement comment évolue cette vitesse au cours du temps.

1.7 Citer deux méthodes utilisables pour augmenter la vitesse de cette réaction.

EXERCICE 3

L’eau de Javel est une solution équimolaire d’hypochlorite de sodium (Na+ + ClO-) et de chlorure desodium. A la maison, elle est surtout utilisée comme antiseptique ou comme décolorant dans le blanchissage. Elle doit être conservée en emballage opaque à l’abri de la chaleur pour éviter l’accélération de sa décomposition.

On se propose d’étudier la cinétique de la réaction de décomposition d’une eau de Javel catalysée par des ions cobalt Co²⁺. L’équation de cette réaction est : 2 ClO^-2 →Cl^-+ O₂.

une date t = 0 s, on dispose d’une eau de Javel catalysée par des ions Co²⁺, de volume V₁ = 100 cm³, de concentration initiale en ions hypochlorite [ClO^-]₀= 2,6.10^-1 mol L^-1.

Afin de suivre l’évolution de la réaction, on mesure à température et pression constantes, le volume V(O₂) de dioxygène dégagé au cours du temps, en cm³, dans des conditions où le volume molaire est V_m = 22,4 L mol^-1.

1Montrer que la réaction de décomposition de l’eau de Javel est une réaction d’oxydo-réduction. (0,5

2On détermine, à divers instants, le volume V(O2) de dioxygène dégagé et on en déduit la concentration [ClO^-] restant en fonction du temps ; on obtient la courbe [ClO^-] (t) = f(t) ci-jointe.

2.1Etablir la relation qui permet de calculer la concentration [ClO^-] (t) en fonction de [ClO^-]₀,V(O₂), V₁ et V_m.

2.2Définir la vitesse volumique instantanée de disparition de l’ion hypochlorite à la date t ; la calculer à t= 240 s. (0,5 point)

2.3A quelle date le volume V(O₂) de dioxygène est-il égal à 200 cm³ ? (0,75 point)

3Sur le graphe, à rendre avec la copie, tracer l’allure de la courbe représentant l’évolution de [ClO^-] = f(t) en l’absence d’ions cobalt. Justifier la réponse. (0,5 point)

EXERCICE 4

• Potentiels normaux des couples rédox : E^° (Zn²⁺/ Zn) = - 0,76 V et E^° (H₃O⁺/ H₂) = 0,00 V.

• Volume molaire dans les conditions de l’expérience : V₀ = 24 L.mol^-1.

• Masse molaire en g/mol : C? = 35,5 ;   H = 1 ;   O = 16 ;    Zn = 65,4.

On étudie la cinétique de la réaction naturelle entre deux couples. A t = 0 s, on introduit une masse m = 1g de zinc en poudre dans un ballon contenant v = 40mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration Ca = 0,5 mol.L^-1. On recueille le gaz dihydrogène formé au cours du temps et on mesure son volume v (H₂). A chaque instant on dési………………télécharger PDF pour voir la suite………….. C_R sa concentration molaire résiduelle.

1. Ecrire l’équation-bilan de la réaction.………………télécharger PDF pour voir la suite…………..

2. Tenant compte des données numériques de l’énoncé et de l’équation précédemment écrite, établir les relations : x =    et   C_R = 0,5 – 25x.  (x est en mol, v(H₂) en L et C_R en mol.L^-1).

3) Compléter le tableau de mesure ci-dessous et tracer la courbe C_R = f (t). Choisir une    échelle judicieuse à préciser.

4) Déterminer la vitesse moyenne de disparition des ions H₃O⁺ entre les dates t₁= 200min et t₂= 500 min.

5) Déterminer graphiquement la vitesse instantanée de disparition des ions hydronium à la date  t₁ = 200 min.

6) Déterminer la concentration C₁ de la solution en ion Zn²⁺ à t = 300min.

7) Déterminer la concentration C₂ de la solution en ion Zn²⁺ en fin de réaction et calculer la masse m_r de zinc restant.

8) Etablir une relation entre les vitesses instantanées de disparition de H₃O⁺ et de formation de Zn²⁺. En déduire la vitesse instantanée de formation de Zn²⁺ à t₁ = 200 min.………………télécharger PDF pour voir la suite…………..

EXERCICE 5( Bac S1S3 1999)

Le pentoxyde de diazote N₂O₅ se décompose selon la réaction :2 N₂O₅ (g) ® 4 NO₂ (g) + O₂ (g)

Dans un réacteur de volume constant, dont la température est maintenue à 300 K, on introduit du pentoxyde de diazote pur sous une pression P = 0,732 bar et on déclenche le chronomètre. On relève les valeurs de la ………………télécharger PDF pour voir la suite…………..mps.

………………télécharger PDF pour voir la suite…………..

1) On note n la quantité de matière de pentoxyde de diazote ayant disparu à l'instant t.

1.1- Exprimer en fonction de n les quantités de matière de dioxygène O₂ et de dioxyde d'azote NO₂ apparues au même instant.

1.2-  En déduire, en fonction de n la quantité de matière totale des gaz contenus dans le réacteur.

2) Le mélange est assimilé à u………………télécharger PDF pour voir la suite………….. la pression est proportionnelle à la quantité de matière gazeuse.

2.1- Exprimer alors n en fonction de P_t et P₀ et n₀ quantité de matière initiale en pentoxyde de diazote.

2.2 - Compléter le tableau.

2.3 – Vitesse de formation de [NO₂] en fonction du temps.

2.3.a – Tracer la courbe donnant les variations de la concentration [NO₂]  du dioxyde d’azote formé en fonction du temps.

Echelles :  1 cm pour 20 s  et 2 cm pour 1 mmol.L^-1.

2.3.a – Calculer la vitesse de disparition du pentoxyde de diazote à l’instant t = 2 min 30 s.

2.3.b –  Déterminer la pression à la date de demi-réaction si on laisse la réaction évoluer au delà de la date t = 240 s .  ………………télécharger PDF pour voir la suite…………..

EXERCICE 6

On étudie, à température constante, la cinétique de dismutation de l’eau oxygénée : 2 H₂O₂®2 H₂O + O₂

1) A la date t= 0, la solution contient 0,060mole d’eau oxygénée. Son volume, constant, est V_S= 1L.    
On mesure, à pression constante, le volume V(O₂) de gaz dégagé au cours du temps.

1.a- Calculer, en mole, la qu………………télécharger PDF pour voir la suite…………..date t en fonction de V(O₂) et de
V_m= 24L.mol^-1  (volume molaire d’un gaz  à la température de l’expérience).

1.b- En déduire, à la même date t, la quantité de H₂O₂ disparu, puis la concentration C en eau oxygénée restante.                                                                               

2)Les résultats de l’expérience sont dans le tableau suivant :

2.a- Compléter la tableau et tracer le graphe C = f (t).

2.b- Définir la vitesse volumique v (t) de disparition de H₂O₂  à la date t.

2.c- Déterminer cette vitesse à la date t₁= 10 min  puis à la date t₂= 30 min.

2.d- Quel facteur cinétique explique la variation de la vitesse de disparition de H₂O₂ ?

3) Une étude complète montre que v(t) est liée à la concentration C par une relation v= k.C avec k= 7,9.10^-4 S.I.

3.a- Cette relation permet-elle de retrouver v (30 min) de la question 2.c ?

3.b- Prévoir d’après les résultats du cours comment évolue la constante k en fonction de la température.

3.c- Tracer l’allure du graphe si on opérait en présence du catalyseur Fe²⁺ ? (Définir un catalyseur).

EXERCICE 7      (Exercice 16 page 123 Collection KANDIA)

EXERCICE 8

On considère l’oxydation lente d’une solution d’acide oxalique par les ions permanganate. L’équation-bilan de la réaction s’écrit : MnO₄^-  + 5H₂C₂O₄  +  6H⁺→ 10CO₂ +  Mn²⁺ + 8H₂O

Les couples redox en jeu sont : MnO₄^- / Mn²⁺   et C0₂/ H₂C₂O₄.

2.1. Ecrire les demi-équations électroniques relatives aux deux couples et retrouver l’équation de la réaction donnée ci-dessus. (0,5 pt)

2.2. A une date t= 0, on mélange un volume V₁= 50 mL de solution de permanganate de potassium de concentration molaire volumique C₁= 0,02 mol.L^-1 et un volume V₂= 45mL d’acide oxalique de conc………………télécharger PDF pour voir la suite…………..molaire volumique des ions  MnO₄^-et l’on obtient la courbe ci-contre :

2.2.1Calculer les quantités de matière des réactifs mis en présence et vérifier que l’acide oxalique est en excès par rapport au permanganate de potassium (0,5 pt)

2.2.2En déduire la concentration [Mn²⁺] des ions manganèse en fin de réaction (0,5 pt)

2.2.3A quelle date la concentration [Mn²⁺] des ions manganèse est-elle égale à celle des ions permanganate restant en solution ? Représenter, sur le graphe fourni [à rendre ave………………télécharger PDF pour voir la suite…………..laire volumique en ions manganèse au cours du temps. (0,5 pt)

2.3Définir la vitesse volumique instantanée de disparition des ions permanganate MnO₄^-à une date tquelconque. Déterminer cette vitesse aux instants de date 10 s, 50 s et 80 s. (0,75 pt)

2.4Sachant que les ions manganèse sont des catalyseurs de cette réaction expliquer comment cela permet d’interpréter les variations de la vitesse de la réaction. (0,5 pt)

AU TRAVAIL !