Série d'exercices sur la Cinétique chimique - Ts

Classe: 
Terminale
 

Exercice 1

La réaction de décomposition de l'eau oxygénée H2O2 se fait suivant l'équation :
2H2O2O2 + 2H2O
 
pour étudier la cinétique de cette réaction, on réalise l'expérience sur un volume V=10cm3 de solution d'eau oxygénée de concentration molaire C0=6102mol1.
 
(Durant l'expérience V est constant et le volume molaire d'un gaz est VM=24Lmol1.
 
On note à divers instants t le volume VO2 de dioxygène dégagé.
 
On établit le tableau suivant :
t(min)0510152030VO2(103L)1.563.655.26C=[H2O2](102mol/L)63.72.3
 
1) Montrer que la concentration molaire de l'eau oxygénée restante est donnée par :
[H2O2]=C=C02VO2VVM
 
2) Reproduire et compléter le tableau.
 
3) Tracer la courbe C=f(t).
 
4) Définir la vitesse instantanée de disparition de H2O2 et déterminer sa valeur maximale.
 
5) Tracer sur le même graphique la courbe obtenue si l'expérience est réalisée à une température supérieur à celle de la première expérience.

Exercice 2

Des tubes à essais fermés contenant chacun 0.6g d'un alcool primaire A de formule C3H7OH et 0.6g d'acide éthanoique CH3COOH sont placés à la date t=0 dans l'eau bouillante.
 
1) Écrire l'équation de la réaction et donner le nom de l'ester formé.
 
2) A la date t=2min, on fait sortir un tube et on dose l'acide éthanoique restant par VB=21.7cm3 d'une solution de soude (NaOH) de concentration molaire CB=0.4molL1.
 
a) Indiquer le mode opératoire du dosage.
 
b) Déterminer la composition du mélange à cette date 
 
3) On répété les mêmes opérations et on obtient le tableau suivant :
t(min)05101520406080100120150180200nester(103mol)02.53.74.54.95.766.46.56.66.76.76.7
 
a) Tracer la courbe nester=f(t) et interpréter ces différentes parties.
 
b) Déterminer la vitesse moyenne de formation de l'ester entre t1=10min et t2=50min
 
c) Déterminer le rendement d'estérification
 
d) Déterminer la constante d'équilibre, relative à la réaction d'estérification.
 
e) Peut-on utiliser un catalyseur pour :
 
  Augmenter la vitesse de la réaction
 
  Augmenter le rendement de la réaction

Exercice 3

A t=0s, on introduit un volume V1=200mL d'une solution (S1) d'iodure de potassium KI de concentration molaire C1, un volume V2=300mL d'une solution (S2) de péroxodisulfate de potassium K2S2O8 de concentration molaire C2=102molL1 et quelques gouttes d'empois d'amidon.
 
Une étude expérimentale a permis de tracer la courbe des variations de la concentration de l'ion iodure I en fonction du temps (voir figure).
 
1) Écrire l'équation de la réaction chimique symbolisant la réaction d'oxydoréduction supposée lente et totale.
 
Préciser les couples rédox mis en jeu.
 
2) a) Définir la vitesse de la réaction à la date t.
 
b) Montrer que son expression s'écrit sous la forme v=V2d[I]dt.
 
Avec V volume du mélange réactionnel.
 
c) Comment varie cette vitesse au cours du temps ?
 
Justifier.
 
Déterminer sa valeur maximale
 
3) a) Définir la vitesse moyenne vmoy de la réaction.
 
Donner son expression en fonction de Δ[I]Δt ou Δ[I] est la variation de la concentration des ions I pendant la durée Δt.
 
b) Calculer sa valeur entre les instants t1=0 et t2=4min.
 
4) a) Dresser le tableau descriptif d'évolution du système chimique.
 
b) En utilisant le graphe, déterminer la quantité de matière initiale n0(I) dans le mélange.
 
Déduire la valeur de C1.
 
c) Définir le temps de demi - réaction (t1/2).
 
Sachant que t1/2=4min, déterminer l'avancement final (maximal) de la réaction.
 
d) Quel est le réactif limitant ?
 
e) Compléter la courbe de [I]=f(t) sachant que la réaction se termine à la date t1=32min (voir figure).

 

 

Exercice 4

A température constante on étudie la cinématique de décomposition de l'eau oxygénée.
 
L'équation bilan est la suivante :
2H2O2(Iq)2H2O(g) + O2(g)
 
au début de l'expérience, la concentration en eau oxygénée est de 8102molL1.
 
(L'expérience est réalisée avec 1L d'eau oxygénée et ce volume est considéré comme constant au cours de l'expérience).
 
On mesure le volume de dioxygène dégagé au cours du temps. (voir le tableau de mesure ci-dessous) le volume molaire des gaz à cette température est Vm=24Lmol1.
 
1) exprimer la quantité de matière en dioxygène formée à l'instant t (notée n(O2)t) en fonction de V(O2)t et de Vm.
 
2) Dresser le tableau d'avancement pour cette réaction.
 
Calculer la valeur de l'avancement maximal.
 
3) Compléter le tableau de mesures suivant.
t(min)0510152025304060VO2(L)00.20.310.400.480.540.580.650.72x(102mol) 
 
4) Tracer la courbe x=f(t).
 
5) Calculer la vitesse moyenne de la réaction entre les instants t1=10min et t2=25min.
 
6) Définir la vitesse instantanée v de la réaction et la déterminer graphiquement à t=20min.
 
Comment évolue cette vitesse au cours du temps ?
 
7) Déterminer graphiquement le temps de demi réaction t1/2 et déduire le taux d'avancement (τ=x(t1/2)xmax) à cette date.

Exercice 5

Pour étudier la cinétique de la réaction d'oxydation des ions iodures I par les ions peroxodisulfate S2O28, on réalise à t0=0s et à une température T constante, un mélange de deux solutions (S1) et (S2).
 
(S1) : solution d'iodure de potassium KI de volume V1=30mL et de concentration C1.
 
(S2) : de peroxodisulfate de potassium K2S2O8 de volume V2=30mL et de concentration C2=0.05molL1.
 
La réaction produite dans le mélange est totale et lente d'équation :
2I+S2O28I2+2SO24
 
La courbe de la figure 1 donne la variation de la concentration molaire de diiode en fonction du temps.
 
1) a) Calculer la concentration initiale du mélange en ions peroxodisulfate : [S2O28]0.
 
b) Dresser le tableau d'avancement et déduire que I est le réactif limitant.
 
c) Déterminer la concentration initiale de I dans le mélange : [I]0.
 
d) En déduire C1.

 
2) Déterminer, en molL1, la composition du mélange à l'instant t1=1000s.
 
3) Déterminer la vitesse volumique moyenne de la réaction entre les dates t0=0s et t1=1000s.
 
4) a) Définir la vitesse instantanée de la réaction.
 
 
b) Comment varie cette vitesse au cours du temps ?
 
Justifier à l'aide du graphique.
 
c) Déterminer la valeur de la vitesse volumique de la réaction à la date t1=1000s.
 
5) La courbe [I2]=f(t) est obtenue en dosant à différentes dates des prélèvements du mélange par une solution (S) de thiosulfate de sodium Na2S2O3 de concentration molaire C.
 
a) Écrire l'équation de la réaction du dosage.
 
b) Calculer C sachant que 5mL du mélange sont dosés à la date t1=1000s par v=2mL de la solution (S).

Exercice 6

L'eau oxygénée H2O2 se décompose lentement à la température ambiante et en présence d'un catalyseur suivant l'équation :
2H2O2(l)2H2O(g) + O2(g)
 
Pour étudier la cinétique de cette réaction on prépare des prélèvements identiques de volume Vp chacun et on dose la quantité de H2O2 restante par une solution de permanganate de potassium KMnO4 en milieu acide de concentration molaire C=0.5molL1.
 
Soit V : le volume de la solution de KMnO4 nécessaire pour obtenir l'équivalence.
 
L'équation de la réaction de dosage s'écrit :
5H2O2 + 2MnO4 + 6H+5O2 + 2Mn2+ + 8H2O.
 
On donne la courbe n(H2O2)=f(t).
 
1) Dresser le tableau d'avancement de la réaction étudiée.
 
Quel est l'avancement maximal.
 
2) a) Définir la vitesse instantanée de la réaction étudiée.
 
b) Déterminer sa valeur à la date t=20min.
 
c) Comment évolue cette vitesse au cours du temps ?
 
Exprimer.
 
3) Définir la vitesse moyenne et la calculer entre t1=0min et t2=40min.
 
4) a) Quel est le volume V de la solution de KMnO4 nécessaire pour le dosage à la date t=20min.
 
b) Déterminer la date à laquelle disparait 75% de la quantité initiale de H2O2.
 
Quel est la valeur du taux d'avancement de la réaction à cette date.

 
 

Exercice 7

 
1) Les ions peroxodisulfate S2O28 oxydent lentement les ions iodures I.
 
Établir l'équation bilan de cette réaction.
 
2) A la date t=0, et à une température constante, on mélange :
 
  Un volume V1=50mL d'une solution aqueuse de peroxdisulfate d'ammonium (NH4)2S2O8 de concentration molaire C1=5102molL1.
 
  Un volume V2=50mL d'une solution aqueuse d'iodure de potassium KI de concentration molaire C2=16102molL1.
 
  Quelques gouttes d'une solution d'empois d'amidon fraichement préparé (on rappelle que l'empois d'amidon colore en bleu nuit une solution contenant du diiode I2 même en faible quantité).
 
A une date t, on prélève, du mélange réactionnel, un volume V=10mL qu'on lui ajoute de l'eau glacée et on dose la quantité de diiode I2 formée par une solution de thiosulfate de sodium NaS2O3 selon la réaction rapide et totale d'équation :
2S2O23 + I2S4O26 + 2I
 
a) Décrire brièvement l'expérience de ce dosage, préciser comment peut - on reconnaitre expérimentalement le point d'équivalence ?
 
b) Calculer la concentration molaire initiale des ions iodure [I]0 et des ions peroxodisulfate [S2O28]0 dans le mélange réactionnel.
 
c) Dresser le tableau d'avancement de la réaction qui se produit dans chaque prélèvement.
 
3) On définit l'avancement volumique y par le rapport de l'avancement x par le volume V du milieu réactionnel y=xv (les constituants du système chimique constituent la même phase et le volume du milieu réactionnel est constant). 
 
Monter qu'on a à la date t  [I]t=[I]02y.
 
4) Les résultats des dosages ont permis de tracer la courbe régissant les variations de la concentration des ions iodure au cours du temps ( voir figure).
 
a) Préciser,en le justifiant,le réactif limitant.
 
b) En utilisant le tableau d'avancement, déterminer la concentration final en ions iodure [I]f.
 
c) Définir la vitesse volumique d'une réaction chimique. 
 
Montrer qu'elle s'écrit sous la forme Vvol=1d[I]2dt.
 
Déterminer graphiquement sa valeur à la date t=20min. 
 
Déduire la vitesse instantanée à cette date.
 
5) On refait l'expérience précédente mais avec une solution d'iodure de potassium de volume v2=50mL et de concentration molaire C2=18102molL1, représenter, sur le même graphe de la figure 1, l'allure de la courbe représentant [I1]=f(t).

 

Exercice 7

Pour préparer l'éthanoate de butyle CH3COO(CH2)3CH3, ester au parfum de banane, on réalise un mélange équimolaire d'acide éthanoique CH3COOH et de butan1olC4H9OH auquel on ajoute quelque gouttes d'acide sulfurique concentré le mélange est réparti sur 7 tubes à essai contenant initialement chacun a=1.33102 môle d'acide éthanoique et a môle de butin1ol. 
 
On introduit les tubes dans un bain marie à la température 60C et on déclenche simultanément un chronomètre.
 
A chaque instant t, un tube est retiré du bain marie puis refroidi par l'eau glacée afin de le doser par une solution d'hydroxyde de sodium NaOH de concentration molaire CB=1molL1.
 
1) Écrire l'équation de la réaction d'estérification.
 
2) Dresser le tableau d'avancement correspondant.
 
3) a) Exprimer, à une date t, l'avancement x en fonction de a, CB et VBE (VBE volume de base ajouté à l'équivalence.)
 
b) Définir le taux d'avancement final τf d'une réaction chimique.
 
4) On définit le rapport R=xa à une date t et on donne le tableau suivant :
t(min)03615304560R00.440.580.640.670.670.67
 
a) Que peut - on dire quant à l'état du système chimique à partir de la date t=30min ?
 
Donner le taux d'avancement final τf de la réaction à l'équilibre dynamique.
 
b) Déduire, à partir du tableau, deux caractères de la réaction.
 
c) Énoncer la loi d'action de masse.
 
Exprimer la constante d'équilibre K en fonction de τf puis calculer sa valeur.
 
d) Déterminer, en nombre de môle, la composition du mélange à la date t=30min puis déduire le volume VBE versé à cette date.
 
5) Le système chimique est en équilibre dynamique, on ajoute b môles de l'ester obtenue à volume sensiblement constant.
 
Quel est le sens d'évolution spontanée de la réaction ?
 
Justifier la réponse par deux méthodes.

Exercice 8

1. Écrire la formule semi-développée du pentan1ol et indiquer sa classe.
 
2. Écrire l'équation-bilan de la réaction, donner le nom de cette réaction et celui de l'ester formé.
 
3. On réalise, à température ordinaire un mélange équimolaire d'alcool et d'acide à raison de 0.2mol de chaque constituant. Le volume total est alors 30cm3. Ce mélange est également réparti dans différents tubes que l'on plonge ensemble dans de l'eau bouillante tout en déclenchant le chronomètre.
 
a) A différents instants, on sort un tube que l'on plonge dans de l'eau glacée et on dose l'acide restant avec une solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire égale à 1molL1 dont il faut verser V cm3.
 
Trouver la relation liant le nombre de moles d'ester formé et le volume V de base versé. Sachant que chaque tube contient 3cm3 de mélange, montrer que ce nombre de moles rapporté à une mole d'acide initial est lié numériquement à V par la relation :
nE=1V20 ; V en cm3
 
b) Compléter le tableau suivant :
t(min)3813182838V(cm3)12.99.587.86.86.7nE(mol)
 
c) Tracer la courbe nE=f(t) à l'aide du tableau suivant. 
 
Échelle : 5cm  10min et 5cm  0.2mol
 
4. Déterminer graphiquement la vitesse de formation de l'ester à l'instant t=3min puis au temps de demi-réaction.
 
5. Pourquoi plonge-t-on les tubes dans l'eau bouillante ? 
 
Quel est le rôle du facteur cinétique, dû à la plongée des tubes dans l'eau bouillante, sur la vitesse de formation de l'ester ?
 
6. La limite de la réaction dépend-elle de ce facteur cinétique ?  
 
Déterminer alors la composition du système final obtenu.

Exercice 9

Au laboratoire on se propose d'étudier la cinétique de la réaction de saponification du benzoate de 1méthyléthyle de formule semi-développée C6H5CO2CH(CH3)2 par l'hydroxyde de sodium. Pour cela, à une date prise comme origine des temps t=0, on mélange 100mL d'une solution de benzoate de 1méthyléthyle de concentration égale à 0.1molL1 et 100mL d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration égale à 0.1molL1. Le mélange est maintenu à 50C, sous agitation permanente. On prélève à différentes dates t, un volume v=10mL de ce mélange. Chaque prélèvement est aussitôt versé dans un erlenmeyer contenant de l'eau glacée et on dose la quantité d'hydroxyde de sodium restante à l'aide d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique de concentration Ca=2102molL1, l'indicateur coloré étant le bleu de bromothymol.
 
1. Montrer que la concentration initiale [OH]0 des ions OH dans le mélange est de 5102molL1.
 
2. Écrire l'équation-bilan de la réaction chimique support du dosage. Préciser la couleur de la solution obtenue à l'équivalence.
 
3. Écrire l'équation-bilan de la réaction entre le benzoate de 1méthyléthyle et l'hydroxyde de sodium, et préciser ses caractéristiques. 
 
4. Les résultats du dosage sont regroupés dans le tableau suivant, Va étant le volume d'acide versé à l'équivalence du dosage d'un prélèvement et C la concentration de l'alcool formé.
t(min)0481216202428323640Va(mL)22.019.818.016.515.013.812.812.011.511.0C(103molL1)0
 
a) Montrer que la concentration de l'alcool dans le prélèvement est donnée par l'expression :
C=[OH]0CaVav
     
b) Recopier puis compléter le tableau. Tracer le graphe C=f(t) avec les échelles suivantes :
 
1cm pour 4min  ;  2cm pour 4103molL1
   
c) Définir la vitesse volumique instantanée de formation de l'alcool et déterminer sa valeur à t1=4min et à t2=32min. 
 
Justifier l'évolution constatée pour cette vitesse.
 
d) On reprend la même étude à 30C, les valeurs du volume Va mesurées pour les mêmes dates sont-elles plus grandes ou plus petites qu'à 50C
 
Justifier la réponse. 

Exercice 10

On dissout 102 mol de 2méthylbutanoate de méthyle dans la quantité d'eau nécessaire pour obtenir un litre de solution.
 
2.1 Donner la formule semi-développée du 2méthylbutanoate de méthyle. 
 
Quelle est sa fonction chimique ? Donner son groupe fonctionnel. 
 
2.2 Écrire l'équation-bilan de la réaction d'hydrolyse du 2méthylbutanoate de méthyle. Préciser le nom et la fonction chimique de chaque produit obtenu. 
 
2.3 On prélève 100mL de la solution précédente qu'on répartit dans 10 tubes. A la date t=0 tous les tubes contiennent le même volume de cette solution. Pour déterminer le nombre de moles d'ester restant nE à une date t, on prélève un tube qu'on met dans la glace puis on dose l'acide formé à l'aide d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration molaire Cb=102molL1 en présence d'un indicateur coloré. On obtient les résultats suivants :
t(min)010203040506090120Vb(mL)02.13.756.16.97.58.69.4nE(105mol)
 
Vb est le volume d'hydroxyde de sodium à l'instant de date considéré.
 
a) Montrer que nE=105(10Vb).  Vb en mL.
 
b) Recopier et compléter le tableau ci-dessus puis tracer la courbe représentative de la quantité d'ester restant au cours du temps nE=f(t).
 
Échelle : 1cm  10min  et  1.5cm  105mol
  
c) Définir le temps de demi-réaction puis le déterminer.
 
d) Définir la vitesse instantanée de disparition de l'ester puis la déterminer à la date t=40min.

Exercice 11

On oxyde à la date t=0 un volume V1=100mL d'une solution d'iodure de potassium (K++I) de concentration C1=4.64102mol/L par un volume V2=100mL d'une solution S2 d'eau oxygénée H2O2 de concentration C2=4102mol/L. On ajoute à ce mélange un volume négligeable d'acide sulfurique très concentré.
 
 
1. Donner les couples redox mis en jeu et écrire l'équation de la réaction.
 
Calculer à la date t=0 la concentration de I et celle de H2O2 dans le mélange. Lequel des deux réactifs est en excès ?
 
2. On détermine à différents instants la concentration du diiode formé, on obtient la courbe ci-dessus.
 
3.1. Calculer la vitesse moyenne de formation du diiode entre les instants t1=5min et t2=20min.
 
3.2. Définir la vitesse instantanée de formation de I2 et la calculer à la date t=12.5min. 
 
En déduire la vitesse de disparition de I à cette date. Comment évolue ces vitesses en fonction du temps ? 
 
Quel est le facteur cinétique responsable ?
 
3.3. Calculer la concentration des ions I et de H2O2 présents dans le mélange réactionnel à t=30min.
 
3. Déterminer le temps de demi-réaction.

Exercice 12

On étudie la cinétique chimique de l'oxydation d'une solution d'oxalate de sodium (2Na++C2O24) à l'aide d'une solution de permanganate de potassium (K++MnO4) en utilisant des volumes égaux des deux solutions mais de concentrations respectives C1=0.6molL1  et  C2=0.2molL1.
 
 
1. Écrire les demi-équations et en déduire l'équation-bilan.

On donne :

E(MnO4/Mn2+)=1.51V  et  E(CO2/C2O24)=0.48V.

 
2. Calculer à t=0 les concentrations molaires volumiques [MnO4]0  et  [C2O24]0.
 
3. La courbe ci-dessous représente la variation de la concentration de MnO4 en fonction du temps.
 
3.1. Définir et calculer la vitesse moyenne de disparition entre les instants t1=2min  et  t2=5min
 
3.2. Définir et calculer la vitesse de disparition de MnO4 à l'instant t=2.5min et en  déduire la vitesse de formation de CO2 au même instant.
 
4. Définir et déterminer le temps de demi-réaction 
 
4.1. Ce résultat est-il en accord avec la courbe ? 
 
Déterminer le temps de demi-réaction t12
 
4.2. Déterminer la concentration du diiode lorsqu'il restera le quart de l'eau oxygénée.
 

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