2-Suivi-temporel-dune-transformation-Vitesse-de-reaction-Repare.docx

Exercice 3 :
Naja7School
2BAC
Science
Suivi temporel d'une
transformation
Exercice 1:On se propose d'étudier la cinétique de la transformation lente de
décomposition de l'eau oxygénée par les ions iodure en présence d'acide sulfurique,
transformation considérée comme totale.
L'équation de la réaction qui modélise la transformation d'oxydoréduction s'écrit :
(aq) + 2 (aq) + 2  (aq) =  (aq) + 4O(l)
La solution de diiode formée étant colorée, la transformation est suivie par
spectrophotométrie, méthode qui consiste à mesurer l'absorbance A de la solution,
grandeur proportionnelle à la concentration en diiode.
1- Étude théorique de la réaction
1.1-Donner la définition d'un oxydant, et celle d'un réducteur.
1.2-Identifier, dans l'équation de la réaction étudiée, les deux couples d'oxydoréduction mis en
jeu et écrire leurs demi-équations correspondantes.
2- Suivi de la réaction
À la date t = 0 s, on mélange 20,0mL d'une solution d'iodure de potassium de concentration
0,10 mol.L-1 acidifiée avec de l'acide sulfurique en excès, 8,0mL d'eau et 2,0mL d'eau
oxygénée à 0,10 mol.L-1.
On remplit une cuve spectrophotométrique, et on relève les valeurs de l'absorbance au cours
du temps. On détermine alors, grâce à la loi de Beer-Lambert, la concentration [I2] du diiode
formé :
2.1-Le mélange initial est-il stoechiométrique ?
2.2-Établir le tableau d'avancement de la transformation du système
2.3-Établir la relation entre [I2] et l'avancement x de la
transformation.
2.4-Déterminer l'avancement maximal. En
déduire la valeur théorique de la
concentration en diiode formé lorsque la
transformation est terminée.
3- Exploitation des résultats
La courbe ci dessous représente les
variations de l'avancement x de la
transformation en fonction du temps.
3.1-Donner la composition du mélange
réactionnel pour t = 300 s.
3.2-Comment varie la vitesse volumique de
réaction ? Justifier. Quel facteur cinétique
peut être responsable de cette variation ?
3.3- Donner la définition du temps de
demi-réaction, puis le déterminer.

Exercice 2 : Il s’agit de suivre, dans le temps, la formation de diiode au cours d'une
transformation mettant en jeu une réaction d'oxydoréduction. Il s'agit de l'oxydation des ions
iodure, appartenant au couple I2/I-, par les ions peroxodisulfate
 appartenant au couple :   /  .
Dans un bécher, préparer 10,0mL de solution d'iodure de potassium à 0,500 mol.L-1 et, dans un
autre, 10,0mL de solution de peroxodisulfate de sodium à 5,00.10-3 mol.L-1. À l'instant origine,
on mélange ces deux solutions et on suit l'évolution temporelle de la concentration de diiode en
mesurant l'absorbance A. Le volume total de solution est appelé V. On obtient la courbe ci-
dessous.
1- Écrire l'équation de cette réaction.
2- Établir le tableau descriptif de l'évolution
du système. En déduire la valeur de la
concentration en diiode maximale.
3- Déterminer sur le graphe le temps
de demi-réaction.
4- Montrer que la vitesse volumique de
réaction est égale à d[I2]/dt.
5- Calculer la vitesse de réaction à t=5min
et t=15min.
6- Interpréter la diminution de la vitesse au
cours du temps.
Exercice 3 : Cette exercice a pour objectif de suivi l’évolution de la réaction de l’acide
chlorhydrique avec le zinc. Au temps t = 0, on introduit une masse m = 645 mg de poudre
de zinc dans un ballon contenant VA = 80 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de
concentration molaire CA=0,5 mol.L-1. On recueille le gaz dihydrogène formé au cours du
temps et on mesure son volume V. La figure ci-contre représente la variation de la
concentration en ion H3O+ dans le mélange réactionnel au cours du temps.
Données :
-Toutes les mesure ont été prises à
20°C .
- La masse molaire du zinc:
M(Zn) = 64,5 g.mol-1.
-Les couples interviennent sont :
H3O+/H2; Zn2+/Zn
- Le volume du mélange est :
V= 80 mL

1- Ecrire l’équation bilan de la réaction étudié.
2- Citer trois techniques qui peuvent utiliser pour suivre l’évolution de cette réaction étudie.
3- Calculer la quantité de matière de ( et (
4- Établir le tableau d'avancement de la transformation du système .
5- Déterminer l’avancement maximal  de la réaction et déduire le réactif limitant.
6- A partir de tableau d’avancement montrer que : x(t) =  
7- Déterminer la valeur de l‘avancement final de la réaction
8- Définir le temps de demi-réaction  et déterminer sa valeur.
9- Quelle est la durée nécessaire à l’achèvement de la réaction ?
10- Calculer la vitesse volumique de cette réaction à t = 8 min
11- Sachant que la vitesse volumique à l’instant   , est:  
D’après les résultats obtenus, Expliquer pourquoi la vitesse diminue au cours de la réaction.
12- Calculer la masse de zinc qui a disparu à l’instant t = 2 min.
13- En gardant les concentrations initiales des réactifs, et on augmente la température de
mélange réactionnel à 40°C, Tracer sur la figure la nouvelle évolution de  .
Expliquer l’effet de la température sur la vitesse de la réaction au niveau microscopique.
Exercice 5 : Cette partie de l’exercice a pour objectif le suivi de l’évolution de la
réaction de l’acide chlorhydrique avec le zinc.Pour étudier la cinétique de cette réaction, on
introduit dans un ballon de volume constant V, la masse m = 0,5 g de zinc en poudre Zn(S) et
on y verse à l’instant to= 0, le volume VA= 75 mLd’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique
 deconcentration CA = 0,4 mol.L-1. On mesure à chaque instant t la pression
P à l’intérieur du ballon à l’aide d’un capteur de pression.
Données :
- On considère que tous les gaz sont
parfaits .
- Toutes les mesure ont été prises à 20°C .
- On rappelle l’équation d’état des gaz
parfaits : P.V = n.R.T
- La masse molaire atomique du zinc :
M(Zn) = 65,4 g.mol-1.
-Les couples interviennent sont :
H3O+/H2; Zn2+/Zn
1- Ecrire l’équation bilan de la réaction
étudié.

2- Citer d’autres techniques qui peuvent utiliser pour suivre l’évolution de cette réaction étudie.
3- Calculer la quantité de matière de :  () et  (Zn).
4- Établir le tableau d'avancement de la transformation du système .
5- Déterminer l’avancement maximal xmax de la réaction et en déduire le réactif limitant.
6- En appliquant l’équation d’état des gaz parfaits, et en se basant sur le tableau d’avancement
précédent, trouver l’expression de l’avancement  de la réaction à l’instant t en fonction
de R , T , V et 
7- Montrer que l’avancement de la réaction s’écrit :   avec
8- Calculer la composition de système chimique à l’instant t= 60 min.
9- Calculer le volume libéré de dihydrogène V (H2) à l’instant t=60 min. (Sachant que Vm =
24.mol.l-1)
10- Déterminer, en justifiant votre réponse, le temps de demi-réaction t1/2 .
11- Vérifier la vitesse volumique de la réaction à l’instant t0=0 est : 
12- Sachant que la vitesse volumique à l’instant t1 = 60 min, est :
   ;
D’apres les résultats obtenus, Expliquer pourquoi la vitesse diminue au cours de la réaction.
13- En gardant les concentrations initiales des réactifs, et on augmente la température de
mélange réactionnel à 35°C, Tracer sur la figure (1) la nouvelle évolution de  .
Expliquer l’effet de la température sur la vitesse de la réaction au niveau microscopique.