2BAC Science Suivi temporel d'une transformation Naja7School 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 : 𝐻2 𝑂2 (aq) + 2 𝐼 − (aq) + 2 𝐻3 𝑂+ (aq) = 𝐼2 (aq) + 4𝐻2 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. Exercice 3 : 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 𝑆2 𝑂82− appartenant au couple : 𝑆2 𝑂82− /𝑆𝑂42− . 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 cidessous. 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 𝑛𝑖 (𝐻3 𝑂+ ) et 𝑛𝑖 (𝑍𝑛) 4- Établir le tableau d'avancement de la transformation du système . 5- Déterminer l’avancement maximal 𝑥𝑚𝑎𝑥 de la réaction et déduire le réactif limitant. 2+ 6- A partir de tableau d’avancement montrer que : x(t) = 8. 10−2 [𝑍𝑛 ] 7- Déterminer la valeur de l‘avancement final de la réaction 8- Définir le temps de demi-réaction 𝑡1 et déterminer sa valeur. 2 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 𝑡0 = 0𝑠 , est:𝑣0 = 60. 10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 . 𝑚𝑖𝑛−1 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 [𝐻3 𝑂 ] = 𝑓(𝑡). 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 + − (𝐻3 𝑂(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙(𝑎𝑞) ) 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 : 𝑛𝑖 (𝐻3 𝑂+ ) et 𝑛𝑖 (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 𝑥(𝑡) de la réaction à l’instant t en fonction de R , T , V et 𝑃𝐻2 . 7- Montrer que l’avancement de la réaction s’écrit : 𝑥(𝑡 ) = 1,01. 10−5 𝑃𝐻2 (𝑡) avec 𝑃𝐻2 en (hPa) 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 : 𝜗0 = 1,58. 10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 . 𝑚𝑖𝑛−1 12- Sachant que la vitesse volumique à l’instant t1 = 60 min, est :𝜗1 = 1,02. 10−3 𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1 . 𝑚𝑖𝑛−1 ; 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 𝑃𝐻2 = 𝑓(𝑡). Expliquer l’effet de la température sur la vitesse de la réaction au niveau microscopique.