Ex n cine

M r Drira Taoufik
4èmeSc et M
Cinétique chimique
Ex n° 1La courbe ci-contre représente l'avancement x d’une
transformation totale en fonction du temps.
1. Quel est l’avancement final de cette réaction ?
2. Définir et déterminer le temps de demi-réaction t1/2 et
le comparer avec le temps de fin de la réaction tf.
3. Déterminer vitesse moyenne entre t1 =0s et t2=6min.
4. Déterminer la vitesse instantanée de réaction v(t1) , v(t2) et
v(t3) aux instants de dates t1= 0 min , t2=6min et t3=12min.
5. A quell instant t3 la vitesse de la réaction est égale à la vitesse
moyenne entre t1 =0s et t2=8min.
6. Dessiner en vert l’allure de la courbe si l’évolution
s’effectuait à une température plus importante.
7. Dessiner en bleu l’allure de la courbe si l’évolution
s’effectuait dans un grand volume d’eau.
Ex n° 2L'acide chlorhydrique réagit sur l'aluminium en donnant du dihydrogène et une solution aqueuse de
chlorure d'aluminium (III).
1. Écrire l'équation de la réaction en utilisant les nombres stœchiométriques entiers les plus petits possibles.
2. À l'instant t = 0, on introduit une masse m = 1,20 g d'aluminium dans un ballon contenant V = 60 mL
d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration CA =
0,015 mol.L-1.Faire un tableau d'avancement. Déterminer le
réactif limitant en déduire la concentration des ions AI3+ en fin
de réaction qui est totale.
3. L'ensemble des résultats de cette expérience permet de
tracer la courbe donnant la concentration en AI 3+ de la
solution en fonction du temps.
a- Définir le temps de demi-réaction t1/2 et le déterminer sur le
graphique.
b- Définir et déterminer graphiquement la vitesse volumique de la
réaction à l'instant initial t = 0 et pour le temps de demi-réaction.
Ex n° 3À la date t = 0, on verse, dans une solution aqueuse d'iodure de potassium, (contenant no1
d’ions l-), no2 de l'eau oxygénée ( H202) et un peu d'acide sulfurique concentré.Le volume de la
solution est alors V = 150 mL.Les ions iodure sont oxydés par le peroxyde d'hydrogène selon
l’équation:H202 + 2 H3O+ + 2 I- I2 + 4H20
Une méthode appropriée permet de suivre l'évolution de la concentration [I 2] dans le mélange,
dont la température et le volume restent constants. Les résultats sont rassemblés dans le tableau
suivant :
1. Établir un tableau d'avancement et Calculer
l'avancement x pour les différentes dates .
2. On donne la courbe représentative de x = f(t) dans
l'intervalle 0 < t < 30 min.
a- Déterminer la vitesse volumique de réaction aux
dates t = 0 et t = 10 min.
b- Que peut-on dire de la vitesse à t = 100 min ?
c- Comment expliquer de façon simple l'évolution de v ?
3. Définir le temps de demi-réaction t1/2 et le déterminer
graphiquement. Au bout de combien de temps la réaction
est-elle pratiquement achevée ? Comparer cette durée au temps de demi-réaction.
4. Sachant que les ions iodure et l'eau oxygénée sont introduits en proportion stœchiométriques ,
déterminer les concentrations initiale en ions iodure et l'eau oxygénée dans le mélange.
1
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Cinétique chimique
Ex n° 4A t=0 s, On introduit un volume V1=200 mL
d’une solution (S1) de KI de concentration molaire C1,
un volume V2=300 mL d’une solution (S2) de K2S2O8 de
concentration molaire C2 =10-2 mol.L-1. Une étude
expérimentale a permis de tracer la courbe des
variations de la concentration de l’ion iodure I- en
fonction du temps
1- déterminer graphiquement la quantité de matière
initiale n0(I-) dans le mélange. Déduire la valeur de C1.
2- Sachant que t1/2 = 4 min, déterminer l’avancement finale de la réaction et montrer qu’elle est totale.
3- Compléter la courbe [I-]=f(t) sachant que la réaction se termine à la date tf=7 t1/2
1
4- Définir la vitesse volumique et Montrer que son expression s’écrit sous la forme v =- . Error!.
2
Déterminer sa valeur maximale.
5- Calculer vitesse volumique moyenne Vmoy entre les instants t1=0 et t2= 4 min.
Ex n°5On réalise l’oxydation des ions iodures I- par l’eau oxygénée H2O2 selon la réaction totale :2 I- +
H2O2 + 2 H3O+
I2+ 4 H2O
Numéro de l’expérience
1
2
3
Trois expériences sont réalisées suivant les
-3
Quantité de H2O2(10 mol) n
n
n
différentes conditions expérimentales précisées Quantité deI - (10-3mol)
40
80
80
dans le tableau : A l’aide de moyens appropriés
+
Quantité de H3O
excés excés excés
,on suit la variation du nombre de moles de
o
Température( C)
20
40
20
diiode formé en fonction du temps au cours de
chacune des trois expériences réalisés . Les résultats obtenus sont représentés par le graphe de la
figure ci-contre:
1°) Dire , en le justifiant , si H3O+ joue le rôle de
catalyseur ou de réactif .
2°)Préciser , en le justifiant , la nature du réactif en
défaut ; en déduire la valeur de n.
3°) a) Déterminer , à partir du graphe , la vitesse
moyenne de la réaction entre les instants :tl = 0 min
et t2 = 30 min à partir de chacune des trois courbes ( a )
, ( b ) et ( c )
b)Attribuer , en le justifiant , chacune des lettres a , b
et c . à chacune des trois expériences :1,2 et 3
4°) En se plaçant dans les conditions de l'expérience
où la réaction est la plus rapide , déterminer la vitesse de la réaction à la date t 3 = 40 min .
Ex no6 On fait agir n01 = C1V mol d’ions iodure I-avec n02 = C2V mol d’ions
prexodisulfateS2O82-, il se produit la réaction totale d’équation :
2I- + S2O82I2 + 2SO42- . Lafigure 1 représente la variation des quantités de
matière en fonction de l’avancement x.
1- Dresser le tableau descriptif de l’évolution de ce système chimique.
2- Justifier que la courbe (a) représente n(I-)=f(x) et queS2O82- est le réactif limitant.
3- Déduire les valeurs de n01,n02et l’avancement final xf.
4- Sachant que la concentration finale des ions iodure [I -]f=10-2 mol.L1
.Déterminer V,C1 et C2.
5- La figure 2 représente la variation de la quantité de I- en fonction du temps.
a- Déterminer la vitesse moyenne de la réaction.
b- Déterminer la vitesse maximale et la vitesse à t= 25min.
c- Déterminer l’instant t1 ou la vitesse est égale à la vitesse moyenne.
2
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Cinétique chimique
Ex n° 7L'oxydation des ions iodure par les ions peroxodisulfate est une réaction lente et totale
d'équation : S2O82- + 2 I2 SO42- + I2 (1)
On mélange 25 mL d'une solution de KI de concentration C1 = 0,2 mol.L-1 , 5 mL d'une solution
d'empois d'amidon et un volume V d'une solution de Na2S2O3 de concentration C . A l'instant t = 0 ,
on ajoute au mélange 25 mL d'une solution de K2S2O8 de concentration C2 =0,2 mol.L-1 . Le temps
t au bout duquel apparaît une coloration bleue dans la solution est égal à 21 s . La température
du mélange réactionnel est égale à 24° C . On rappelle que la réaction de dosage de I 2 par les
ions thiosulfate est une réaction totale et instantanée d'équation:
2 S2O32- + I2
2 I- + S4O62- (2)
1°) a) Montrer que l’avancement x de la réaction (1) pendant t est égal à
C.V
2
. Calculer x sachant
que C = 0,01 mol.L-1 et V = 10 mL . Puis déterminer la vitesse moyenne pendant t
b) Calculer la concentration de S2O82- dans le mélange pendant la duréet = 21 s.
c) Calculer la vitesse volumique moyenne pendant la durée t = 21 s.
2°) On reprend l'expérience précédente pour une température du mélange égale à 40°C. Préciser, si le
temps t’mesuré est inférieur ou supérieur à 21 s
Ex n° 8A t=0 s et à une température constante , On mélange un volume V1 d’une solution (S1) de
péroxodisulfate de potassium K2S2O8 de concentration molaire C1etun volume V2 d’une solution (S2)
d’iodure de potassium KI de concentration molaire C2, avec C2=2 C1.
1- Ecrire les équations des deux demi-réactions, déduire l’équation bilan.
a- A l’instant t=0, le mélange des deux solutions, de volume total V= 1 L, contient n01=10mmol d’ions
peroxodisulfate et n02=20 mmol d’ions iodures.
aDresser le tableau d’évolution du système chimique.
b- Déterminer [S2O82-]0 et [I-]0, concentrations molaires
initiales respectives des ions peroxodisulfates et les ions ions
iodures dans le mélange. Déduire C1et C2.
3-A la date t=0, on divise le mélange précédent en 10
prélèvements identiques. Pour déterminer la quantité de
matière de diiode formé à une date t>0, on refroidit l’un des
prélèvements en y versant de l’eau glacée puis on dose le
diiode formé par une solution de thiosulfate de sodium de concentration molaire C3=4.10-2 mol.L-1.
La réaction de dosage, rapide et totale, est 2S2O32- + I2 S4O62- +2I- ce qui a permis de tracer la courbe de
variation de la concentration molaire de diiode en fonction du temps (voir fig1 )
a- Pourquoi refroidit-on chaque prélèvement ? quel (s) facteur (s) cinétique (s) met-on en évidence ?
b- Calculer le volume V3 de la solution de thiosulfate de sodium nécessaire pour doser la quantité de
diiode I2 formé dans un prélèvement à la date t2=40 min.
4-Calculer la concentration molaire théorique de diiode à la fin de la réaction. Ce résultat est il en accord
avec le résultat expérimental ?
5- Calculer La vitesse volumique moyenne (Vvol)moy de la réaction entre les dates t1=0 et t2=40 min.
-6 -Calculer La vitesse volumique à la date t2=40 min.
7-. Définir le temps de demi-réaction t1/2 et le déterminer graphiquement.Au bout de combien de temps la
réaction est-elle pratiquement achevée ? Comparer cette durée au temps de demi-réaction.
9- A quel instant t3 la vitesse volumique est égale à 2,5.10-5mo.L-1.min-1.
Ex n° 9On donne les deux couples redox suivants: H2O2/ H2O et O2/ H2O2
1. Ecrire le bilan de la réaction naturelle de la décomposition de l’eau oxygéné(H2O2) .
2. On réalise en présence d’ions Fe2+ une telle décomposition. L’expérience est réalisée à température
constante. On considère que le volume V de la solution aqueuse de peroxyde d’hydrogène(H2O2) reste
constant et que le volume molaire d’un gaz est Vm= 24 L .mol-1. On utilise V=10 mL de solution de
peroxyde d’hydrogène de concentration molaire volumique C. On ajoute quelques gouttes du catalyseur et
on note à divers instants le volume du gaz dioxygène dégagé. Les résultats sont indiqués dans le tableau ci3
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dessous :
T(min)
0
5
10
15
20
30
VO2 (mL)
0
1,56
2,74
3,65
4,42
5,56
-1
-2
[H2O2]restant(mol.L ) 6,6.10
a- Montrer que la concentration volumique du peroxyde d’hydrogène restant en solution est de la forme :
𝑉
[H2O2]restant = C−2. 𝑉.𝑉𝑂2 . Tracer la courbe [H2O2]restant = f(t).
𝑚
b- Donner la définition de la vitesse instantanée et la calculer en (mol.L-1.min-1) à la date t15 = 15 min.
c- Déterminer le temps de demi-reaction.
Ex n°10 A la date t = 0, on réalise, à une température 1, le mélange de V1 = 60 mL d’une solution S1 de
peroxodisulfate de potassium de concentration molaire C1 et V2 = 40 mL d’une solution S2 d’iodure de
potassium de concentration molaire C2. La réaction d’oxydoréduction qui se produit est totale et a pour
équation:2I- + S2O82-  I2 + 2SO4 2On prélève, à différentes dates t, des volumes V = 10 mL de ce
mélange, que l’on refroidit dans l’eau glacée.Dans chaque
prélèvement on dose la quantité de diiode I2 formée par une
solution de thiosulfate de sodium (2 Na + + S2O32-) de
concentration C3 = 0,01 mol.L- 1. La réaction de dosage, rapide et
totale est la suivante :
I2 + 2 S2O32-  2 I - + S4O6 2Les résultats des dosages nous ont permis de tracer la courbe de
variation du nombre de mole des ions iodures en fonction du
temps n(I-) = f(t) . (figure 1)
d- En utilisant le graphe, préciser le réactif limitant.
2-Dresser le tableau d’avancement .Déterminer n0 (I-) et déduire n0(S2O82-). Calculer [S2O82-]0 et [I-]0
concentrations molaires initiales dans le prélèvement . En déduire C 1 et C2 .
3- Déterminer le nombre de mole de diiode formé à la date t1 = 20 minutes. Quel est le volume de
thiosulfate de potassium versé à cet instant.
Ex n° 11On étudie , à une température constante de 30°C , la cinétique de la réaction de
décomposition du peroxyde d'hydrogène H2O2 (réaction totale)
On dispose de dix erlenmeyers numérotés de 1 à 10 contenant
chacun 10 mL d'une solution aqueuse d'eau oxygénée
correspondant à n0(H2O2 ) .
On dose la quantité de H2O2 restant dans chacun des erlenmeyers
, en milieu acide et en présence d'eau glacée ; par une solution de
permanganate de potassium (K+, MnO4-) de concentration c = 6.10-3
mol.L-l .Ceci permet de tracer la courbe 1 relative aux variations
du nombre de mole de H2O2 restant en fonction du temps .
a- 1- Dresser le tableau d’avancement de la réaction. sachant qu’il se forme de l’eau et du dioxygène.
Déterminer l’avancement maximal. Déduire la composition finale dans chaque erlenmeyer.
b- 2 - Donner la définition de la vitesse d’une réaction chimique . Déterminer sa valeur à l'instant t1 = 10mn
4- L'équation de la réaction de dosage s’écrit sous la forme :
2 MnO4- + 5 H2O2 +6 H3O+
2 Mn2+ +5 O2 + 14 H2O
Déterminer la valeur du volume V1 de la solution de permanganate de potassium nécessaire au
dosage de la quantité restante de H2O2 à t1=10mn
5-On refait l’expérience précédente et à une température, ceci a permis de tracer la courbe 2,dire en le
justifiant si on a augmenter ou diminuer la température.
6- Dans une troisième expérience on ajoute à la quantité précédente existante dans chaque
erlenmeyer 2.10-4mol d’eau oxygénée. Représenter l’allure de la courbe de n(H2O2 ) =f(t).
4
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5