Documents de Physique

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Correction du devoir 1 de Physique-Chimie
Terminale S
I.
Cinétique de réactions avec le diode I2. 12 points.
Partie A : Cinétique d’une réaction du diode I2 avec une espèce chimique inorganique.
1. Suivi temporel de la transformation chimique.
1.1. Détermination du réactif introduit en excès dans le milieu réactionnel par deux méthodes :
- A partir d’un calcul sur les quantités de matières introduites.
ns2o8 = C S2O8. V
nI = C I V
ns2o8 = 4,00 × 10-2 × 0,100
nI = 8,00 × 10-1 × 0,100
ns2o8 = 4,00 × 10-3 mol
nI = 8,00 × 10-2 mol
Les réactifs seraient introduits dans les proportions stœchiométriques si les quantités de matière
𝑛
8,00×10−2
𝑛
vérifiaient la relation suivante : S2O8 = I soit 𝑛S2O8 =
= 4,00 × 10-2 mol
1
2
2
On constate que la quantité d’ions S2O82- introduite est très inférieure à celle nécessaire.
Le réactif en excès est donc l’ion iodure. Alors xmax = 4,00 × 10-3 mol
0,75
Remarque : On peut utiliser également un tableau d’avancement pour répondre à cette question.
-
A partir de l’analyse des graphiques fournis.
Le graphique 2 montre que la quantité d’ions iodure ne varie pratiquement pas au cours
du temps. La quantité transformée est très faible par rapport à la quantité initiale.
De plus le graphique 1 montre que les ions S2O82- sont totalement consommés au cours de la
transformation. Le réactif en excès est donc l’ion iodure.
1.2. Le graphique représentant l’évolution de l’avancement de la réaction en fonction du temps est
le graphique représentant l’évolution du produit atteignant la valeur maximale xmax = 4,00 × 10-3 mol,
c’est-à-dire le graphique 3. nI2 = f(t)
0,25
0,5
1.3. Tableau d’avancement
Réaction
Date
t=0
t = 20 min
t∞
Avancement
(× 10-3 mol)
x=0
x = 3,4
xf = 4,00
S2O82-(aq) +
n (S2O82-)
(× 10-3 mol)
4,00
n (S2O82-)- x
0,6
0
2 I-(aq) →
n (I-)
(× 10-3 mol)
80
n (I-) – 2x
76,6
72
2 SO42-(aq)
n (SO42-)
(× 10-3 mol)
0
+ I2 (aq)
n (I2)
(× 10-3 mol)
0
2x
1,2
8,00
x
0,6
4,00
0,75
2. Etude des vitesses volumiques de réaction.
2.1. Encadré.
0,25
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2
0,5
2.2. Vitesses volumiques.
Exemple de calcul pour t = 0
(4,0−0)×10−3
a=
10−0
a = 4,0 × 10-4 mol.min-1
V = 0,200 L
vr =
𝑎
𝑉
alors vr =
Date t (min)
vr (× 10-4)
4,00×10−4
0,200
0
20
0,25
soit vr = 2,00 × 10-3 mol.min-1L-1
5
11,6
10
6,5
15
4,2
30
1
45
0
0,5
2.3. La vitesse diminue au cours du temps car la concentration en réactif diminue.
La concentration en réactif est un facteur cinétique.
0,5
0,5
+
0,5
t (min)
2.4. Modélisation avec la relation v(t) = 20 × 10-4 × 𝑒
Date t (min)
vr (× 10-4)
0
20
4,6
12,1
9,2
7,4
𝑡
9,2
−
18,4
2,7
27,8
0,97
36,8
0,37
On constate que les deux courbes sont pratiquement superposées. Le modèle peut être validé.
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0,5
3
3. Facteurs cinétiques et temps de demi-réaction.
3.1. Influence de la température et d’un catalyseur.
t1/2 (24°C) = 4,2 min
t1/2 (18°C) = 7,0 min
3.1.1. Le temps de demi-réaction correspond à la durée à laquelle on atteint la moitié de l’avancement final.
t1/2 (24°C) = 4,2 min
t1/2 (18°C) = 7,0 min
t1/2 (24°C) < t1/2 (18°C) alors la vitesse de réaction est plus élevée à 24°C qu’à 18°C.
La température est un facteur cinétique.
0,5
3.1.2. Une solution aqueuse d’ions Fe3+ est en phase liquide comme les réactifs de cette réaction.
Il s’agit donc d’une catalyse homogène.
0,5
3.1.3. Allure de la courbe que l’on obtiendrait s’il on se place dans les conditions expérimentales suivantes
(T = 18°C + Fe3+) (voir courbe plus haut).
0,5
3.1. Influence de la concentration initiale.
La vitesse de réaction est proportionnelle au coefficient directeur de la tangente à l’origine.
Le coefficient directeur de la tangente à l’origine pour la concentration [I -]0 est plus élevé que le
coefficient directeur de la tangente à l’origine pour la concentration [I -]’0
On constate qu’une concentration initiale plus élevée augmente la vitesse initiale v0.
La concentration des réactifs est un facteur cinétique.
0,5
Partie B : Cinétique d’une réaction d’iodation avec des d’ions triiodure I3- sur une espèce organique.
1. Identification de la molécule organique.
Le spectre RMN de la molécule organique indique la présence d’un seul signal d’intégration
égale à 6H. Il y a donc 6 protons équivalents. On peut émettre comme hypothèse que nous sommes
en présence de deux groupements (-CH3).
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0,5
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Le spectre I.R. montre la présence d’une bande forte à 1700 cm -1 caractéristique d’une fonction
cétone C=O.
On observe également entre 2 850 cm-1 et 3 000 cm-1 une bande caractéristique des liaisons C-H.
0,5
On peut conclure que la formule semi-développée de la molécule de formule brute C3H6O est :
Son nom est la propanone (acétone)
0,5
2. Suivi par spectrophotométrie de la cinétique de réaction.
max = 475 nm
2.1. La longueur d’onde choisie est max = 475 nm.
2.2. Les couleurs peu ou pas absorbées ont des longueurs d’onde supérieures à 600 nm.
La couleur de la solution est donc orange-rouge.
0,25
0,5
3. Expériences de cinétique entre le diode et la molécule organique.
𝑑[I− ]
L’expression de la vitesse de cette réaction est v(t) = 3 . La vitesse dépend donc de la concentration
𝑑𝑡
en ions 𝐼3− .
D’après la loi de Beer-Lambert, l’absorbance est proportionnelle à cette concentration A = k. [𝐼3− ]
La mesure de l’absorbance permet donc de suivre l’évolution de la vitesse de réaction.
3.2. Le modèle mathématique permettant de décrire l’évolution de l’absorbance au cours du temps est une
fonction affine f(t) = ax + b.
La grandeur affichée permettant de conclure sur la validité de ce modèle est le coefficient de corrélation
au carré R2. Celui-ci est supérieur à 0,99, alors le modèle est validé.
0,5
0,5
3.3. On réalise deux autres expériences.
Le principe de cette étude consiste à étudier l’influence de certains paramètres, les autres restants égaux
par ailleurs.
L’expérience a sert de témoin.
Dans l’expérience b, on double la quantité de propanone. On constate que le coefficient directeur de la
droite est doublée (0,204 au lieu de 0,102). Cette expérience montre que la concentration en réactif est
un facteur cinétique.
0,5
Dans l’expérience c, on double la quantité de catalyseur. On constate également que le coefficient directeur
de la droite est doublée (0,204 au lieu de 0,102). Cette expérience montre que la quantité de catalyseur
introduit influe sur la vitesse de réaction et de plus que son effet est le même que le doublement de la
concentration en propanone.
0,5
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II.
Ondes. 3 points.
Partie A : Instruments d’astronomie.
1. Les longueurs d’onde limite du spectre visible de la lumière sont 400 nm et 780 nm.
2. La relation entre fréquence et longueur d’onde pour une onde électromagnétique se propageant dans
𝑐
le vide est f = f en Hz,  en mètre et c en mètre par seconde.
𝜆
Les fréquences limites du spectre visible de la lumière sont :
f400 =
f780 =
3,00×108
400×10−9
3,00×108
780×10−9
= 7,50 × 1014 Hz
0,25
0,75
= 3,85 × 1014 Hz
Partie B : Rayonnements détectables depuis la Terre.
Absorption par
l’atmosphère
terrestre
Document 2 : (source NASA)
Longueur d’onde
1. On entoure en rouge les longueurs d’onde qui peuvent traverser facilement l’atmosphère terrestre.
2. Les rayonnements non détectables depuis la Terre sont les rayons gamma, les rayons X, une partie des
rayonnements U.V, les micro-ondes et les très grandes ondes radio.
3. Ondes radio issues de l’activité humaine pouvant perturber la radiodétection : téléphone portable.
4. Les scientifiques limitent la gêne des rayonnements artificiels en radiodétection en s’installant le plus
souvent possible les radiotélescopes dans les déserts loin de toute activité humaine et de préférence
dans des « cuvettes ».
1
Partie C : Sources électromagnétiques dans l’univers.
Les affirmations suivantes sont vraies ou fausses. Répondre par VRAI ou FAUX
1. Les atomes d’hydrogène qui constitue l’essentiel des gaz stellaires émettent dans le domaine des
ondes radio (21 cm). VRAI
2. Des molécules telles que le monoxyde de carbone CO émettent dans le domaine des RX.
(Longueur d’onde 2,6 mm). FAUX les R.X. ont des longueurs d’ondes comprises entre 0,1 nm à 10 nm
3. Les étoiles très vieilles, émettent dans le domaine de l’ultraviolet. FAUX. Ce sont les étoiles très jeunes
qui émettent dans l’ultraviolet.
4. Les poussières qui constituent le gaz interstellaire d’une galaxie rayonnent en infrarouge.
(longueurs d’onde de 0,78 m et 1 000 m). VRAI.
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III. Synthèse d’un arôme de banane : l’éthanoate de 3-methylbutyle (5 points).
(d’après le film de la Maison de la Chimie)
1. Nomenclature et fonctions.
1.1. Nom de l’alcool utilisé pour cette synthèse : 3-methylbutan-1-ol
0,25
1.2. Il appartient à la classe des alcools primaire car le carbone portant le groupement hydroxyle
n’est relié qu’à un groupement alkyle
0,25
1.3. La formule topologique de l’acide éthanoïque est :
0,25
1.4. Formule semi-développée de l’éthanoate de 3-methylbutyle :
0,25
1.5. La fonction présente sur l’éthanoate de 3-methylbutyle est la fonction ester.
0,25
2. Analyse des spectres.
2.1. Spectre IR1 :
Bande intense à 1 743 cm -1 caractéristique de la liaison C=O.
Bande à 1 231 cm-1 caractéristique de la liaison C-O
Bandes intenses entre 2 800 et 3 000 cm-1 caractéristique des liaisons C-H.
Le spectre IR1 correspond à l’ester (éthanoate de 3-methylbutyle).
0,5
Spectre IR2 :
Bande forte et large entre 3200 et 3 700 cm-1 caractéristique de la liaison O-H d’un alcool.
Bandes intenses entre 2 800 et 3 000 cm-1 caractéristique des liaisons C-H.
Le spectre IR2 correspond à l’alcool (3-methylbutan-1-ol).
0,5
Spectre IR3 :
Bande intense vers 1 700 cm-1 caractéristique de la liaison C=O.
Bande large entre 2 500 et 3 200 cm-1 caractéristique de la liaison O-H dans un acide
carboxylique.
Le spectre IR3 correspond à l’acide carboxylique.(acide éthanoïque).
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2.2. Attribution d’un signal en RMN à chaque groupe de protons chimiquement équivalents de
la molécule d’arôme de banane et étude de sa multiplicité.
1
On applique la règle du (n+1) upplets pour déterminer le nombre de voisins.
Les protons des CH3 relié au CH ont un voisin et vont sortir sous la forme d’un doublet peu
déplacer chimiquement 0,9 ppm.
Le proton du CH a 8 voisins qui sortira avec un massif à 9 raies à 1,65 ppm
Les protons du CH2 voisin du CH ont 3 voisins et sortiront sous la forme d’un quadruplet à
1,5 ppm.
Les protons du CH2 lié à l’oxygène a deux voisins. Il apparaitra sous la forme d’un triplet
fortement déplacé (4,1 ppm) du fait de la proximité de l’hétéroatome d’oxygène.
Les protons du CH3 relié au groupement carbonyle n’a pas de voisins, il sortira sous la forme
d’un singulet déplacé chimiquement à 2 ppm.
3. Synthèse.
3.1. Le cyclohexane joue le rôle de solvant.
3.2. Le mélange eau-cyclohexane est recondensé dans le Dean-Stark. A froid, les deux phases
se séparent.
La phase aqueuse est plus dense que la phase organique
(eau = 1,0 g.mL-1) > ( cyclohexane = 0,78 g.mL-1)
Elle se situe dans la partie inférieure du Dean-Stark. L’eau peut-être ainsi facilement éliminée
en ouvrant le robinet du bas.
0,25
0,5
3.3. On obtient à la fin de la synthèse une masse m = 11,7 g d’arôme de banane.
𝑛
𝑚
Le rendement de la transformation a pour expression  = 𝑒𝑥𝑝 = 𝑒𝑥𝑝
𝑛𝑡ℎ𝑒𝑜
𝑚𝑡ℎé𝑜
Déterminons la quantité de matière et la masse d’ester attendues :
L’alcool étant le réactif limitant, il se formera au mieux 0,10 mol d’ester soit une masse
m = nM = 0,10 × 130 = 13 g.
11,7
Le rendement est donc égal à rendement =
= 0,9 soit 90 %.
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