Serie 01 Francais 1 PART 1

Leçon 1 et 2
transformations lentes et rapides série :01

‫خيار فرنسي‬
et
suivi temporel d’une
transformation chimique
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Exercice 1
Pour suivre la réaction entre l’eau oxygénée H 2O2(aq) et les ions iodure I (aq ) , on réalise l’oxydation
des ions iodure par l’eau oxygénée en milieu acide en suivant l’avancement x de la réaction dans
diverses conditions expérimentales.
On effectue trois expériences en présence d’un excès d’ions H 3O(aq ) . Le volume total du mélange est
le même pour les trois expériences V  100 mL .
L’équation chimique modélisant la transformation chimique étudiée s’écrit :
H 2O2( aq )  2I(aq )  2H 3O(aq ) 
 I 2( aq )  4H 2O( l )
Les résultats obtenus pour diverses conditions initiales précisées dans le tableau ci-dessous ont
permis de tracer les courbes (1) , (2) et (3) de la figure (1) mettant en évidence deux facteurs
cinétiques.
x( mmol )
Courbe 3
Expérience ① ② ③
 H 2O2 0 (mol.L1 ) 10 2 2.10 2 10 2
 I   (mol.L1 ) 2.10 2 4.10 2 2.10 2
0
Courbe 2
 (C ) 20 20 32
Courbe 1
t( h )
Figure 1
1. Identifier les deux couples (ox / réd ) intervenant dans la réaction citée.
2. En exploitant les données du tableau :
2.1. Citer les deux facteurs cinétiques mis en évidence et leurs effets sur la vitesse volumique de la
réaction.
2.2. En se basant sur le tableau d’avancement, déterminer pour les expériences (1) et (2) les valeurs
de l’avancement final x f .
2.3. Attribuer, en justifiant, chaque courbe à l’expérience correspondante.
3. On s’intéresse au cas de la courbe (3) :
3.1. Déterminer, en unité (mol.L1.h 1 ) , la valeur de la vitesse volumique de la réaction à l’instant
(t0  0) .
3.2. Définir le temps de demi-réaction et déterminer graphiquement sa valeur.
Exercice 2
On étudie la cinétique de la réaction entre l’acide éthanoïque avec un alcool primaire R-OH.

L’équation de la réaction qui se produit s’écrit : CH 3COOH  R  OH   CH 3COOR  H 2 O .

On réalise quatre expériences dont les conditions expérimentales sont décrites dans le tableau
ci-dessous. n0 (CH3COOH) et n 0 (R  OH) représentent respectivement les quantités de matière
initiales à l’instant t  0 de l’acide éthanoïque et de l’alcool.
L’expérience n0 (CH3COOH) (mol) n 0 (R  OH) (mol) Température Catalyseur
(a) 0,6 0,6 1 Aucun
(b) 0,6 0,6 2 1 Aucun
Quelques gouttes
(c) 0,6 0,6 2
d’acide sulfurique
(d) 0,3 0,6 1 Aucun
Les courbes (1) , (2) , (3) et (4) de la figure ci-dessous représentent l’évolution temporelle de la quantité
de matière n e de CH3COOR formé.
1- Indiquer, en justifiant, la courbe correspondant à l’expérience(c).
2- Indiquer, en justifiant, si la proposition suivante est vraie ou fausse :
Le temps de demi-réaction correspondant à
l’expérience (b) est : t1/2 13min . n e (mol)
3- Pour la courbe (1) correspondant à l’une des
(T)
expériences, déterminer, en unité mol.L1.min 1 , la
vitesse volumique de la réaction à l’instant t  0
( 2)
( (T) représente la tangente à la courbe (1) à t  0 ). ( 3) ( 4)
On prendra le volume du mélange réactionnel
V  62mL .(0,5pt)
4- Expliquer qualitativement la variation de la 0,2

vitesse volumique au cours de temps ( 1)
0,1
t(min)
0 10 20
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Exercice 3
L'eau oxygénée (une solution de peroxyde d'hydrogène H2O2) est
stockée dans des bouteilles spéciales en raison de sa lente
autodissociation à une température normale de 20°C.
Au laboratoire, nous avons un flacon contenant un volume de

V=1L d'eau oxygénée avec une concentration molaire de
C=1mol/L. A l'aide d'un appareil adapté, nous suivons la
variation de volume du gaz dioxygène formé V(O 2) au cours du
temps, et on trace la courbe ci-dessous qui représente la variation
de l'évolution de l'avancement de la réaction « x » en fonction du
temps t. (avec Vm = 24L/mol).
(H2O2(aq)/H2O(l))
1) Les couples mis en jeu dans cette transformation sont (O2(g)/H2O2(aq))
Ecrire les deux demi-équations d’oxydo-réduction et déduire
l’équation bilan de la réaction d’autodissociation de H2O2.
2) Calculer la quantité de matière initiale n0 de H2O2.
3) Dresser le tableau d’avancement de cette réaction, puis
déterminer l’avancement maximal xmax. (2 méthodes)
4) Déterminer le volume maximal Vmax(O2) du gaz formé.
5) Donner l’expression de la vitesse volumique à un instant t.
6) Déterminer sa valeur à t0 = 0 et t1 = 10h.
7) Comment évolue la vitesse volumique au cours du temps ?
8) Définir le temps de demi-réaction t1/2 et donner sa valeur.

Exercice 4
On pose à t = 0 dans un récipient, une masse m0 = 32mg d’un film
du magnésium et un volume V0 = 30mL d’une solution aqueuse
d’acide chlorhydrique (H3O+(aq) + Cl-(aq) ) de concentration
molaire C = 0,33mol/L (parmi les produits de cette réaction gaz
dihydrogène H2(g)) et par une méthode appropriée
mesure [Mg2+(aq)]t on obtient la courbe ci-dessous.
La droite (Δ) représente la tangente à l’instant t = 13min, la

masse molaire M(Mg) = 23,4g/mol.
1) Calculer la quantité de matière initiale de chaque réactif.

2) Donner l’équation bilan de cette réaction.
3) Dresser le tableau d’avancement de cette réaction, puis
déterminer le réactif et l’avancement maximal.
4) Exprimer l’avancement x(t) en fonction de V0 et [Mg2+(aq)]t.
5) Calculer la valeur de la concentration effective finale [Mg2+(aq)]f.
6) Déduire l’expression de la vitesse volumique de la réaction en
fonction de [Mg2+(aq)]t.
7) Calculer la valeur de la vitesse volumique à l’instant t = 13min.
8) Déterminer le temps de demi-réaction t1/2.

Exercice 5
Pour mesurer la quantité de matière d’alcool dans le sang, on
utilise la réaction chimique suivante :
3CH3CH2OH(aq)+2Cr2O72-(aq)+16H+(aq)→3CH3CO2H(aq)+4Cr3+(aq)+11H2O(l)
Cette réaction est lente, son évolution est suivie par dosage.
A t=0, on mélange VP = 2mL de sang prélevé au bras d’un
conducteur avec V = 10mL d’une solution aqueuse acidifiée de
dichromate de potassium (2K+(aq)+Cr2O72-(aq)) de concentration
molaire C = 2.10-2mol/L. le volume total du mélange réactionnel
est VT = 12mL. Un suivi temporel obtenu par dosage des ions
dichromate Cr2O72-(aq) a permis de tracer la courbe ci-dessous.
1) Dresser le tableau d’avancement de cette réaction, en désignant
par n0 la quantité de matière initiale d’alcool présente dans les
2mL de sang et par n1 la quantité de matière initiale en ions
dichromate introduite dans le mélange réactionnel (l’ion H+ est
en excès).
2) Exprimer l’avancement x(t) en fonction de VT, n1 et [Cr2O72-]t.
3) La réaction peut être considérée comme totale, à l’aide de la
courbe, calculer l’avancement maximal xmax.
4) Le taux autorisé d’alcool est de 0,5g dans 1L de sang, le
conducteur est-il en infraction ?
5) Exprimer la vitesse volumique de la réaction chimique en
fonction de [Cr2O72-]t.
6) Calculer la valeur de la vitesse volumique à l’instant t = 0 et
puisque t tend vers l’infini.
7) Exprimer à l’instant t = t1/2 la [Cr2O72-]1/2 en fonction de C, V ,
VT et xmax puis déterminer le temps de demi-réaction t1/2.
8) Est-ce que le t1/2 croit ou décroit par élévation de la température
du milieu réactionnel.

Exercice 6
Durant la conservation de l’eau de javel , les ions hypochlorite ClO contenus dans cette eau se
 
décomposent selon l’équation de la réaction : 2ClO(aq)   2Cl(aq)  O2(g) .
Dans des conditions expérimentales
déterminées , on obtient les courbes de la ClO(aq)

 (mol.L1 )
figure1 représentant l’évolution de:
ClO(aq)

  f (t) à deux températures 1 et
2 .
1-1- Dresser le tableau d’avancement de la
réaction (on notera V le volume de la
solution étudiée supposé constant et
0,2
C0  ClO(aq)

 la concentration molaire 1
0
de ClO à t  0 ). 0,1
(T) 2
1-2-Montrer que la concentration molaire t(semaines)
0
de l’ion hypochlorite à l’instant de demi- 10 20 Figure 1
C
réaction t  t1/2 est 0 . Déduire alors
2
graphiquement t1/2 pour l’expérience réalisée à la température 2 .
1-3- Trouver, pour la température 1 , la vitesse volumique de réaction à l’instant t=0 exprimée en
mol.L1.semaine1 ((T) représente la tangente à la courbe au point d’abscisse t  0 ).
1-4- Comparer 1 à 2 en justifiant la réponse.

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