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I.A/fatick Année scolaire : 2022 - 2023 IEF/foundiougne ts2 Lycée de SOUM Exerc

I.A/fatick Année scolaire : 2022 - 2023 IEF/foundiougne ts2 Lycée de SOUM Exercice 1 : 1. A la datet=0 s, on verse un volume V 1=500mL d’eau oxygénée (H2O2) de concentration C1=2.10 −2mol.L −1 dans un volume V 2=500mL d’une solution d’iodure de potassium ¿ de concentration C2=6.10 −2mol.L −1 et un peu d’acide sulfurique concentrée. a. Montrer que l’oxydation de l’ion iodure par le peroxyde d’hydrogène (eau oxygénée) est donnée par l’équation-bilan H 2O 2+2 H3O +¿+2 I −¿→I2+4 H 2O ¿¿. Les couples redox mis en jeu sont : H 2O2/H 2O et I 2/I −¿¿ b. Déterminer les quantités de matière des ions iodures ¿ et de l’eau oxygénée (H 2O2) dans le mélange initial. En déduire le réactif limitant. 2. Les conditions sont telles que la réaction inverse est impossible. Une méthode appropriée permet de suivre l’évolution de la concentration de l’ion iodure restante dans le mélange, dont la température T et le volume V restent constants. Les résultats sont consignés dans le tableau ci-dessous. t (s) 0 1 2 4 6 8 12 16 20 30 ¿ 30 27 24,4 20,2 17,6 15,4 12,4 10,6 9,4 8 a. Tracer la courbe représentant la variation de ¿ en fonction du temps. Echelle : abscisse : 1cm→2s; ordonnée :1cm→2.10 −3mol.L −1. b. Déterminer la vitesse moyenne volumique de disparition de l’ion iodure ¿ entre les dates t=0 sett=12s. 3. Déterminer graphiquement la vitesse instantanée volumique de disparition de l’ion iodure ¿ aux dates t=0 sett=12s. Comment peut-on expliquée l’évolution de cette vitesse constatée. 4. Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction. Exercice 2 : On étudie la cinétique de la réaction entre les ions permanganate (solution violette en solution aqueuse) et l’acide éthanedioïque encore appelé acide oxalique de formule HOOC-COOH (incolore en solution aqueuse). Première Partie : Etude qualitative de la réaction On donne les deux couples oxydant/réducteur :MnO4 −¿/Mn 2+¿( E 0=1,51 V) ¿¿; CO2/C2O 4H2(E 0=−0,48V ) 1. Que représente E 0? Comparer les oxydants des deux couples en justifiant votre réponse. 2. Ecrire les deux demi-équations d’oxydoréductions de ces couples. En déduire l’équation-bilan de la réaction spontanée entre les deux couples. 3. On mesure 20cm3 d’une solution aqueuse de permanganate de potassium à0,20mol. L −1, acidifiée à l’aide de l’acide sulfurique, et 20cm3 d’une solution d’acide oxalique à0,50mol. L −1. 3.1. Quelle est la masse m d’acide oxalique solide qu’il a fallu dissoudre dans un litre d’eau pour préparer une solution d’acide oxalique dont la concentration molaire est0,5mol. L −1. 3.2. Indiquer avec précision la démarche expérimentale à suivre pour préparer cette solution d’acide oxalique. 4. A la datet=0 s, on mélange rapidement les deux solutions. 4.1. Calculer la concentration molaire ¿ à la datet=0 s. 4.2. Une solution contenant des ions manganèse (II) apparaît incolore. En déduire comment évolue la couleur de la solution au cours de la réaction ? 4.3. Montrer que tous les ions permanganate vont disparaître à la fin de la réaction. Deuxième Partie : Etude cinétique de la réaction La réaction étant lente, on peut suivre son évolution par spectrophotométrie. La spectrophotométrie est une méthode qui absorbe la lumière dans le visible, pour suivre l’apparition d’un produit ou la disparition d’un réactif. Cette méthode permet d’obtenir les résultats suivants. A est l’absorbance de la solution, grandeur sans unité, proportionnelle linéairement à la concentration de l’espèce absorbante. SERIE c4 : cinétique chimie 5. Quelle est l’espèce (MnO4 −¿ou Mn 2+¿¿ ¿) dont l’évolution de la concentration a été suivie par spectrophotométrie ? Justifier 6. Recopier et compléter le tableau ci-dessus puis tracer la courbe¿. 7. On utilise la courbe pour étudier quantitativement la vitesse instantanée de disparition de l’ion permanganate. 7.1.Déterminer graphiquement les vitesses instantanées de disparition de l’ion permanganate aux dates t=4minet t=6 min. 7.2. Comment varie la vitesse instantanée de disparition de l’ion permanganate au cours de la réaction ? 8. 8.1. Tracer, sur le même repère, l’allure de la courbe donnant l’évolution de la concentration d’un réactif au cours du temps dans le cas général. 8.2. Comment évolue la vitesse instantanée de disparition de ce réactif au cours du temps. 9. 9.1. Quelle est la différence entre l’évolution de la vitesse instantanée de disparition d’un réactif au cours du temps dans le cas général et celle des ions permanganate dans l’expérience étudiée précédemment ? 9.2. Quelle est la cause de cette différence d’évolution entre les deux vitesses instantanées de disparition d’un réactif. Exercice 3 : 1. Le glycérol a pour formule semi-développéeHO−CH 2−CHOH−CH 2−OH. Il réagit avec l’acide ≪arachidique≫C19 H39−CO2 H pour donner un triglycéride présent dans l’huile d’arachide. Ecrire l’équation-bilan de la réaction et préciser ses caractéristiques. 2. Le triglycéride présent dans l’huile d’arachide peut réagir avec la soude en présence d’éthanol. Ecrire l’équation-bilan de la réaction sachant qu’il se forme du glycérol et un autre produit dont on écrira la formule semi-développée. Quel est le nom usuel de ce type de réaction ? Quelles en sont les caractéristiques ? Quel est le rôle de l’éthanol ? 3. On étudie la cinétique de la réaction. A une datet=0, on réalise une solution aqueuse contenant les deux réactifs de même concentrationC1=0,60.10 −1mol.L −1. Le mélange est maintenu à une température de 35°C. Des prises d’essai de volume V=10mL chacune sont effectuées à différentes dates t. Un indicateur coloré approprié permet de doser les ions OH- restants par une solution d’acide chlorhydrique de concentrationC2=10 −2mol. L −1. Soit x le volume de solution acide utilisée pour réaliser ce dosage à l’instant de date t. on obtient le tableau suivant : a. Chaque prélèvement a été dilué dans de l’eau glacée avant dosage. Expliquer l’intérêt d’une telle dilution. b. Montrer que, dans le prélèvement, la quantité de matière de glycérol formé a pour expression : nglycérol=( 1 3)(C 1V −C2 x). c. Compléter le tableau et tracer la courbe représentant les variations du nombre de moles de glycérol formé en fonction du temps. échelle : 1cm pour 10min et 1cm pour 10 −5mol d. Calculer la vitesse de formation du glycérol aux datest 1=10min,t 2=30min. e. Justifier l’évolution constante pour les vitesses ainsi déterminées. Exercice 4 : On étudie l’évolution au cours du temps de la réaction d’oxydation des ions iodures par le peroxyde d’hydrogène (H2O2) (eau oxygénée) en milieu acide. L’équation chimique qui symbolise la réaction associée à la transformation chimique étudiée est : H 2O2+2 I −¿+2H +¿ →2 H2 O+I 2¿¿ A la date t = 0, on mélange un volume V1 = 100mL d’une solution S1 d’eau oxygénée de concentration molaire C1 avec un volume V2 = 100mL d’une solution S2 d’iodure de potassium KI de concentration molaire C2 et quelques gouttes d’acide sulfurique concentré. Le suivi temporel de cette transformation chimique a permis de tracer, sur le graphe ci-dessous, les courbes représentants les variations de la molarité des ions iodures I −¿¿ et celle des molécules de diiode I 2 en fonction du temps. 1. Associer, en le justifiant, chacune des courbes (a) et (b) à la grandeur qu’elle représente. 2. a. L’ion iodure ¿ est-il le réactif limitant ? Justifier la réponse. b. En exploitant le graphe, trouver les molarités initiale ¿¿ et finale ¿¿ des ions iodures dans le mélange. c. Calculer la molarité initiale [ H 2O2 ]0 de l’eau oxygénée dans le mélange. d. Montrer alors que la concentration molaire de la solution S1 est C1 = 0,04 mol.L-1 et celle de la solution S2 est C2 = 0,1 mol.L-1. 3. a. Déterminer graphiquement la valeur de la vitesse volumique de I −¿¿ à l’instant t = 10min. En déduire celle de I 2 à cet instant. b. Comment varie la vitesse de la réaction au cours du temps ? Interpréter cette variation. 4. a. Quelle est la valeur du temps de demi-réaction t 1/2? b. Dire, en le justifiant, comment varie t 1/2 si :  On abaisse la température du milieu réactionnel ?  On procède en présence d’ions Fe 2+¿¿ comme catalyseur ? Exercice 5 : (4points) uploads/Finance/ serie-c-cinetique-chimie-500-ml-2-10-500-ml-6-10-2-h-h-i-h.pdf