Remerciez-le!

Remerciez @Admin pour avoir partagé cet document gratuitement, de la manière la plus simple, en partageant sur les réseaux sociaux.

TD CH5 – Cinétique chimique D.Malka – MPSI 2018-2019 – Lycée Jeanne d’Albret CH

TD CH5 – Cinétique chimique D.Malka – MPSI 2018-2019 – Lycée Jeanne d’Albret CH1 – Suivi pH-métrique de la cinétique d’une réaction On étudie la réaction suivante : Mo7O6− 24 + 8HO−− →7MoO2− 4 + 4H2O en mettant un large excès de l’ion polymolybdate Mo7O6− 24 . On mesure le pH au cours du temps. t (ms) 0 5 11 18 25 pH 11.7 11.5 11.3 11.05 10.8 Donnée : 2H2O(l) = H3O+(aq) + HO−(aq), Ke = 1 × 10−14 1. On fait l’hypothèse que, dans les conditions expérimentales, la loi cinétique de la réaction s’écrit v = kapp[HO−]q. Dans l’hypothèse d’une réaction d’ordre 1, exprimer [HO−] en fonction du temps. Faire de même pour une réaction d’ordre 2. 2. Expliquer comment la mesure du pH permet de suivre la concentration en ions [HO−]. 3. A partir des graphes ﬁg.1, déterminer si la réaction admet un des ordres testés et, si oui, la valeur de la constante de vitesse apparente. CH2 – Méthode des vitesses initiales Le DMSO (diméthylsulfoxyde) subit une réaction de décomposition thermique à haute température (613 K). L’équation-bilan est écrite de façon simpliﬁée sous la forme : DMSO = produits de décomposition On cherche à savoir si la réaction admet un ordre initial c’est-à-dire valable à t = 0. La vitesse initiale v0 de la réaction est alors mesurée pour diﬀérentes valeurs de la concentration initiale en DMSO. 103[DMSO]/mol.L−1 2,0 4,0 6,0 8,0 10 106v0/mol.L−1.s−1 1,52 3,12 4,73 6,33 7,93 1. Dans l’hypothèse d’un ordre initial, donner le lien entre v0 et [DMS0]0. 2. Rappeler comment on peut déterminer expérimentalement la vitesse ini- tiale v0 de réaction. 3. Commenter le graphe ﬁg.2. La réaction admet-elle un ordre initial ? Si oui, le déterminer ainsi que la constante de vitesse de la réaction. CH3 – Substitution nucléophile On étudie la réaction suivante : RBr + HO−− →ROH + Br− On propose deux mécanismes réactionnels pour expliquer cette transforma- tion : — la SN1 : ce modèle prédit une loi cinétique de la forme v = k[RBr]. — la SN2 : ce modèle prédit une loi cinétique de la forme v = k[RBr][HO−]. On chercher à tester expérimentalement si l’un des ces deux modèles est sus- ceptible d’expliquer la transformation chimique. Données : temps de demi-réaction pour une loi cinétique du type v = k[A]q où A est un réactif de coeﬃcient stoechiométrique algébrique νA. — q = 1, t1/2 = −ln 2 kνA , www.david-malka-mpsi.fr 1 MPSI – 2018-2019 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka TD CH5 – Cinétique chimique — q = 2, t1/2 = − 1 kνA[A]0 . 1. Démontrer l’expression du temps de demi-réaction pour une réaction d’ordre 1 par rapport à un unique réactif. 2. Expérience 1 : [RBr]0 = 0,010 mol · L−1 et [HO−]0 = 1,0 molL−1. On mesure la concentration en RBr au cours du temps : t (min) 0 10 20 30 40 1000[RBr](mol/L) 10,0 5,0 2,5 1,2 0,6 2.1 De quel réactif cherche-t-on à déterminer l’ordre ? Justiﬁer. 2.2 Si cela a un sens, déterminer cet ordre et la constante de vitesse appa- rente, kapp,1 de la réaction. 3. Expérience 2 : [RBr]0 = 0,010 mol · L−1 et [HO−]0 = 0,50 molL−1. On mesure la concentration en RBr au cours du temps : t (min) 0 10 20 30 40 1000[RBr](mol/L) 10,0 7,1 5,0 3,5 2,5 Déterminer la constante de vitesse apparente, kapp,2 de la réaction puis déterminer complètement la loi de vitesse de la réaction. 4. La transformation chimique peut-elle s’expliquer par une SN1 ? par une SN2 ? CH4 – Saponiﬁcation On étudie la saponiﬁcation d’un ester : RCOOR′ + HO− k − →RCOO−+ R′OH Dans un litre d’eau thermostatée à 27˚ C, on introduit sans variation de vo- lume 10−2 mol d’hydroxyde de sodium et 10−2 mol d’ester. Au bout de 2h, on constate qu’il ne reste que 25% des ions HO−. 1. Etablir la loi x = [R′OH] = f(t) dans l’hypothèse d’une réaction d’ordre deux (à ordres partiels entier) par rapport aux réactifs. 2. En déduire la constante k et le temps de demi-réaction t1/2. CH5 – Mesure de l’énergie d’activation d’une réaction La réaction 2 N2O5 →4 NO2 + O2 est d’ordre 1. On mesure la constante de vitesse k pour diﬀérentes températures : θ ( ˚ C) 25 35 55 65 105k (s−1) 1,72 6,65 75 240 1. Rappeler la loi d’Arrhénius. 2. A partir de l’ajustement des données expérimentales par une fonction bien choisie, déterminer l’énergie d’activation Ea de la réaction. 3. En déduire la constante de vitesse pour θ = 30˚ C. www.david-malka-mpsi.fr 2 MPSI – 2018-2019 – Lycée Jeanne d’Albret D.Malka TD CH5 – Cinétique chimique 0 5 10 15 20 25 30 t(ms) 7.5 7.0 6.5 6.0 5.5 5.0 ln([HO −]) (a) 0 5 10 15 20 25 30 t(ms) 0 200 400 600 800 1000 1200 1400 1600 1/[HO −] (b) Figure 1 – Résultats expérimentaux 7.0 6.5 6.0 5.5 5.0 4.5 4.0 ln([DMSO]0) 15 14 13 12 11 10 ln(v0) Figure 2 – Traitement des mesures www.david-malka-mpsi.fr 3 uploads/Finance/ tdch5-cinetique.pdf