L’eau de Javel est un
antiseptique couramment utilisé. Les solutions d’eau de javel contiennent
entres autres, des ions hypochlorite ClO-
responsables des propriétés antiseptiques de l’eau de Javel.
1) Réaction de
décomposition de l’ion hypochlorite
On donne les valeurs
des potentiels rédox suivants :
O2 / H2O E1 = 0,54 V
ClO-/Cl- E2 = 1,03 V
1.1)
Pour chacun des
couples ci-dessous, écrire la demi-équation électronique
1.2)
Montrer que l’ion
hypochlorite peut réagir avec l’eau
1.3)
Montrer que l’équation de la réaction s’écrit : ClO- = Cl- + ½ O2.
2) Etude cinétique de
la réaction de décomposition
La décomposition de
l’ion hypochlorite est lente, de sorte que la concentration de l’ion
hypochlorite dans les solutions commerciales d’eau de Javel diminue lentement
au cours du temps.
La courbe de la figure 1 représente l’évolution de la
concentration en ion hypochlorite [ClO-]
pour une solution de concentration initiale [ClO-]0 = 2 mol/L maintenue à la température q1 =
L’unité utilisée pour
l’axe des abscisses et la semaine
2.1) Donner l’expression de la vitesse v
de disparition de l’ion hypochlorite.
2.2) Calculer, à l’aide du graphique, (en
mole par litre par semaine) la valeur de cette vitesse à chacune des dates t =
0 semaine et t = 10 semaines.
2.3) Comment évolue la valeur de la
vitesse v au cours du temps ? Quel est le facteur responsable de cette
évolution ?
2.4) Le tableau ci-dessous donne les
valeurs de al vitesse v à différentes dates :
t(sem) 6,5 19,5
[ClO-]
en mol/L 1 0,5
V (mol/L/sem) 0,076 0,019
a) Quelle relation existe-t-il entre la vitesse v et la
concentration en ion hypochlorite dans le cas d’une réaction d’ordre 2.
b)
Montrer que les valeurs données dans le tableau sont en accord avec l’hypothèse
d’une réaction de décomposition de l’ion hypochlorite d’ordre deux.
3) Influence de la
température sur la décomposition de l’ion hypochlorite
Les courbes 2 et 3 de la figure 2 fournie en
annexe représente l’évolution de la concentration en ion hypochlorite dans deux
solutions d’eau de javel de même concentration initiale, maintenues à des
températures différentes q2
= 40°C et q3 = 20°C. Attribuer à chaque courbe la température correspondante en
justifiant les raisons de votre choix.
On dispose de deux réacteurs, de
volume 1L, contenant de un mélange gazeux de dihydrogène et de diazote qui viennent juste d’être préparés. A l’instant t =
0, on introduit une quantité de fer,
solide, dans le réacteur n°1. Le réacteur n°2 est laissé tel quel. On chauffe
les deux réacteurs, à une température élevée, mais identique pour les deux et
on laisse la réaction se dérouler. La température et la pression ne varient pas
au cours de l’expérience.
Toutes les cinq minutes, on mesure la
quantité de matière restante de H2 dans les deux réacteurs. La
réaction qui a lieu dans les deux réacteurs est la synthèse de
l’ammoniac :
N2
(g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g)
Pour cet exercice, on assimilera les
quantités de matières de gaz dans un litre à des concentrations et on traitera
l’exercice comme un exercice de chimie des solutions. On admet que l’ordre
partiel par rapport à N2 est nul.
On obtient les résultats
suivants :
t (min) |
0 |
5 |
10 |
15 |
20 |
25 |
30 |
35 |
Réacteur n°1 [H2] mol.L-1 |
100 |
97.5 |
95 |
92.5 |
90 |
87.5 |
85 |
82.5 |
Réacteur n°2 [H2] mol.L-1 |
100 |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
97 |
1.
Pour le réacteur
n°1 :
1.1
Représenter
l’évolution de [H2] en fonction du temps, sur une feuille de papier
millimétré.
1.2
Déterminer la
vitesse instantanée de disparition de H2 à t = 15 minutes
1.3
Déterminer
graphiquement l’ordre de cette réaction. (Il ne peut s’agir que d’une réaction
d’ordres 0, 1 ou 2).
1.4
Déterminer la
constante de vitesse de cette réaction chimique ainsi que le temps de
demi-réaction par la méthode de votre choix.
1.5
Donner la
relation exprimant la concentration restante de dihydrogène, C, en fonction de
la concentration initiale, C0, et du temps écoulé, t.
2.
Que peut-on dire
de l’évolution de la concentration du dihydrogène dans le flacon n°2 ?
Quel est le rôle d’un catalyseur ?
3.
Sachant que le fer est sous forme solide dans
le réacteur n°1, parle t-on de catalyse homogène ou
hétérogène ? Justifier votre réponse.
4.
Expliquer le
principe de fonctionnement du catalyseur, Fe.
5.
Quel est le rôle
du catalyseur sur l’énergie d’activation de cette réaction ?
E° (02 / H202 ) = 0,68 V
E° (H202
/ H20 ) = 1,77 V
Les lentilles de
contact souples doivent être retirées quotidiennement.
Sur la notice d’un
système commercial d’entretien on peut lire :
Le système commercial
X permet de réaliser la décontamination des lentilles et l’élimination de la
solution désinfectante selon le processus suivant :
-
la solution de
peroxyde d’hydrogène (ou eau oxygénée) décontamine les lentilles en éliminant
les germes pathogènes
-
un disque
catalytique recouvert de platine situé à l’extrémité du porte
lentilles permet d’éliminer le peroxyde d’hydrogène en le transformant
en eau et en dioxygène.
-
Après 6 heures de
traitement, les lentilles de contact peuvent être posées directement sur les
yeux.
1)
Ecrire les
demi-équations électroniques des couples mises en jeu dans la décomposition du
peroxyde d’hydrogène, puis l’équation de la réaction.
2)
Le platine est un
catalyseur pour la décomposition du peroxyde d’hydrogène
2.1)
Donner le définition d’un catalyseur
2.2)
Pourquoi qualifie t-on d’hétérogène la catalyse par
le platine ?
2.3)
Pourquoi faut il quelques heures de traitement avant de poser les lentilles sur
les yeux
3)
L’étude cinétique
de la transformation est menée à température ambiante.
A l’instant t = 0, le disque de
platine est introduit dans un volume Vs = 50 mL de la
solution de peroxyde d’hydrogène. On détermine à chaque instant le volume de
dioxygène dégagé et on en déduit la concentration molaire en peroxyde
d’hydrogène restant. Les résultats sont les suivants :
t (min) |
0 |
10 |
20 |
30 |
40 |
50 |
60 |
70 |
80 |
90 |
[H2O2]
mmol.L-1 |
91 |
78 |
67 |
58 |
49 |
42 |
36 |
32 |
28 |
25 |
3.3)
Définir puis déterminer graphiquement le temps de demi-réaction.
3.4)
Indiquer la méthode à suivre pour montrer que la réaction de décomposition est
d’ordre 1 par rapport au peroxyde d’hydrogène.
On étudie la
saponification du méthanoate d’éthyle qui produit de
l’éthanol et l’ion méthanoate.
1- A t =0, on dispose
de 0,01 mol/L de soude et d’ester. On suit l’évolution de la réaction au cours
du temps et on note les résultats suivants à 25°C:
t en s |
0 |
180 |
240 |
300 |
360 |
[alcool] en mmol/L |
0 |
2.6 |
3.17 |
3.66 |
4.11 |
a)
Montrer que la
réaction est d’ordre global 2.
b)
En déduire dans l’hypothèse
la plus simple, les ordres partiels par rapport à chacun des réactifs.
2-Calculer en
précisant les unités, la constante de vitesse à
On donne les potentiels standards des
couples rédox suivants:
couple 1: S2O82-
/ SO42- E= 2,00 V
couple 2: I2/ I- E= 0,54 V
1. Écrire les équations des couples redox
mis en jeu ainsi que l'équation de réaction susceptible de se produire.
2. Comment peut-on suivre visuellement
l'évolution de la réaction ?
3. Les résultats expérimentaux obtenus
sont les suivants:
t(s) |
160 |
450 |
740 |
1080 |
1500 |
1980 |
2400 |
[I2] mmol.L-1 |
0.55 |
1.6 |
2.5 |
3.0 |
3.6 |
4.2 |
4.5 |
a)
Définir puis calculer la vitesse moyenne de formation de l'ion iodure I-
sur les intervalles (0 -160 s) et (1500 - 2 400 s).
b)
Définir puis calculer la vitesse instantanée de formation du diiode aux instants
t =0 et t =1600 s.
4. En fait cette réaction est lente. Elle
est catalysée par les ions Fe2+.
4.1)
Définir le terme catalyseur.
4.2)
Est-ce une catalyse homogène ou hétérogène ? Justifier.
On veut étudier la cinétique de la réaction de saponification de l’acétate d’éthyle par la soude.
CH3COOC2H5 + OH- = CH3COO- + C2H5OH
A t=0 le mélange réactionnel a un volume de 1 litre et contient nester = 5.10-2 mol et nsoude = 5.10-2 mol.
Toutes les 4 minutes, on prélève 5 mL de mélange, on le dilue afin d’arrêter la réaction et on le dose par de l’acide chlorhydrique de concentration 1.00 10-2 mol.L-1 pour déterminer la concentration restante d’ions OH-.
On obtient le tableau suivant :
t(min) |
0 |
4 |
8 |
12 |
16 |
20 |
24 |
28 |
32 |
36 |
40 |
44 |
VHCl
(mL) |
25 |
22 |
19.8 |
18 |
16.5 |
15 |
13.8 |
12.8 |
12 |
11.5 |
11 |
10.5 |
1. Calculer la concentration d’ester contenue
dans chaque prélèvement.
2. Calculer la vitesse moyenne de disparition de
l’ester entre les instants t1 = 4 min et t2 = 8 min, puis
entre les instants t3 = 24 min et t4 = 28 min.
Comment
varie la vitesse moyenne de réaction ? Interpréter cette variation.
3. Représenter graphiquement l’évolution de la
concentration d’ester en fonction du temps.
4. Déterminer la vitesse instantanée initiale V0
et la vitesse instantanée à t=12 min, V12.
On dispose de deux flacons contenant
de l’eau oxygénée de concentration 1 mol.L-1 qui viennent
juste d’être préparés. A l’instant t = 0, on introduit, sans variation de
volume notable, une quantité de chlorure de fer III dans le flacon n°1. Le
flacon n°2 est laissé tel quel.
Toutes les cinq minutes, on dose la
quantité restante de H2O2 dans les deux flacons. La
réaction qui a lieu dans les deux flacons est la décomposition de l’eau
oxygénée :
2 H2O2 = O2
+ 2 H2O.
On obtient les résultats
suivants :
t (min) |
0 |
5 |
10 |
15 |
20 |
25 |
30 |
35 |
Flacon n°1 [H2O2] mol.L-1 |
1.0 |
0.81 |
0.66 |
0.53 |
0.43 |
0.35 |
0.28 |
0.23 |
Flacon n°2 [H2O2] mol.L-1 |
1.0 |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
Non effectué |
0.99 |
Pour le flacon n°1 :
1.
Représenter
l’évolution de [H2O2] en fonction du temps, sur une
feuille de papier millimétré. Echelle :
2.
Calculer la
vitesse de disparition moyenne de l’eau oxygénée entre les instants t = 5 minutes et t = 25 minutes.
3.
En déduire la
vitesse de réaction à ces instants.
4.
Déterminer la
vitesse instantanée de disparition de l’eau oxygénée à t = 15 minutes
5.
Déterminer
graphiquement l’ordre de cette réaction. (Il ne peut s’agir que d’une réaction d’ordre 0, 1 ou 2). Le ou les graphes seront réalisés sous
le graphe de la question 1.1 avec des échelles convenables (éventuellement sous
le graphe de physique, en cas de manque de place).
6.
Déterminer la
constante de vitesse de cette réaction chimique ainsi que le temps de
demi-réaction par la méthode de votre choix.
7.
Donner la
relation exprimant la concentration restante d’eau oxygénée, C, en fonction de
la concentration initiale, C0, et du temps écoulé, t.
8.
Que peut-on dire
de l’évolution de la concentration de l’eau oxygénée dans le flacon n°2 ?
Quel est le rôle d’un catalyseur ?
9.
Sachant que le
chlorure de fer est en solution dans le flacon n°1, parle t-on
de catalyse homogène ou hétérogène ? Justifier votre réponse.
On donne la réaction redox concernant les ions
persulfates et iodures suivante :
S2O82- +
2 I- = 2
SO42- + I2
Dans un premier temps, on introduit dans le
mélange réactionnel, un très large excès d’ions iodures, de sorte que l’on puisse
faire l’approximation que la concentration en ions iodures reste constante au
cours du temps.
On a pour la première expérience les données
suivantes :
Θ1 = 25.5 °C ; [S2O82-]0 = 0.010 mol.L-1 et [ I-]0
= 1.0 mol.L-1.
On mesure la concentration restante d’ions
persulfate dans le mélange réactionnel à différents instants et on obtient le
résultat suivant :
t(s) |
[S2O82-] mol.L-1 |
0 |
0,01 |
10 |
0,00943 |
20 |
0,00889 |
50 |
0,00745 |
75 |
0,00642 |
100 |
0,00554 |
150 |
0,00413 |
200 |
0,00307 |
1. Déterminer
la vitesse instantanée de disparition du persulfate à t = 100 s.
2. Déterminer,
par la méthode de votre choix, l’ordre partiel de réaction par rapport au
persulfate. Expliquez votre démarche.
On a déterminé par ailleurs que cette réaction
était du premier ordre par rapport à l’ion iodure.
3. Proposer
une méthode expérimentale ayant permis de déterminer cet ordre partiel de
réaction.
4. Donner
la relation indiquant la vitesse de réaction en fonction des concentrations en
ions iodures et persulfate ainsi que de la constante de vitesse k1.
Quel est l’ordre global de cette réaction ?
5. Dans
les conditions expérimentales indiquées ci-dessus, et en considérant que la
concentration en ions iodures ne varie pas au cours de l’expérience, déterminer
la constante de vitesse k1.
6. Dans
les mêmes conditions, établir la loi d’évolution de la concentration de
persulfate au cours du temps : [S2O82-] =
f (t).
7. Cette
expérience a été réalisée à une température différente, et on a pu calculer une
nouvelle constante de vitesse associée à cette température : θ2
= 34°C, k2 = 0.0108 USI. A l’aide de la loi d’Arrhenius, déterminer
la valeur de l’énergie d’activation de cette réaction chimique.
Donnée : R = 8.31 J.mol-1.K-1.