Exercice n°1 Bac STL 2006

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 E_{1 =} 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 = 30°C.

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.

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Exercice n°2

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 ?

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Exercice n°3 Bac Stl BGB 2005

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

3.1) tracer la courbe [H₂O₂] = f(t).

3.2) Déterminer graphiquement la valeur de la disparition de l’eau oxygénée à t = 0 min.

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.

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Exercice n°4

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 25°C, et le temps de demi-réaction.

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Exercice n°5 bac Stl BGB Antilles 1995

On donne les potentiels standards des couples rédox suivants:

couple 1: S₂O₈^2- / SO₄^2- 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 Fe^2+.

4.1) Définir le terme catalyseur.

4.2) Est-ce une catalyse homogène ou hétérogène ? Justifier.

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Exercice n°6

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 n_ester = 5.10^-2 mol et n_soude = 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.

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Exercice n°7

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 cm pour 5 minutes et 1cm pour 0.1 mol.L^-1. (Ce graphe sera représenté dans la partie supérieure de la feuille de papier millimétré (prise verticalement) de manière à laisser de la place à d’autres graphes en dessous.)

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.

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Exercice n°8 type BTS.

On donne la réaction redox concernant les ions persulfates et iodures suivante :

S₂O₈^2- + 2 I^- = 2 SO₄^2- + 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 ; [S₂O₈^2-]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)	[S2O8^2-] 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 : [S₂O₈^2-] = 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_.

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