Td corrigé td c1 : vitesse d'une reaction chimique - PCSI-PSI AUX ULIS pdf

td c1 : vitesse d'une reaction chimique - PCSI-PSI AUX ULIS

SUJET 2007 PROPOSITION. ... 283 916. 82,04. 33,47. 82. 132 040. 1 174. 285 090. 82,38. 33,88. 83. 180 474. 1 157. 286 247. 82,71. 34,30. 84. 105 002. 1 144.




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TD C1 : VITESSE D’UNE REACTION CHIMIQUE

But du chapitre
Etudier l’évolution macroscopique de systèmes fermés sièges d’une seule réaction chimique. Analyser quantitativement le rôle des différents facteurs cinétiques déjà rencontrés en terminale : concentrations des réactifs, température …

Plan prévisionnel du chapitre
 TOC \o "1-3" \n \h \z \u  HYPERLINK \l "_Toc302320409" C1 : Vitesse d’une réaction chimique
 HYPERLINK \l "_Toc302320410" I. La cinétique chimique
 HYPERLINK \l "_Toc302320411" 1. Objet
 HYPERLINK \l "_Toc302320412" 2. Cinétique homogène et hétérogène
 HYPERLINK \l "_Toc302320413" 3. Facteurs de la cinétique
 HYPERLINK \l "_Toc302320414" 4. Cadre de l’étude
 HYPERLINK \l "_Toc302320415" II. Vitesse de réaction
 HYPERLINK \l "_Toc302320416" 1. Vitesse de formation ou de disparition d’un constituant
 HYPERLINK \l "_Toc302320417" 2. Vitesse de réaction et avancement de réaction
 HYPERLINK \l "_Toc302320418" 3. Relation entre les vitesses pour une seule réaction
 HYPERLINK \l "_Toc302320421" III. Influence des concentrations - Ordre de réaction
 HYPERLINK \l "_Toc302320422" 1. Rappel de terminale
 HYPERLINK \l "_Toc302320423" 2. Réactions avec ou sans ordre
 HYPERLINK \l "_Toc302320424" 3. Ordre initial ou ordre courant
 HYPERLINK \l "_Toc302320425" 4. Dégénérescence de l’ordre
 HYPERLINK \l "_Toc302320426" 5. Etude de quelques réactions d’ordre 0, 1 ou 2
 HYPERLINK \l "_Toc302320427" 6. Comment déterminer l’ordre partiel d’une réaction ?
 HYPERLINK \l "_Toc302320428" IV. Influence de la température
 HYPERLINK \l "_Toc302320429" 1. Constante de vitesse
 HYPERLINK \l "_Toc302320430" 2. Loi semi-empirique d’Arrhenius
 HYPERLINK \l "_Toc302320431" 3. Applications
 HYPERLINK \l "_Toc302320432" V. Autres facteurs cinétiques
 HYPERLINK \l "_Toc302320433" 1. Catalyseur
 HYPERLINK \l "_Toc302320434" 2. Réactif solide

Savoirs et savoir-faire
Ce qu’il faut savoir :
Définir les termes suivants : vitesse d’une réaction ; vitesse d’apparition d’un produit ; vitesse de disparition d’un réactif ; facteur cinétique ; ordre global ; ordre partiel ; ordre initial / ordre courant ; catalyseur ; dégénérescence de l’ordre ; temps de demi-réaction.
Exprimer la vitesse d’une réaction comme dérivée des concentrations des réactifs/produits.
Trouver l’unité d’une constante de vitesse connaissant l’ordre global.
Enoncer la loi d’Arrhénius, nommer et donner les unités des différents termes.
Présenter les méthodes de détermination des ordres (différentielle/intégrale, simplification des lois de vitesse avec la dégénérescence de l’ordre ou un mélange initial stœchiométrique).
Présenter la méthode de détermination de l’énergie d’activation d’une réaction.
Présenter des techniques physico-chimiques (principe, loi fondamentale, mise en œuvre) de détermination de concentration en solution : spectrophotométrie, conductimétrie. Cette compétence sera étudiée en travaux pratiques.



Ce qu’il faut savoir faire :
Déterminer la loi d’évolution temporelle d’une concentration en réactif et l’expression du temps de demi-réaction pour une réaction d’ordre 0, 1 ou 2. Méthode graphique de validation de l’ordre supposé.
Déterminer une énergie d’activation.
Exprimer une loi de vitesse à partir de la pression ou de l’absorbance.
Déterminer une constante de vitesse, un ordre partiel, un temps de demi-réaction.
Faire une régression linéaire avec la calculatrice.
Erreurs à éviter/ conseils :
Attention aux unités des grandeurs physiques employées : en manométrie l'unité légale de pression est le Pascal (Pa). Pour éviter de se perdre dans les changements d'unités, il est intéressant d'écrire des rapports de grandeurs afin d'obtenir des termes adimensionnés ; par exemple écrire P/Po permet d'utiliser n'importe quelle unité à condition de garder la même pour P et P0. Si cela n'est pas possible, il faut veiller à utiliser les unités fondamentales du système international. Par exemple : PV = nRT; pression P en Pa ; volume V en m3 ; quantité de matière n en mol ; température T en K ; R = 8,314 J.mol-1.K-1. De même dans la loi d'Arrhénius la température est en Kelvin.
Pour éviter des conversions, exprimer les constantes de vitesse et les temps de demi-réaction dans les unités de l'énoncé. Noter que l'unité de la constante de vitesse dépend de l'ordre de la réaction (par exemple : ordre 1 => k en s-1 ; ordre 2 => k en mol-1.L.s-1 (pas SI). Inversement, si l'énoncé précise l'unité de la constante de vitesse, on connaît l'ordre de la réaction. Mais une vitesse a toujours comme unité : mol.L-1.s-1 (pas S.I).
II est conseillé de travailler avec des avancements dont la dimension est la même que celle de la grandeur physique utilisée pour décrire les conditions initiales (quantité de matière : avancement en mole; concentration : avancement en mol.L-1).
II ne faut pas oublier le coefficient stœchiométrique dans l'intégration de la loi de vitesse.
Savez-vous votre cours ?
Lorsque vous avez étudié votre cours, vous devez pouvoir répondre rapidement aux questions suivantes :
À partir d'une réaction modèle (la combustion du propane) et de concentrations initiales, définir l'avancement d'une réaction puis le taux de conversion par rapport à un réactif. Dans quels cas est-il intéressant de définir un taux de conversion ?
Préciser les relations qui existent entre la pression partielle d'un constituant, sa concentration, sa fraction molaire et la pression totale, pour un système fermé en phase gazeuse considéré comme un mélange idéal de gaz parfaits.
Comment est-il possible de déterminer graphiquement la vitesse globale d'une réaction à un instant t0 ?
Rappeler la définition des expressions suivantes : constante de vitesse, ordre global et ordre partiel. Existe-t-il des réactions sans ordre ?
Quelle loi permet de préciser l'influence de la température sur la cinétique d'une réaction ? Proposer une méthode de détermination graphique permettant de calculer les grandeurs introduites dans cette loi.
On étudie la réaction : 2 N2O5 (g) ’! 4 NO2 (g) + O2 (g). Connaissant l'évolution de la concentration du réactif en fonction du temps, proposer une méthode graphique pour déterminer si l'ordre de la réaction est 0, 1 ou 2. Préciser la dépendance du temps de demi-réaction en fonction de la concentration initiale.
Quel est le principe (et l'intérêt) de la méthode de dégénérescence de l'ordre ?

Tester ses connaissances en ligne
Des exercices interactifs sont proposés à l’adresse :  HYPERLINK "http://www.uel.education.fr/consultation/reference/chimie/cinet/sevaluer/c_2/eval.htm" http://www.uel.education.fr/consultation/reference/chimie/cinet/sevaluer/c_2/eval.htm.

Activités d’introduction
Activité 1 : réaction d’ordre nul
L’halogénation des cétones admet un ordre partiel nul en dihalogène.
C3H6O (g) + Br2 (g) ’! C3H5OBr (g) + HBr (g)
En travaillant avec un excès de cétone, il y a dégénérescence de l ordre par rapport à la cétone et on peut exprimer la vitesse volumique de réaction sous la forme :
v = kapp.[Br2]0 = kapp
1°) Quelle est l unité de kapp ?
2°) Exprimer v en fonction de  EMBED Equation.DSMT4 . En déduire une relation entre kapp et  EMBED Equation.DSMT4 .
3°) Exprimer [Br2] en fonction de t. On notera [Br2]0 la concentration initiale en Br2.
4°) Tracer la courbe qui représente l’évolution de [Br2] en fonction du temps.
5°) Exprimer la valeur de [Br2]t1/2 quant t = t1/2 en fonction de [Br2]0.
6°) Exprimer t1/2 en fonction de [Br2]0 et kapp.
Activité 2 : réaction d’ordre 1
On considère la réaction de décomposition de N2O5 :
N2O5 (g) ’! 2 NO2 (g) + (1/2) O2 (g)
Cette réaction admet un ordre partiel de 1 par rapport à N2O5 : v = k.[N2O5]

1°) Quelle est l unité de k ?
2°) Exprimer v en fonction de  EMBED Equation.DSMT4 . En déduire l équation différentielle liant k, [N2O5] et  EMBED Equation.DSMT4 .
3°) Déduire de la question précédente, une relation liant [N2O5], k, t et [N2O5]0.
4°) Représenter l’évolution de [N2O5] en fonction du temps.
5°) Exprimer t1/2 en fonction de k. Le temps de demi-réaction t1/2 dépend-t-il de [N2O5]0 ?
Activité 3 : réaction d’ordre 2
On considère la réaction 2 NO2 (g) ’! 2 NO (g) + O2 (g)
Cette réaction admet un ordre de 2 par rapport à NO2 : v = k.[NO2]2

1°) Quelle est l unité de k ?
2°) Exprimer v en fonction de  EMBED Equation.DSMT4 . En déduire l équation différentielle liant k, [NO2] et  EMBED Equation.DSMT4 .
3°) Déduire de la question précédente, une relation liant [NO2], k, t et [NO2]0
4°) Représenter l’évolution de 1/[NO2] en fonction du temps.
5°) Exprimer t1/2 en fonction de k et [NO2]0.


Activité 4 : réaction d’ordre 2
On considère la réaction H2 (g) + I2 (g) ’! 2 HI (g)
Cette réaction admet un ordre de 1 par rapport à H2 et I2 : v = k.[H2].[I2]

1°) Quelle est l unité de k ?
On nomme x l avancement volumique de la réaction à un instant t.
2°) Exprimer [H2] et [I2] en fonction de x.
3°) Que remarque-t-on si [H2]0 = [I2]0 ?
4°) Dans le cas où [H2]0 est différent de [I2]0
a) Exprimer  EMBED Equation.DSMT4  en fonction de k, x, [H2]0, [I2]0.
b) Montrer que la relation précédente peut s’écrire sous la forme :  EMBED Equation.DSMT4 
c) La méthode de décomposition en éléments simples permet d’écrire que
 EMBED Equation.DSMT4 
Exprimer a et b en fonction de [H2]0 et [I2]0 et montrer que :
 EMBED Equation.DSMT4 
d) Montrer que  EMBED Equation.DSMT4 
e) Si [H2]0 > [I2]0, quel est le réactif limitant ? Montrer que
t1/2 =  EMBED Equation.DSMT4 

Applications du cours
Application 1 : Diverses vitesses
Au cours de la réaction : 2 N2O5 (g) ’! 4 NO2 (g) + O2 (g), la vitesse de disparition de N2O5 vaut, à un instant donné, 2,0.10-2 mol.L-1.s-1 ; en déduire la vitesse globale de la réaction ainsi que les vitesses d apparition des deux produits.
Application 2 : Diverses lois de vitesse
Dans chacun des cas suivant, donner les ordres partiels associés à chacun des réactifs :
CO (g)+ Cl2 (g)’! COCl2 (g) v1 = k1.[CO].[Cl2]3/2
2 NO (g) + 2 H2 (g)’! 2 H2O (g) + N2 (g) v2 = k2.[NO]2[H2]2
(CH3)3CCl (aq)+ HO- (aq) ’! (CH3)3COH (aq) + Cl- (aq) v3 = k.[(CH3)3CCl]
HCO2C2H5 (aq) + H2O (l) ’! HCO2H (aq) + C2H5OH (aq) v4 = k4.[HCO2C2H5].[HCO2H]

Application 3 : Diverses lois de vitesse
Considérons la réaction : A (aq) + B (aq) ’! C (aq). À partir des lois de vitesse obtenues par l'étude expérimentale, préciser si cette réaction admet un ordre courant ou non ?
v = k.[A]
v = k.[A].[C]
v = k.[A].[B]
v = k.[A].[B]2.[H+]
v =  EMBED Equation.DSMT4 

Application 4 : Déterminer un ordre par la méthode différentielle
On admet que la réaction de décomposition du pentaoxyde de diazote N2O5 d équation :
N2O5 (g) ’! N2O4 (g) + (1/2) O2 (g)
admet un ordre. Déterminer cet ordre.
On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :
[N2O5] (10-4 mol.L-1)2,004,006,008,0010,0v ( 10-8 mol.L-1.s-1)0,6801,362,042,723,40
Application 5 : Déterminer un ordre par la méthode intégrale
On admet que la réaction de décomposition du pentaoxyde de diazote N2O5 d’équation :
N2O5 (g) ’! N2O4 (g) + (1/2) O2 (g)
admet un ordre. Déterminer cet ordre.
On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :
t (min)060120180240[N2O5] (10-4 mol.L-1)10,08,757,666,715,87
Application 6 : Déterminer un ordre par la méthode des temps de demi-réaction
On admet que la réaction de décomposition du dioxyde d azote NO2 d équation :
NO2 (g) ’! NO (g) + (1/2) O2 (g)
admet un ordre. Déterminer cet ordre.
On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :
[NO2]0 (10-3 mol.L-1)2,05,08,01215t1/2 (s)4801901208164
Application 7 : Déterminer un ordre par la méthode vitesses initiales
On considère la réaction de substitution de l iodoéthane par les ions hydroxyde d équation :
C2H5I (aq) + HO- (aq) ’! C2H5OH (aq) + I- (aq)
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