CHIMIE BAC BLANC 2003

Cette épreuve comporte un exercice de chimie noté sur 4 points et deux exercices de physique chacun noté sur 6 points.

Une feuille de papier millimétré est fournie pour cet exercice.

On étudie la cinétique de la réaction de décomposition du peroxyde d’hydrogène H2O2 contenu dans l’eau oxygénée par les ions iodure I-, en présence d’acide sulfurique. La réaction peut être représentée par l’équation :

H2O2(aq) + 2 H3O+(aq) + 2 I-(aq) ® 4 H2O + I2(aq)

1) Étude préliminaire

On mesure l’absorbance Al de solutions de diiode de concentrations connues. On obtient les résultats présentés dans le tableau suivant :

[I2] (mmol.L-1)

0

0,1

0,5

1,0

2,0

4,0

6,0

8,0

Al

0

0,037

0,102

0,203

0,384

0,791

1,160

1,582

 

a)      Sur une feuille de papier millimétré à rendre avec la copie, tracer la courbe représentant l'absorbance Al en fonction de la concentration en diiode [I2].

b)      A partir du graphique, exprimer la relation liant l’absorbance à la concentration. Indiquer le calcul effectué.

Al = 0,196 [I2]            si [I2] est en mmol.L-1

Al = 196 [I2]               si [I2] est en mol.L-1

2) Conditions expérimentales

On place dans la cuve d’un spectrophotomètre un volume V0 = 1 mL de solution de peroxyde d’hydrogène H2O2 de concentration initiale c0 = 0,080 mol.L-1 .

A l’instant t = 0, on ajoute un volume V’0 = 1,0 mL de solution acidifiée de iodure de potassium KI de concentration initiale c’0 = 0,060 mol.L-1 .

a)      Quel est le réactif limitant de la réaction ?

 

H2O2(aq) + 2 H3O+(aq) + 2 I-(aq) ® 4 H2O + I2(aq)

État (mmol)

H2O2(aq)

I-(aq)

I2(aq)

Initial

0,08

0,06

0

En cours

0,08 - x

0,06 - 2x

x

Final

0,08 - xfinal

0,06 – 2xfinal

xfinal


La réaction s’arrête lorsque 0,06 – 2xfinal = 0, soit xfinal = 0,03 mmol
Le réactif limitant est les ions iodure.

b)      En considérant la réaction comme totale, calculer la valeur de la concentration en diiode à la fin de la réaction.

A la fin de la réaction /                        

c)      Quelle devrait être la valeur de l’absorbance à la fin de la réaction ?

A = 0,196*15 = 2,94              (sans unité, l’absorbance étant une grandeur sans dimension)

3) Étude cinétique

On lance la mesure de l’absorbance en fonction du temps en effectuant une mesure toutes les secondes. On obtient l’enregistrement reproduit sur le graphe ci-dessous.

a)      Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction t1/2.

t1/2 = 40 s

b)       Montrer que l’avancement de la réaction et l’absorbance sont reliés par une relation linéaire. En déduire que la vitesse de la réaction peut s’écrire sous la forme :
 où B est une constante dont on donnera la valeur et l’unité.

La vitesse de la réaction est :

La constante k est la constante de proportionnalité entre l’absorbance et la concentration :

          , l’absorbance étant une grandeur sans unité.

On peut vérifier que la vitesse de la réaction s’exprime bien en mmol.L-1.s-1

c)      Déterminer graphiquement la vitesse de réaction à t = 50 s, puis à t = 150 s.

Sur le graphe, on peut lire, pour t = 50 s :
   =>      

De la même façon, à t = 150 s :

Donc :                                    

d)      Donner une explication au sens d’évolution de la vitesse de réaction.

La concentration des réactifs est un facteur cinétique : la vitesse de la réaction diminue avec la concentration, le nombre de chocs efficaces par seconde diminuant avec la raréfaction de l’un ou l’autre des réactifs.

e)      Comment peut-on diminuer le temps de demi-réaction, les concentrations initiales c0 et c’0 restant inchangées ?

Un autre facteur cinétique est la température : la vitesse de réaction augmente généralement avec la température, l’agitation microscopique augmentant le nombre de chocs efficaces entre les réactifs. Le temps de demi-réaction sera diminué en élevant la température du milieu réactionnel.

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