Cinétique chimique
Exercice 1
On mélange à volumes égaux une solution d'éthanoate d'éthyle de concentration $C=10^{-2}mol\cdot L^{-1}$ et une solution d'hydroxyde de sodium (soude) de même concentration.
1.1. Écrire la formule semi-développée d'éthanoate d'éthyle.
A quelle famille de composés organiques appartient-il ?
1.2. Calculer la concentration initiale des ions hydroxyde $OH$ dans le mélange.
2. Le mélange étant maintenu à température constante, on étudie la réaction entre l'éthanoate d'éthyle et les ions hydroxyde qui s'y produit.
2.1. Écrire l'équation - bilan de la réaction et la nommer.
Quelles sont les caractéristiques de cette réaction. ?
2.1. Quelle est la différence entre cette réaction et l'hydrolyse d'éthanoate d'éthyle.
3. On détermine la concentration de l'éthanol dans le mélange à intervalles de temps réguliers.
Les résultats sont résumés sur le tableau suivant.
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|} \hline t\text{ en min }&0&4&8&12&16&20\\ \hline C_{2}H_{5}OH\text{en }mol^{L-1}&0&1.9\cdot 10^{-3}&3.1\cdot 10^{-3}&3.8\cdot 10^{-3}&4.3\cdot 10^{-3}&4.6\cdot 10^{-3}\\ \hline \end{array}$
3.1. Construire la courbe représentant la concentration de l'éthanol en fonction du temps.
3.2. Calculer la vitesse moyenne de formation de l'éthanol entre les dates $t_{1}=4\,min$ et $t_{2}=8\,min$
On l'exprimera en $mol\cdot L^{-1}\cdot min^{-1}$ et $mol\cdot L^{-1}h^{-1}$
3.3. Indiquer un moyen pour augmenter la vitesse de formation de l'éthanol.
4. Les corps gras sont des triesters des acides gras et du glycérol.
4.1. Donner la formule semi-développée de la butyrine (corps gras), triesters de l'acide butyrique (acide butanoïque) et du glycérol.
4.2. Écrire l'équation-bilan de la réaction de la butyrine avec la solution d'hydroxyde de sodium.
Nommer les produits obtenus.
Exercice 2
Cinétique de la réaction d'hydrolyse d'un ester
Au cours d'une séance de $TP$, les élèves réalisent l'étude cinétique de la réaction d'hydrolyse d'un ester.
Pour cela un professeur dissout $n=0.5\,mols$ d'éthanoate d'éthyle dans la quantité d'eau nécessaire pour obtenir $1$ litre de solution.
1. Calculer la concentration de la solution ainsi obtenue.
Chaque groupe d'élèves prélève $100\,cm^{3}$ de cette solution qu'il répartit dans $10$ tubes maintenus à température constante, à la date $t=0$
A chaque instant de date $t$, on prélève un tube que l'on met dans la glace, puis on dose l'acide faible formé à l'aide d'une solution d'hydroxyde de sodium $C_{b}=0.5\,mol\cdot L^{-1}$ en présence d'un indicateur coloré.
Pour obtenir le virage de celui-ci, il faut verser un volume $V_{b}$ de solution d'hydroxyde de sodium.
Un groupe d'élèves obtient les résultats suivants :
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline t\text{(min)}&0&10&20&30&40&50&60&90&120\\ \hline V_{b}\left(cm^{3}\right)&0&2.1&3.7&5.0&6.1&6.9&7.5&8.6&9.4\\ \hline \end{array}$
2. Faire le schéma du montage permettant de réaliser le dosage de l'acide formé et nommer le matériel utilisé.
3. Quel indicateur coloré choisira-t-on pour ce dosage ?
Justifier le choix.
$\begin{array}{|c|c|} \hline \text{Indicateur }&\text{Zone de virage - pH}\\ \hline \text{Rouge de méthyle }&4.4-6.2\\ \hline \text{Rouge neutre }&6.8-8.0\\ \hline \text{Phénolphtaléine }&8.2-9.8\\ \hline \text{Bleu de bromothymol }&6.0-7.6\\ \hline \end{array}$
4. Pourquoi place-t-on le tube dans la glace avant chaque dosage ?
5. En utilisant les formules semi-développées écrire l'équation-bilan de la réaction de l'éthanoate d'éthyle avec l'eau.
Comment nomme-t-on cette réaction ? Préciser les noms des produits obtenus.
6. Calculer le nombre $n_{Eo}$ de moles d'ester présent dans chaque tube à la date $t=0$
7. Montrer que le nombre $n_{E}$ de moles d'ester restant dans un tube à la date $t$, est donné par la relation :
$n_{E}=5.10^{-3}-5\cdot 10^{-4}V_{b}$ avec $V_{b}$ exprimé en $cm^{3}$
8. Calculer $n_{E}$ à chaque date $t$
9. Tracer la courbe $n_{E}=f(t)$
10. Définir la vitesse de disparition de l'ester à la date $t.$
Calculer la vitesse instantanée à la date $t_{1}=50\,min$
11. Comment évolue cette vitesse au cours du temps ?
12. Citer deux méthodes pour augmenter la vitesse de cette réaction.
Exercice 3
On étudie, dans cette première partie, l'évolution au fil du temps d'un mélange de $100\,mL$ d'une solution d'acide oxalique $\left(H_{2}C_{2}O_{4}\right)$, de concentration molaire volumique : $C_{1}=8.00\cdot 10^{-2}\,mol\cdot L^{-1}$ et de $100\,mL$ d'une solution de dichromate de potassium, acidifiée avec de l'acide sulfurique, de concentration molaire volumique : $C_{2}+2.00\cdot 10^{-2}mol\cdot L^{-1}$
Les couples oxydant / réducteur intervenant dans cette réaction sont :
$Cr_{2}O_{7}^{2-}/C_{r}^{3+}$ et : $CO_{2}/H_{2}C_{2}O_{4}$
1. Établir l'équation chimique de la réaction étudiée.
2. Les réactifs sont-ils dans les proportions stœchiométriques ?
Justifier.
3. La température du milieu réactionnel étant maintenue constante, on suit la concentration des ions $Cr^{3+}$ formés au cours de la transformation. On obtient la courbe : $\left[Cr^{3+}\right]=f(t)$ donnée au verso.
3.1. Définir la vitesse volumique $V$ de la réaction chimique étudiée
3.2. Montrer que :
$V=\dfrac{1}{2}\dfrac{d\left[Cr^{3+}\right]}{dt}$
3.3. Déterminer graphiquement une valeur de $V$ à l'instant : $t=40.0\,s$ Expliquer la méthode utilisée
Exercice 4
On désire suivre la cinétique d'oxydation des ions iodure $I'$ par les ions peroxodisulfate $S_{2}O_{8}^{2-}$ en
déterminant la concentration du diiode formé au cours du temps.
1. Établir l'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction :
$S_{2}O_{8}^{2-}+2I^{-}\longrightarrow\,2SO_{4}^{2-}+I_{2}$
Au bout de quelques instants, la solution incolore devient jaune clair, puis brun jaune et enfin brune.
La croissance de l'intensité de la coloration nous permet de suivre le déroulement de la réaction.
Le diiode est ensuite dosé en prélevant quelques $mL$ du mélange.
Voici les valeurs mesurées, les solutions de départ ayant pour volume $100\,mL$ et concentration molaire respectivement $5\cdot 10^{-1}mol\cdot L^{-1}$ pour les ions peroxodisulfate et $5\cdot 10^{-1}mol\cdot L^{-1}$ pour les ions iodure.
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline t(s)&60&190&320&560&800&121&1720&2250&2680&3100\\ \hline
\left[I_{2}\right]_{\left(m mol\cdot L^{-1}\right)}&1.2&2.5&3.8&6.2&8.3&10.8&12.6&14.4&15.1&15.6\\ \hline
\end{array}$
2. Tracer la courbe $I_{2}=f(t)$
3. Calculer les vitesses moyennes de formation de $I_{2}$ :
3.1. Entre les instants origines $t_{0}=0$ et $t_{1}=320\,s$
3.2. Entre les instants $t_{2}=1000\,s$ et $t_{3}=2000\,s$
4. Calculer les vitesses instantanées de formation de $I_{2}$ :
a. $t_{0}=0_{2}$
b. $t_{2}=1000\,s$,
c. $t_{3}=2000\,s$,
d. Comparer ces vitesses.
Les solutions de départ ayant maintenant même concentration, on obtient, pour trois expériences conduites dans les mêmes conditions les trois courbes ci-contre :
expérience $1$ : $\theta_{1}$
expérience $2$ : $\theta_{2}> \theta_{1}$
expérience $3$ : $\theta_{2}$, on a ajouté quelques gouttes d'une solution de sulfate de fer $III$
5. Montrer que ces trois courbes permettent de mettre en évidence le rôle d'un des facteurs cinétiques.
Lesquels ?
Exercice 5
L'étude d'une estérification
A. La réaction d'estérification.
Sur une fiche de travaux pratiques on peut lire le protocole suivant.
« On mélange $57\,mL$ d'acide éthanoïque pur, $58\,mL$ d'éthanol absolu et $5.0\,mL$ d'acide sulfurique concentré.
Le volume total du mélange sera supposé constant : $V=0.12\,L$
Ce mélange est réparti en parts égales dans dix ampoules scellées que l'on place au bain-marie à $100^{\circ}C$
A intervalles de temps réguliers, on retire une ampoule du bain-marie et on la plonge dans l'eau glacée.
L'acide carboxylique restant dans l'ampoule est alors dosé à l'aide d'une solution titrée d'hydroxyde de sodium (ou soude), en présence de phénolphtaléine. »
1. Écrire l'équation chimique de la réaction d'estérification étudiée en utilisant les formules semi-développées des réactifs et des produits.
Nommer l'ester formé.
2. Quelles sont les trois caractéristiques de cette réaction ?
3. Quel est le rôle de l'acide sulfurique ? Peut-il modifier le rendement de la synthèse ?
4. Pourquoi est-il nécessaire de plonger les ampoules dans l'eau glacée avant d'effectuer le dosage ?
Comment s'appelle cette opération ?
5. Montrer que le mélange réactionnel préparé peut être considéré comme équimolaire.
6. 6.1. Les résultats des dosages effectués permettent de calculer la quantité d'ester formé dans une ampoule au cours du temps.
On constate par ailleurs que cette quantité reste constante à partir de la date $t=45\,min$ soit : $n_{\text{ester}} =67\,m\cdot mol$
Calculer le rendement $r$ de la réaction d'estérification.
Commenter ce résultat.
6.2. Quelle masse d'ester se trouve alors dans le réacteur ?
6.3. Exprimer littéralement, puis déterminer une valeur numérique de la constante de réaction $K.$
7. On désire améliorer le rendement de l'estérification.
Proposer une méthode et expliquer pour quelle raison le rendement serait ainsi augmenté.
B. Étude cinétique.
A l'aide des résultats des dosages on a tracé la courbe : $n_{\text{ester}}=67\,m\cdot mol$ donnée en annexe $1.$
1.1. Définir les termes suivants : cinétique chimique ; facteur cinétique ; la vitesse instantanée de réaction à un instant de date t quelconque.
1.2. Citer les facteurs cinétiques
1.3. Donner le rôle du facteur cinétique et
2. A l'aide de cette courbe (document en annexe $1$ à rendre avec la copie), déterminer :
2.1. La vitesse entre les temps $t=Os$ à $t=10$
2.2. Une valeur de cette vitesse aux dates $t_{0}=0\,min$ ;
$t_{1}=10\,min$ et
$t_{2}=50\,min$
2.3. Quelle est l'évolution de cette vitesse au cours du temps ? Justifier.
2.4. Pour quelle raison en est-il ainsi ?
3. Pour $t=> 50.0\,min$, pour quelle raison le système chimique n'évolue-t-il plus ?
Expliquer.
Données : Masses molaires atomiques : $C=12.0$ ;
$H=1.00$ ;
$O=16.0\,g\cdot mol^{-1}$
Densités des réactifs purs : éthanoïque : $1.05$ ; éthanol : $0.790$
4. Définir et déterminer le temps de demi-réaction
Exercice 6
hydrolyse du saccharose
Le saccharose est un sucre de formule brute $C_{12}H_{22}O_{11}$
Le saccharose peut être hydrolysé pour libérer du glucose $\left(C_{6}H_{12}O_{6}\right)$ et du fructose $\left(C_{6}H_{12}O_{6}\right)$
Cette réaction est très lente.
Elle peut être rendue plus rapide en milieu acide et/ou en présence d'une protéine appelée la saccharase.
La réaction a été menée à $25^{\circ}C$ à partir d'une solution de saccharose de concentration $1\,mol\cdot L^{-1}$
À intervalles de temps réguliers, on a déterminé la concentration de glucose formé.
On obtient les résultats suivants :
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Temps (min)}&0&45&90&130&180&200&400\\ \hline\text{Concentration en glucose }\left(mol\cdot L^{-1}\right)&0&0.147&0.274&0.372&0.467&0.500&0.748\\ \hline \end{array}$
1. Écrire l'équation de la réaction, à l'aide des formules brutes et en précisant les réactifs et les produits.
2. Représenter graphiquement l'évolution de la concentration en glucose en fonction du
3. Pourquoi ce graphique ne nous permet-il pas de mesurer le temps de demi-réaction ?
4. Déterminer les valeurs successives de la vitesse de formation du glucose aux instants $t=0\,min$, $t=0.372\,min$ et $t=0.500\,min$
5. Comment varie cette vitesse ?
Justifier la réponse
6. Quel est le rôle de la saccharase ?
Exercice 7
Réaction d'estérification
On estérifie, à température constante, un mélange d'éthanol $C_{2}H_{5}OH$ et d'acide éthanoïque $CH_{3}COOH$ pour obtenir de l'éthanoate d'éthyle $CH_{3}COOC_{2}H_{5}$ de l'eau $H_{2}O$
On fait réagir $1.0\,mol$ d'éthanol avec $1.0\,mol$ d'acide éthanoïque.
À des dates déterminées, on réalise le titrage de l'acide restant.
On obtient les résultats suivants.
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Temps }(h)&0&3&10&25&50&75&100&150\\ \hline \text{Quantité d'acide}&1.00&0.79&0.06&0.40&0.37&0.35&0.35&0.35\\ \text{restant }(mol)&&&&&&&&\\ \hline \end{array}$
1. Écrire l'équation de la réaction en précisant les réactifs et les produits.
2. Représenter graphiquement l'évolution de la quantité de matière en acide restant en fonction du temps
3. Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction.
4. Déterminer graphiquement la vitesse de disparition de l'acide éthanoïque à la date $t=0$, en faisant bien apparaître les traces de la mesure.
5. De même, déterminer graphiquement la vitesse de disparition de l'acide éthanoïque à la date $t=20\,h$
6. Comment peut-on expliquer l'évolution de la vitesse de disparition de l'acide éthanoïque au cours du temps ?
Exercice 8
Cinétique de la décomposition de l'eau oxygénée
L'eau oxygénée est une solution aqueuse de peroxyde d'hydrogène utilisée comme désinfectant pour les plaies et pour l'entretien des lentilles de contact.
A la température ambiante $T$, l'eau oxygénée se décompose lentement selon l'équation-bilan suivante :
$$\,H_{2}O_{2}3/4 3/4^{R}\ ;\ $
$\S\up5\d\fo_{2}2H_{2}O(1)+O_{2}(g)$
Cette réaction de décomposition peut s'accélérer en utilisant des catalyseurs comme un fil de platine, une solution de chlorure de fer $(III)\left(Fe^{3+}+3C1^{-}\right)$
Le but de cet exercice est de déterminer la quantité convenable d'une solution catalytique de chlorure de Fer $(III)$ pour que la décomposition de l'eau oxygénée, tout en demeurant lente, soit presque terminée en une heure et à la température $T$
1. Influence de la quantité du catalyseur
Afin de réaliser cette étude, on propose à chacun de trois groupes d'élèves nommés $A$, $B$ et $C$ de préparer un mélange réactionnel à partir de la solution commerciale d'eau oxygénée $(S0)$, de concentration $CO$, et d'une même solution catalytique de chlorure de fer ($(III)$
Le protocole expérimental à suivre par chaque groupe est le suivant :
$\ast\ $Verser dans une fiole jaugée de $100\,mL$ :
$-\ $Un volume de $10\,mL$ d'une solution commerciale $H_{2}O_{2}$ de concentration $C_{0}$
$-\ $Un volume $V_{1}$ d'une solution de $\left(Fe^{3+}+3C1^{-}\right)$ puis déclencher le chronomètre à cet instant.
$-\ $Ajouter rapidement de l'eau distillée jusqu'à trait de jauge.
Les volumes pris par chaque groupe sont présentés dans le document - $1$
$\begin{array}{|c|c|c|c|} \hline &\text{Groupe }A&\text{Groupe }B&\text{Groupe }C\\ \hline V_{0}&10&10&10&\\
\hline V_{1}(mL)&1&2&5\\ \hline V\text{ total du mélange après }&&\\ \text{addition d'eau distillée }&100&100&100\\ \hline \end{array}$
Dès les premiers instants, les groupes d'élèves constatent que le dégagement gazeux observé est plus important dans le mélange réactionnel du groupe $C$ que celui des groupes $A$ et $B$
1.1. Préciser l'effet de la quantité du catalyseur sur l'évolution du système réactionnel.
1.2. La concentration initiale de $H_{2}O_{2}$ dans le mélange réactionnel du groupe $A$ est $C_{0}'=0.09\,mol\cdot L^{-1}$ , montrer que les mélange réactionnels pour les groupes $B$ et $C$ ont aussi la même concentration initiale
$C_{0}'$
1.3. Déduire la concentration $C_{0}$ de la solution commerciale $\left(S_{0}\right)$ d'eau oxygénée.
2. Dosage de la solution d'eau oxygénée préparée
A différents instants $(t)$ imposés, chaque groupe prélève de son mélange réactionnel un volume $V=10\,mL$ et le verse dans une lenmeyer contenant préalablement de l'eau distillée glacée.
La concentration restante d'eau oxygénée à chaque instant $(t)$ est déterminée par un dosage avec une solution aqueuse acidifiée de permanganate de potassium $$\left(K^{-}+MnO_{4}-\right)$ de concentration $C=2\cdot 10^{2}mol\cdot L^{-1}$
L'équation-bilan de la réaction de dosage est représentée par :
$2\,MnO_{4}^{-}+5H_{2}O_{2}+6H_{3}O^{-} 3/4 3/4^{R}$ ; $3/4 3/4^{R}$
$\s\up5(\d\fo_{2}2Mn^{2-}+5O_{2}+14H_{2}O$
2.1 « Si le dosage a eu lieu sans ajout préalable de l'eau distillée glacée, le résultat obtenu n'est pas acceptable ».
Justifier cette expression en indiquant les facteurs cinétiques mis en jeu lors de l'addition de l'eau froide.
2.2 Montrer qu'à chaque instant $(t)$, la relation suivante : $\left[H_{2}O_{2}\right]_{1}=5\,V_{2}$
$\left[H_{2}O_{2}\right]_{1}$ étant la concentration en $mol\cdot L^{-1}$ d'eau oxygénée restante à l'instant $(t)$ et $V_{2}$ est le volume exprimé en Litre de la solution du permanganate de potassium acidifiée versée par la burette au point d'équivalence.
3. Étude cinétique de la décomposition de $H_{2}O_{2}$ chez le groupe $A$
Les résultats de dosage du groupe $A$ sont représentés dans le document $2$ suivant:
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|} \hline t(min)&0&10&20&30&45&60\\ \hline \left[H_{2}O_{2}\right]mol^{L-1}&0.090&0.060&0.047&0.039&a&0.025\\ V_{2}\left(10^{-3}L\right)&b&12.1&9.4&7.8&5.9&5\\ \hline \end{array}$
3.1. Calculer les valeurs de $(a)$ et $(b)$ dans le document $2$
3.2. Tracer la courbe cinétique $(\text{(courbe }1)$ qui représente $\left[H_{2}O_{2}\right]=f(t)$
En prendre l'échelle : En abscisses : $1\,cm$ pour $5\,min$ ; En ordonnées : $1\,cm$ pour $0.01\,mol\cdot L^{-1}$
3.3. Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction $t_{1/2}$
3.4. Montrer graphiquement la variation de la vitesse de disparition de $H_{2}O_{2}$ avec le temps.
4. Choix de la quantité du catalyseur
Les résultats de dosage des groupes $B$ et $C$ sont représentés dans le document $3.$
4.1. Vérifier que les courbes $(2)$ et $(3)$ correspondent respectivement à l'étude cinétique effectuée par les groupes $B$ et $C$
4.2. A partir des trois courbes $(1\;,2 \text{ et }3)$, déduire le volume de la solution catalytique qui répond aux conditions expérimentales (but de l'exercice).
Exercice 9
Au laboratoire on se propose d'étudier la cinétique de la réaction de saponification du benzoate de $1$ méthyléthyle de formule semi-développée $C_{6}H_{5}-CO_{2}-CH\left(CH_{3}\right)_{2}$ par l'hydroxyde de sodium.
Pour cela, à une date prise comme origine des temps $t=0$, on mélange $100\mL$ d'une solution de benzoate de $1$-méthyléthyle de concentration égale à $0.1\,mol\cdot L^{-1}$ et $100\,mL$ d'une solution d'hydroxyde de sodium de concentration égale à $0.1\,mol\cdot L^{-1}$
Le mélange est maintenu à $50^{\circ}C$, sous agitation permanente.
On prélève à différentes dates $t$, un volume $v=10\,mL$ de ce mélange.
Chaque prélèvement est aussitôt versé dans un erlenmeyer contenant de l'eau glacée et on dose la quantité d'hydroxyde de sodium restante à l'aide d'une solution aqueuse d'acide chlorhydrique de concentration $C_{a}=2.10^{-2}mol\cdot L^{-1}$, l'indicateur coloré étant le bleu de bromothymol.
1. Montrer que la concentration initiale $\left[OH^{-}\right]_{0}$ des ions $OH^{-}$ dans le mélange est de $5\cdot 10^{-2}mol\cdot L^{-1}$
2. Écrire l'équation-bilan de la réaction chimique support du dosage.
Préciser la couleur de la solution obtenue à l'équivalence.
3. Écrire l'équation-bilan de la réaction entre le benzoate de $1$-méthyléthyle et l'hydroxyde de sodium, et préciser ses caractéristiques.
4. Les résultats du dosage sont regroupés dans le tableau suivant, Va étant le volume d'acide versé à l'équivalence du dosage d'un prélèvement et $C$ la concentration de l'alcool formé.
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|c|} \hline t(min)&0&4&8&12&16&20&24&28&32&36&40\\ \hline V_{a}(mL)&22.0&19.8&18.0&16.5&15.0&13.8&12.8&12.0&11.5&&11.0\\ \hline C\left(10^{-3}mol\cdot L^{-1}\right)&0&&&&&&&&\\ \hline \end{array}$
4.1. Montrer que la concentration de l'alcool dans le prélèvement est donnée par l'expression :
$$C=[OH]_{0}\dfrac{C_{a}V_{a}}{v}$$
4.2. Recopier puis compléter le tableau.
Tracer le graphe $C=f(t)$ avec les échelles suivantes :
$1\,cm$ pour $4\,min$ ; $2\,cm$ pour $4\cdot 10^{-3}mol\cdot L^{-1}$
4.3. Définir la vitesse volumique instantanée de formation de l'alcool et déterminer sa valeur à $t_{1}=4\,min$ et à $_{2}=32\,mint.$
Justifier l'évolution constatée pour cette vitesse.
4.4. On reprend la même étude à $30^{\circ}C$, les valeurs du volume $V_{a}$ mesurées pour les mêmes dates sont-elles plus grandes ou plus petites qu'à $50^{\circ}C$ ?
Justifier la réponse
Exercice 10
En milieu acide les ions iodure régissent avec l'eau oxygénée pour donner du diiode et de l'eau.
La réaction a pour équation : $2I^{-}+2H^{+}+H_{2}O_{2}\longrightarrow\,I_{2}+2H_{2}O$
Au cours d'une activité expérimentale, les élèves devaient réaliser cette réaction chimique et effectuer un suivi cinétique de l'apparition du diiode.
Le protocole suivi est le même pour tous :
$-\ $Dans un bécher, introduire $20\,mL$ de solution d'iodure de potassium $\left(K^{+}+I^{-}\right)$ ;
$-\ $ajouter $10\,mL$ d'eau oxygénée $H_{2}O_{2}$ ;
$-\ $ajouter quelques gouttes d'acide sulfurique concentré ;
$-\ $placer le mélange dans un bain thermostaté réglé à la température indiquée par le professeur
Cependant tous les binômes ne disposaient pas de solutions de même concentration, tous n'ont pas réglé la même température et certains ont, à la demande de leur professeur, ajouté quelques gouttes d'un catalyseur.
Le but de cet exercice est de déterminer qui a fait quoi.
Voici cinq courbes obtenues par cinq binômes différents :
1. Quel binôme a obtenu la vitesse d'apparition du diiode la plus élevée ? Justifier à l'aide du graphique mais sans faire de calcul.
2. Quel binôme a obtenu la vitesse d'apparition du diiode la plus basse ?
Justifier à l'aide du graphique mais sans faire de calcul.
3. Le tableau ci-dessous décrit les conditions expérimentales des cinq suivis cinétiques étudiés.
Compléter la première ligne de ce tableau en précisant le numéro du binôme concerné.
$\begin{array}{|c|c|c|c|c|c|} \hline \text{Binôme }n^{\circ}\ldots&&&&&\\ \hline\text{Concentration initiale de }&1.0\,mol/L&1.0\,mol/L&1.0\,mol/L&1.6\,mol/L&0.50\,mol/L\\ \text{des ions iodure}&&&&&\\\hline \text{Concentration initiale de }&0.50\,mol/L&0.50\,mol/L&0.50\,mol/L&1.0\,mol/L&0.50\,mol/L\\\text{l'eau oxygénée}&&&&&\\\hline\text{Concentration initiale}&2.0\,mol/L&2.0\,mol/L&2.0\,mol/L&2.0\,mol/L&2.0\,mol/L\\ \text{des ions }H&&&&&\\\hline \text{Température }&25^{\circ}&70^{\circ}&70^{\circ}&70^{\circ}&70^{\circ}\\ \hline\text{Présence de catalyseur }&\text{non }&\text{non }&\text{oui }&\text{non }&\text{non}\\
\hline \end{array}$