Exercice 1
A t=0 s et à une température constante q, on mélange un volume V1 d’une solution (S1) de péroxodisulfate de potassium K2S2O8 de concentration molaire C1 et un volume V2 d’une solution (S2) d’iodure de potassium KI de concentration molaire C2, avec C2=2 C1.
1- a- Ecrire les équations des deux demi-réactions, en déduire l’équation bilan.
2- A l’instant t=0, le mélange des deux solutions, de volume total V= 1 L , contient n01=10mmol d’ions péroxodisulfate et n02=20 mmol d’ions iodures.
a- Dresser le tableau d’avancement de la réaction.
b- Déterminer [S2O82-]0 et [I-]0, concentrations molaires initiales respectives des ions péroxodisulfate et les ions iodures dans le mélange. Déduire C1 et C2.
3- A la date t=0, on répartit le mélange précédent en 10 prélèvements identiques. Pour déterminer la quantité de matière de diiode formé à un instant t>0, on refroidit l’un des prélèvements en y versant de l’eau glacée puis on dose le diiode formé par une solution de thiosulfate de sodium (Na2S2O3) de concentration molaire C3=4.10-2 mol.L-1.
La réaction de dosage, rapide et totale, s'écrit: 2S2O32- + I2 ® S4O62- +2I- . L'exploitation des mesures a permis de tracer la courbe de variation de la concentration molaire de diiode en fonction du temps (fig. 1).
a- Pourquoi refroidit-on chaque prélèvement avant le dosage? quel(s) facteur(s) cinétique(s) met on en évidence ?
b- Calculer le volume V3 de la solution de thiosulfate de sodium nécessaire pour doser la quantité de diiode I2 formé dans un prélèvement à la date t2=40 min.
4- Calculer la concentration molaire théorique de diiode à la fin de la réaction. Ce résultat est il en accord avec le résultat expérimental ?
5- Calculer en mmol.L-1.min-1 :
a- La vitesse volumique moyenne Vvmoy de la réaction entre les dates t1=0 et t2=40 min.
b- La vitesse volumique à la date t2=40 min.
On répète l’expérience précédente à la même température mais avec une concentration en ions péroxodisulfate plus grande, tracer, sur le même graphe, l’allure de la courbe de variation de la concentration de diiode au cours du temps.
Exercice 2
A l’instant t=0 s, on mélange un volume V1=200 mL d’une solution (S1) d’iodure de potassium KI de concentration molaire C1 et un volume V2=300 mL d’une solution (S2) de péroxodisulfate de potassium K2S2O8 de concentration molaire C2 =10-2 mol.L-1. Il apparaît une couleur jaune brun qui s’intensifie progressivement. La couleur jaune brun est celle du diiode.
Une méthode appropriée a permis de tracer la courbe de variation de la concentration des ions iodure I- au cours du temps (fig.2).
1- a- Ecrire l’équation de la réaction chimique modélisant la réaction d’oxydoréduction supposée totale.
b- Qu’est ce qui nous permet d’affirmer que la réaction étudiée est lente ?
2- a- Définir la vitesse instantanée de la réaction.
b- Montrer que son expression s’écrit sous la forme:
Où V représente le volume du mélange réactionnel.
c- Comment varie cette vitesse au cours du temps ? Justifier.
d- Déterminer sa valeur maximale.
e- Quel est le facteur responsable de la variation de la vitesse de la réaction ?
3- a- Définir la vitesse moyenne Vmoy de la réaction. Donner son expression en fonction de où D[I-] est la variation de la concentration des ions I- pendant la durée Dt.
b- Calculer sa valeur entre les instants t1=0 et t2= 4 min.
4- a- Dresser le tableau descriptif d’évolution du système chimique.
b- En utilisant le graphe, déterminer la quantité de matière initiale n0(I-) dans le mélange. Déduire la valeur de C1.
c- Définir le temps de demi-réaction (t1/2).
d- Sachant que t1/2 = 4 min, déterminer l’avancement final de la réaction.
e- Quel est le réactif limitant ?
f- Compléter la courbe de [I-]=f(t) sachant que la réaction se termine à la date tf=32min.
Exercice 3 (DDC1_2010)
Le peroxyde d’Hydrogène H2O2 réagit lentement avec les ions iodure I- en milieu acide selon l’équation bilan ci-après : H2O2 + 2I- + 2H3O+ → I2 + 4H2O.
1- Quel est le rôle de l’acide ?
2- On étudie la cinétique de cette réaction chimique, en variant les conditions expérimentales.
| expérience | 1 | 2 | 3 | 4 |
| Température | | | | |
| [H2O2] (0,01mol/L) | 20mL | 10mL | 10mL | 20mL |
| [H3O+] (1mol/L) | 20mL | 20mL | 20mL | 20mL |
| [I-] (0,05mol/L) | 20mL | 20mL | 10mL | 20mL |
| H2O | 40mL | 50mL | 60mL | 40mL |
Une mesure colorimétrique nous a permis de déterminer la durée Δt de formation du diiode à la concentration C=3x10-4mol.L-1 pour chaque système chimique. Les résultats sont consignés dans le tableau suivant :
| Système chimique | Δt (s) |
| (A) | 30 |
| (B) | 12 |
| (C) | 16 |
| (D) | 62 |
a- Associer à chaque système chimique l'expérience qui lui correspond.
b- Afin de réaliser un titrage du système A, à t=30 s, on en a prélevé 10 mL que l'on a versé immédiatement dans 100 mL d'eau glacée. Justifier ce mode opératoire.
3- Le titrage par une solution de thiosulfate de sodium Na2S2O3 de concentration C’ conduit à un volume à l'équivalence Véq=15mL.
a- Représenter le schéma annoté du dispositif de dosage.
b- Ecrire l’équation de la réaction de titrage.
c- Comment repère-t-on l’équivalence ?
d- Calculer la concentration C’ de la solution de thiosulfate de sodium.
4- Dresser le tableau d’avancement chimique du système A.
5- Définir la vitesse moyenne de la réaction.
6- Calculer la vitesse moyenne de la réaction dans le système A entre l’instant t=0s et t=30s.
7- Le temps de demi réaction relatif au système A est-il supérieur, inférieur ou égal à la durée Δt=30s ?
