CINETIQUE CHIMIQUE

Exercice 1 :

On étudie la réaction d'hydrolyse d'un composé organochloré :

RCl + H2O = ROH + Cl- + H3O+

Dans une première expérience, on met RCl en solution dans de l'eau pure et on suit l'évolution de la concentration deRCl en fonction du temps. La température est maintenue constante et égale à 35C. On obtient les résultats suivants :

t(min)

C(mol.L-1)

t(min)

C(mol.L-1)

0

0,100

14

0,038

2

0,087

15

0,036

4

0,076

20

0,025

6

0,066

30

0,013

8

0,058

45

0,004

10

0,050

60

0,002

12

0,044

1) Déterminer l'ordre de cette réaction par rapport à RCl et la valeur de la constante apparente de vitesse. Cette constante est-elle la valeur réelle de la constante de vitesse de la réaction ? Pourquoi ?

2) Au bout de combien de temps la concentration de RCl sera-t-elle de 0,01 mol.L-1 ?

3) Au cours d'une autre expérience la température est maintenue constante et égale à 25C. On constate que la concentration de RCl est divisée par deux au bout de 22 minutes. Déterminer la constante de vitesse apparente a cette température et l'énergie d'activation de cette réaction.

Exercice 2 :

Etude cinétique de la décomposition de l'eau oxygénée (H2O2)

On donne les potentiels de référence des couples d'oxydoréduction suivants :

Couple H2O2 / H2O E0 = 1,8 V - Couple O2 / H2O2 E0 = 0,7 V - Couple MnO4- / Mn2+ E0=1,5 V

1) Pour la molécule d'eau oxygénée (H2O2), les nombres d'oxydation des atomes d'oxygène sont :

 2) On étudie, à T = 300 K, la cinétique de la réaction de décomposition de l'eau oxygénée (H2O2) :

H2O2 = H2O + 1/2 O2

L'évolution de la concentration de l'eau oxygénée (H2O2) au cours du temps est suivie par manganimétrie en milieu acide (pH=0), en titrant 10 mL de solution d'eau oxygénée par une solution 0,02 mol.L-1 de permanganate de potassium ( K+-MnO4- ).

On obtient les résultats :

t (min)

CH2O2 (mol.L-1)

t (min)

CH2O2 (mol.L-1)

0

0,060

20

0,024

5

0,048

25

0,020

10

0,038

30

0,015

15

0,030

35

0,013

2-1) Pour le titrage des 10 mL de la solution initiale d'eau oxygénée ( t = 0 - C0 = 0,060 mol.L-1 ) par la solution de KMnO4 0,02 mol.L-1, quel volume a-t-il fallu verser pour atteindre le point équivalent ?

2-2)Quel est L'ordre de la réaction par rapport à H2O2 ?

2-3) Quelle est La constante de vitesse de la réaction ?

2- 4) Quel temps faut-il pour que 60 % de l'eau oxygénée initiale ait disparu ?

2- 5) Si la solution d'eau oxygénée de départ avait été 2 fois moins concentrée, comment aurait varié la constante de vitesse ?

 

Exercice 3 :

On suit la réaction 2 A = B + D à T=cte = 35C, on détermine par dosage la concentration d'une des espèces (A, B ou D) en fonction du temps. On obtient les résultats suivants :

 

T (min)

C (mol.L-1)

T (min)

C (mol.L-1)

5

0,00321027

40

0,00091575

10

0,00236407

45

0,00083091

15

0,00187091

50

0,00076046

20

0,00154799

55

0,00070102

25

0,00132013

60

0,0006502

30

0,00115075

65

0,00060624

35

0,00101989

  1. Quelle est l'espèce titrée ?
  2. Quel est l'ordre de la réaction par rapport à l'espèce A ?
  3. Quelle est la concentration initiale ?
  4. Quelle est la constante de vitesse ?
  5. En supposant que l'énergie d'activation de cette réaction soit de 150 KJ.mol-1 que vaudrait cette constante de vitesse à T=70C ?
  6. Au bout de combien de temps 95% de A auront-ils disparus à T = 25C ?
  7. Quel serait le temps de demi-vie si on procédait à la même cinétique à T=35 C mais en modifiant la concentration initiale en prenant C0 = 0,015 mol.L-1 ?