Cinétique chimique : exercices de sciences physiques en terminale – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Définis un facteur cinétique et cite-en trois.
2. Donne la définition de la vitesse volumique de réaction et son unité.
3. Définis le temps de demi-réaction.
4. Qu’est-ce qu’un catalyseur ? Modifie-t-il l’état final du système ?

Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.

a. La vitesse volumique d’une réaction reste constante pendant toute la transformation.
b. Un catalyseur augmente l’avancement final d’une transformation.
c. Le temps de demi-réaction d’une réaction d’ordre 1 ne dépend pas de la concentration initiale.
d. Augmenter la température augmente en général la vitesse de réaction.
e. Une réaction rapide est toujours totale.
f. La vitesse volumique se lit comme la pente de la tangente à la courbe x(t), divisée par V.

Explique chaque situation en identifiant le facteur cinétique en jeu.

a. Les aliments se conservent plus longtemps au réfrigérateur qu’à température ambiante.
b. On cuit plus vite les légumes dans une cocotte-minute.
c. Un morceau de sucre fond plus vite écrasé en poudre que sous forme de cube.
d. Dans un pot catalytique, du platine accélère la transformation des gaz polluants.

Un réactif A se transforme selon A → produits (coefficient 1) dans une solution. La courbe donne sa concentration en fonction du temps ; deux tangentes sont tracées, à t = 0 et à t = 20 min.

1. Détermine graphiquement le temps de demi-réaction.
2. La tangente à t = 0 coupe l’axe des temps à environ 29 min. Calcule la vitesse volumique de réaction à t = 0.
3. La tangente à t = 20 min coupe l’axe des temps à environ 49 min. Calcule la vitesse volumique à t = 20 min et compare avec la valeur à t = 0.
4. Justifie cette évolution par la concentration du réactif.

La décomposition de l’eau oxygénée suit l’équation 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂. À un instant t, on mesure d[H₂O₂]÷dt = −3,0 × 10⁻³ mol·L⁻¹·min⁻¹.

1. Exprime la vitesse volumique de réaction en fonction de d[H₂O₂]÷dt et calcule-la.
2. Calcule d[O₂]÷dt à cet instant.
3. Quelle est la vitesse de disparition de H₂O₂ ? Pourquoi diffère-t-elle de la vitesse volumique de réaction ?

On prépare V = 40,0 mL de mélange dans lequel les concentrations initiales (après mélange) valent 0,050 mol·L⁻¹ en ions peroxodisulfate S₂O₈²⁻ et 0,10 mol·L⁻¹ en ions iodure I⁻. La transformation obéit à S₂O₈²⁻ + 2 I⁻ → 2 SO₄²⁻ + I₂.

1. Calcule les quantités initiales de S₂O₈²⁻ et de I⁻.
2. Dresse le tableau d’avancement et détermine x_max. Le mélange est-il stœchiométrique ?
3. À un instant t, [I₂] = 0,020 mol·L⁻¹. Calcule x puis la composition du système.
4. Quelle est la concentration finale en I₂ ?

Une espèce colorée X est étudiée avec une cuve de ℓ = 1,00 cm. On mesure l’absorbance de solutions de concentrations connues.

1. Quelle propriété de la courbe vérifie la loi de Beer-Lambert ?
2. Détermine le coefficient directeur et déduis ε en L·mol⁻¹·cm⁻¹.
3. Une solution de X a une absorbance de 0,60. Calcule sa concentration.
4. Pourquoi cette loi n’est-elle utilisable que pour des solutions diluées ?

La formation de l’espèce X (ε = 4,0 × 10² L·mol⁻¹·cm⁻¹, ℓ = 1,00 cm) est suivie par spectrophotométrie. L’absorbance mesurée vaut :

La transformation est totale et l’absorbance finale est A_∞ = 0,80.

1. Calcule la concentration de X en fin de transformation puis à t = 6 min.
2. Détermine le temps de demi-réaction.
3. Calcule la vitesse moyenne de formation de X sur [0 ; 2 min], [2 ; 4 min] et [4 ; 6 min]. Comment évolue-t-elle ? Pourquoi ?
4. Combien de temps faut-il environ pour que la réaction soit terminée ?

À 20 °C, le temps de demi-réaction d’une transformation vaut 40 min. On admet qu’une élévation de température de 10 °C divise le temps de demi-réaction par 2.

1. Calcule t_1/2 à 30 °C, 40 °C et 50 °C.
2. On considère la transformation terminée après 5 t_1/2 : calcule sa durée à 20 °C puis à 50 °C.
3. À quelle température t_1/2 vaut-il 2,5 min ?
4. Explique microscopiquement pourquoi la température augmente la vitesse.

Une transformation totale est réalisée dans V = 50 mL à trois températures 25 °C, 35 °C et 45 °C. Les courbes donnent l’avancement x(t).

1. Associe chaque courbe à une température en justifiant.
2. Quel est l’avancement final dans les trois cas ? Que peux-tu en conclure ?
3. Détermine graphiquement le temps de demi-réaction pour chaque courbe.
4. Pour la courbe 3, la tangente à l’origine atteint x_max à t ≈ 29 s. Calcule la vitesse volumique initiale.

La décomposition de l’eau oxygénée est très lente : sans catalyseur, t_1/2 ≈ 8,0 h dans les conditions de l’expérience. Avec quelques gouttes d’une solution contenant des ions fer(III), t_1/2 ≈ 30 min. Avec un fil de platine, la transformation est quasi instantanée ; avec la catalase d’un morceau de foie, elle est aussi très rapide.

1. De combien le catalyseur au fer(III) a-t-il réduit le temps de demi-réaction ?
2. L’avancement final dépend-il du catalyseur ? Justifie.
3. Classe chaque catalyseur : catalyse homogène, hétérogène ou enzymatique.
4. Un catalyseur figure-t-il dans l’équation de réaction ? Justifie.

La concentration d’un réactif A suit une loi d’ordre 1 avec k = 0,0231 min⁻¹ et [A]₀ = 0,100 mol·L⁻¹.

1. Calcule t_1/2.
2. Calcule [A] à t = 90 min.
3. Au bout de quelle durée [A] vaut-elle 10 % de [A]₀ ?
4. Si la réaction s’écrit 2 A → produits, calcule la vitesse volumique à t = 0.

Pour une transformation, on trace le logarithme de la concentration en fonction du temps (c° = 1 mol·L⁻¹).

1. Pourquoi l’alignement des points permet-il de valider un ordre 1 ?
2. Détermine la constante de vitesse k (valeur et unité).
3. Calcule le temps de demi-réaction.
4. Déduis la concentration initiale c₀.

On suit la disparition d’un réactif A. On relève :

1. Détermine les durées successives pour diviser [A] par 2 (de 0,100 à 0,050 puis de 0,050 à 0,025).
2. Ces durées sont-elles égales ? La loi est-elle d’ordre 1 ? Justifie.
3. Calcule 1 ÷ [A] à chaque instant. Que constates-tu ?
4. Propose une expression de [A] en fonction du temps et calcule la constante correspondante.

On introduit 0,050 g de magnésium dans V = 100 mL d’acide chlorhydrique en excès. Le dihydrogène produit est recueilli et son volume mesuré, à 25 °C. Données : M(Mg) = 24,3 g·mol⁻¹ ; V_m = 24,5 L·mol⁻¹. Équation : Mg + 2 H₃O⁺ → Mg²⁺ + H₂ + 2 H₂O.

1. Calcule la quantité de magnésium et le volume maximal de H₂ attendu. Compare avec le palier du graphique.
2. Exprime l’avancement x(t) en fonction de V(H₂) et V_m.
3. Détermine graphiquement t_1/2.
4. Calcule la vitesse volumique à t = 0 en utilisant la tangente à l’origine.

L’hydrolyse du 2-chloro-2-méthylpropane (RCl) produit des ions : RCl + 2 H₂O → ROH + H₃O⁺ + Cl⁻. On part de n₀ = 1,00 mmol de RCl dans V = 100 mL de solvant. On mesure la conductivité σ. Données : λ(H₃O⁺) + λ(Cl⁻) = 42,6 mS·m²·mol⁻¹.

1. Montre que σ = (λ(H₃O⁺) + λ(Cl⁻)) · x ÷ V et que la valeur finale attendue est σ_f = 426 mS·m⁻¹.
2. Calcule x à t = 200 s.
3. Détermine graphiquement ou par interpolation le temps de demi-réaction puis la constante k = ln 2 ÷ t_1/2 si la loi est d’ordre 1.
4. Calcule la vitesse volumique initiale à partir de k.

Document. Dans une casserole ouverte, l’eau bout à 100 °C ; dans une cocotte-minute fermée, la pression plus grande permet de porter l’eau à environ 120 °C. Une cuisson de légumes dure 60 min à 100 °C. On admet qu’une élévation de 10 °C double la vitesse des transformations de cuisson.

1. Explique qualitativement pourquoi la cuisson est plus rapide à 120 °C.
2. Calcule le facteur d’accélération entre 100 °C et 120 °C.
3. En déduis la durée de cuisson à 120 °C.
4. Cette règle est-elle une loi exacte ? Discute sa validité.

Document. La dégradation d’un aliment a un temps de demi-réaction de 20 jours à 4 °C (réfrigérateur). On suppose qu’une variation de 10 °C change t_1/2 d’un facteur 2.

1. Calcule t_1/2 à 14 °C.
2. Calcule t_1/2 à −18 °C (congélateur), en expliquant le calcul : variation de température et facteur correspondant.
3. Quelle précaution prendre quant à la validité d’une telle extrapolation ?
4. Pourquoi ne peut-on pas arrêter totalement la dégradation en refroidissant ?

On décompose V = 100 mL d’eau oxygénée à [H₂O₂]₀ = 0,100 mol·L⁻¹ avec un catalyseur ; la loi est d’ordre 1 avec k = 0,0231 min⁻¹. Équation : 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂. V_m = 24,0 L·mol⁻¹.

1. Calcule la quantité initiale de H₂O₂ et le volume maximal de O₂.
2. Exprime n(O₂) à l’instant t en fonction de k et t, puis calcule le volume de O₂ à t = 60 min.
3. Au bout de quelle durée aura-t-on recueilli 100 mL de O₂ ?
4. Le volume de gaz recueilli permettrait-il de repérer t_1/2 ? Comment ?

Une espèce colorée A (ε connu) se décompose lentement en espèces incolores à température ambiante. On dispose d’un spectrophotomètre, de cuves, d’un chronomètre, d’un bain thermostaté et de solutions de A de concentrations connues.

Rédige un protocole complet pour vérifier si la décomposition suit une loi d’ordre 1, déterminer k et t_1/2, et étudier l’influence de la température. Précise les grandeurs mesurées, les représentations graphiques, le critère de décision et trois précautions expérimentales.