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.