TD cinétique vitesses de réaction

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TD cinétique 1 : vitesses de réaction Ex 1 : En milieu acide fort, l'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène) oxyde les ions bromure Br- en dibrome Br2 selon l'équation stoechiométrique : H2O2 + 2Br- +2H3O+ = Br2 + 4H2O L'expérience a montré que la loi de vitesse de la réaction est d'ordres initial et courant 1 par rapport à chacun des réactifs. 1) Si le pH initial diminue d'une unité entre deux expériences, de quel facteur la vitesse initiale se trouve-t-elle affectée ? 2) Dans des conditions expérimentales données, la vitesse initiale de consommation de Br- est : r0,Br- = 10-2 mol.L-1.s-1 ; quelle est la vitesse initiale de consommation de H2O2 ? quelle est la vitesse initiale de la réaction ? Ex 2 : méthode intégrale et résolution graphique. Soit la réaction d'oxydoréduction : ++++ +??+ 2332 CoFeCoFe On mélange, à 25°C, un volume V= 100 mL d'une solution contenant des ions Fe2+ à la concentration C0= 1,00.10-3 mol.L-1 avec un volume V= 100 mL d'une solution contenant des ions Co3+ à la même concentration initiale C0. On détermine expérimentalement la concentration C = [Fe2+] au cours du temps.

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Publié le : mardi 19 juin 2012
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Source : cpge-brizeux.fr
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TD cinétique 1 : vitesses de réaction Ex 1 : -En milieu acide fort, l’eau oxygénée (peroxyde d’hydrogène) oxyde les ions bromure Bren dibrome Br2selon l’équationstoechiométrique : - +  H2O2+2H+ 2Br3O =Br2+ 4H2O L’expérience a montré que la loi de vitesse de la réaction est d’ordres initial et courant 1 par rapport à chacun des réactifs. 1)Si le pH initial diminue d’une unité entre deux expériences, de quel facteur la vitesse initiale se trouve-t-elle affectée ? 2)Dans des conditions expérimentales données, la vitesse initiale de consommation de - -2-1 -1 Br est: r0,Br-quelle est la vitesse initiale de consommation de.s ;10 mol.L = H2O2? quelle est la vitesse initiale de la réaction ? Ex 2 : méthode intégrale et résolution graphique. Soit la réaction d’oxydoréduction : 2#3#3#2# Fe#Co¾|Fe#Co 2+ On mélange, à 25°C, un volume V= 100 mL d’une solution contenant des ions Feà la -3 -1 concentration C0= 1,00.10un volume V= 100 mL d’une solution contenant desmol.L avec 3+ ions Coà la même concentration initiale C0.2+ On détermine expérimentalement la concentration C = [Fe] au cours du temps. t (s)20,0 40,0 60,0 80,0 100,0120,0 4 10´C2,78 1,92 1,47 1,19 1,00 0,86 (mol/L) Montrer, à l’aide d’une construction graphique appropriée, que les résultats expérimentaux sont en accord avec une cinétique d’ordre global 2. En déduire la valeur de k. Ex 3 : 2+ 3+ On étudie la réaction d’oxydation des ions Snpar les ions Fe 3+ 2+4+ 2+ (E°(Fe /Fe )= 0,77 V ; E°(Sn/Sn )= 0,14 V) 1)Ecrire l’équation-bilan 2)L’expérience montre que cette réaction est totale et que sa vitesse est de la forme 3+ a2+ b v = k[Fe] .[Sn] On cherche à déterminer a et b en effectuant plusieurs expériences : 3+ , le temps de demi-réactionEn présence d’un grand excès de Feτ1/2est indépendant 2+ de la concentration initiale [Sn]0. 2+ En revanche, en mélange stoechiométrique,τ1/2varie avec [Sn]0: 2+ [Sn ]03.C C1,5.C 2.C τ1/2θ 0,44.θ 0,25.θ 0,11.θ
En déduire les valeurs de a et de b. 3+ 3)]Comment varie, en fonction de la concentration initiale [Fe0, le temps de demi-2+ réaction dans des mélanges où les ions Snsont en grand excès ? Ex 4 : vitesse initiale (méthode différentielle) Le chlorure d’hydrogène B s’additionne sur le cyclohexène A en donnant le chlorocyclohexane C selon la réaction : C6H10+ HCl C6H11Cl A +B C  Lachromatographie en phase gazeuse permet de connaître à tout instant les proportions relatives en cyclohexène A et en chlorocyclohexane C et par conséquent d’étudier la cinétique de cette réaction.  Letableau ci-dessous rassemble les diverses valeurs de la vitesse initiale v0 mesurée en fonction des concentrations initiales respectives a0et b0des réactifs A et B, lors d’une série d’expériences effectuées à 25°C, le volume réactionnel étant maintenu constant. -1 -19 -1-1 Exp. a0b(mol.L )010 v(mol.L )0(mol.L .s ) 1 0,5870,294 30,8 2 0,5870,336 40,2 3 0,5870,410 59,8 4 0,5870,560 111,6 5 0,3910,560 74,3 6 0,1960,560 37,2 1)Rappeler brièvement le principe de détermination de la vitesse (ici vitesse initiale) d’une réaction 2)Déterminer l’ordre partiel initial p de la réaction par rapport au cyclohexène A ainsi que l’ordre partiel initial q de la réaction par rapport au chlorure d’hydrogène B. On effectuera une résolution graphique. 3)Quel est l’ordre global initial de cette réaction d’addition ? 4)En déduire la valeur de la constante de vitesse k à 25°C. 5)Etant donné un mélange équimolaire de cyclohexène A et de chlorure d’hydrogène B, établir l’équation de vitesse de la réaction en fonction de la constante de vitesse k, de a0et de x (avancement volumique de la réaction au temps t). 6)En déduire l’expression du temps de demi-réaction. Calculer ce temps à 25°C pour a0-1 = 0,587. mol.L. Ex 5 : loi d’Arrhénius L'étude cinétique d'une réaction chimique admettant un ordre, à laquelle on a associé une équation stœchiométrique, a donné les résultats suivants : T (°C)0 1827 37 -1 k (s) 1,9714,6 30,0 80,0 1)Quel est l'ordre (global) de la réaction ?
2)Montrer, par une construction graphique adaptée, que la réaction vérifie la loi d'Arrhenius sur le domaine de température considéré. 3)En déduire les valeurs du facteur préexponentiel A et de l'énergie d'activation Ea. ème Ex 6 : Arrhénius (2) La pyrolyse de l’éthanal a pour équation : CH CHO1CH#CO 3 (g) 4(g) (g) On admet que cette réaction vérifie la loi d'Arrhenius sous forme intégrée sur le domaine de température compris entre 760 et 1000 K. Les valeurs des constantes de vitesse sont les -1 -1-1 -1 suivantes : 0,105 L.mol.s à760 K et 145 L.mol.s à1000 K. 1)Quel est l’ordre global de la réaction ? 2)Exprimer l'énergie d'activation Ea dela réaction en fonction des données et effectuer l'application numérique. Ex 7 : en phase gazeuse M-1 On rappelle que la densité d’un gaz vaut :d1avec Mair= 29 g.mol M air M , la masse molaire moyenne du mélange de gaz s'exprime en fonction des masses molaires Mide chacun des gaz i et des fractions molaires xi: n n i i M1et xx M1 1 i ii n n i totalej j La décomposition en phase gaz du méthoxyméthyle est d'ordre 1 par rapport au réactif et l'on associe à la réaction l'équation stœchiométrique suivante : (CH ) O1CH#CO#H 3 2( g)4( g)( g)2( g) Le méthoxyméthyle est initialement seul dans le mélange en une quantité n0. La mesure de la densité du mélange de gaz après 30 minutes de réaction conduit à d30=0,56. 1.Exprimer et calculer numériquement la densité initiale d0. 2.Construire un tableau d'avancementx eten déduire une expression de la densité d à tout instant t en fonction de d0, n0 etx. On remarquera que la somme des masses molaires des produits est égale à M. 3.En intégrant la loi de vitesse, déterminer la valeur de la constante de vitesse de la réaction. -1 Donnée : masse molaire du méthoxyméthyle M = 46 g.mol
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