Exercices : énoncé avec correction a)-  Exercice 8 page 244 : Analyser des facteurs cinétiques. b)-  Exercice 9 page 244 : Repérer des facteurs cinétiques. c)-  Exercice 12 page 245 : Repérer des catalyseurs. d)-  Exercice 14 page 245 : Déterminer une durée de réaction et un temps de demi-réaction. e)-  Exercice 15 page 246 : De la concentration au temps de demi-réaction. f)-  Exercice 17 page 246 : Utilisation de la volumétrie. g)-  Exercice 18 page 247-247 : Exploitation de l’avancement. h)-  Exercice 25 page 250 : Suivi par spectrométrie. i)-  Exercice 26 page 251 : Saponification d’un ester : suivi par conductimétrie.

I- Réaction rapide ou lente.

1)- Réactions rapides.

a)-  Définition :

- Une réaction chimique est rapide si sa durée est inférieure à la seconde.

- On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil, elle semble achevée dès que les réactifs entrent en contact.

- C’est le cas de certaines réactions de précipitation.

-  La formation du précipité se fait instantanément.

- C’est aussi le cas de quelques réactions d’oxydo-réduction et des réactions acido-basiques.

b)-  Expérience 1 : Réaction d’oxydo-réduction

On verse une solution aqueuse de permanganate de potassium (burette) dans un bécher contenant une solution aqueuse acidifiée de sulfate de fer II.

 

►  Observations :

- Il se produit une décoloration immédiate de la solution de permanganate de potassium.

- La coloration violette de la solution de permanganate de potassium est due à la présence des ions permanganate en solution aqueuse.

►  Interprétation.

- En présence des ions fer II en solution aqueuse, les ions permanganate MnO₄ ^– _(aq)  disparaissent instantanément.

- Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les couples oxydant-réducteur suivants :

-  MnO₄ ^– _(aq)  / Mn ²⁺ _(aq)  et Fe³⁺ _(aq)  / Fe²⁺ _(aq) 

 Écrire les demi-équations électroniques des couples MnO₄ ^– _(aq)  / Mn²⁺ _(aq)  et Fe³⁺ _(aq)  / Fe²⁺ _(aq).

 Écrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction entre les ions fer II et les ions permanganate.

- Demi-équation électronique du couple MnO₄ ^– _(aq)  / Mn²⁺ _(aq) 

- Conservation de l’élément manganèse : 

 

- Conservation de l’élément oxygène : on équilibre l’oxygène avec de l’eau :

 

- Conservation de l’élément hydrogène : on équilibre l’hydrogène avec H⁺ _(aq) en milieu acide :

 

- Conservation de la charge : on équilibre la charge avec les électrons : 

 

- Demi-équation électronique du couple :  Fe ³⁺ _(aq) / Fe ²⁺ _(aq) :

 

-  équation de la réaction :

c)-  Expérience 2 :   Réaction de précipitation.

  On verse quelques gouttes de soude dans un tube à essais contenant une solution aqueuse de chlorure de fer III

 

- Il se forme un précipité jaune orangé d’hydroxyde de fer III.

-  La formation du précipité est immédiate.

- C’est une réaction rapide.

- Équation de la réaction de précipitation : 

2)- Réactions lentes.

a)-  Définition :

- Une réaction est lente si sa durée est de l'ordre de quelques secondes à plusieurs minutes.

- On peut observer l'évolution de la réaction.

b)-  Expérience 1 : Oxydation des ions iodure par de peroxyde d’hydrogène en milieu acide

À l’instant t = 0, 0 s, On verse un volume V3 = 100 mL d’une solution d’iodure de potassium de concentration C3 = 0,20 mol / L et un volume V1 = 100 mL d’une solution d’eau oxygénée de concentration C1 = 5,6 x 10-2 mol / L dans un erlenmeyer de 250 mL.

- On ajoute quelques gouttes d’acide sulfurique concentré.

- Le peroxyde d’oxygène est de l’eau oxygénée, c’est l’oxydant du couple : H₂O_{2 (aq)} / H₂O _(ℓ)

► Observations :

- Au cours du temps, la solution contenue dans le bécher prend une teinte brun orangé de plus en plus intense.

- On peut observer l’évolution de la transformation grâce au changement de teinte de la solution.

- Le changement de teinte est dû à la formation de diiode en milieu aqueux (pour simplifier).

- Autre couple qui intervient : I_{2 (aq)} / I ^– _(aq)

►  Interprétation :

- Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les ions iodure et l’eau oxygénée en milieu acide.

- Cette transformation est lente par rapport à l’échelle humaine.

 Écrire l’équation de la réaction chimique.

c)-  Expérience 2 : Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide

Dans un bécher de 100 mL, on verse : -  45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C1 = 0,13 mol / L, - 5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 = 0,10 mol / L.

►  Observation :

- on observe la formation d’un précipité qui trouble peu à peu la solution.

- La transformation est lente, on peut observer son évolution.

►  Interprétation :

- Le précipité obtenu est un précipité jaune de soufre.

- Couples mis en jeu : S₂O₃^{2 –} _(aq) / S _(s) et  SO_{2 (aq)} / S₂ O₃^{2 –} _(aq) 

  Écrire l’équation de la réaction de dismutation.

- On dit que l’ion thiosulfate se dismute car il apparaît dans deux couples différents en tant que réducteur dans un couple et oxydant dans l’autre couple.

- La réaction de dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide est une transformation lente.

3)- Réactions très lentes.

- Une réaction est infiniment lente si sa durée est de l'ordre de plusieurs jours à plusieurs semaines.

- On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil.

- On dit que le système constitué par les réactifs est cinétiquement inerte.

4)- La cinétique chimique.

- L’étude de l’évolution temporelle de systèmes chimiques constitue la cinétique chimique.

- Certains paramètres agissent sur la rapidité d’évolution d’un système chimique.

- Ces paramètres sont appelés : les facteurs cinétiques de la réaction.

II- Facteurs cinétiques d’une réaction chimique.

1)- Influence de la concentration des réactifs.

a)-  Expérience : Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide

►  Principe :

- On utilise la réaction précédente.

- En milieu acide, l’ion thiosulfate réagit lentement avec les ions hydrogène et donne un précipité de soufre qui reste en suspension.

-  La solution devient peu à peu opaque.

- On utilise ce phénomène pour évaluer la vitesse moyenne de formation de soufre.

- On place, avant le début de l’expérience, sous le bécher, une feuille de papier portant une croix à l’encre noire.

- On déclenche le chronomètre au moment où l’on mélange la solution de thiosulfate de sodium et l’acide chlorhydrique.

- On note la durée nécessaire Δt pour que la croix ne soit plus visible.

- Pour que l’épaisseur à travers laquelle on observe la croix soit toujours la même, on utilise des béchers identiques et des volumes de solutions identiques.

- On admet que la quantité de matière n_d de soufre nécessaire à la disparition du motif est la même dans toutes les expériences.

  Influence de la concentration de la solution en ions thiosulfate.

- Dans un bécher de 100 mL, on verse :

- 45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C₁.

- 5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C₂ = 0,10 mol / L.

- tableau :

  Influence de la concentration de la solution d’acide chlorhydrique.

- Dans un bécher de 100 mL, on verse :

- 45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C₁ = 0,13 mol / L,

- 5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C₂ .

- tableau :

b)-  Conclusion :

- De façon générale,

- L’évolution d’un système chimique est d’autant plus rapide que les concentrations des réactifs sont élevées.

- Ce résultat peut s’interpréter à l’échelle microscopique.

►  Interprétation dans le cas des solutions aqueuses :

- Une réaction chimique a lieu entre les espèces chimiques A et B si après rencontre dans un solvant, il se forme les espèces chimiques C et D.

- Au cours de la réaction chimique des liaisons chimiques ont été rompues et de nouvelles liaisons chimiques se sont formées.

- Pour que la réaction chimique ait lieu entre les espèces chimiques A et B, il faut deux conditions :

- Il faut que les deux espèces chimiques A et B se rencontrent,

- Il faut que le choc entre les deux espèces chimiques soit efficace.

-  Les deux espèces chimiques peuvent se rencontrer et entrer en collision, mais si l’énergie n’est pas suffisante, il ne se passe rien.

- Si l’énergie est suffisante, il y a rupture de certaines liaisons chimiques et les espèces chimiques A et B donnent les espèces chimiques C et D.

- En conséquence, plus la concentration des réactifs est grande, plus la probabilité de rencontre est grande et plus la transformation est rapide.

►  Interprétation  dans le cas des solides :

- La réaction est d’autant plus rapide que la surface de contact entre les réactifs est importante.

- Pour faire réagir le soufre et le fer, on prend du fer et du soufre en poudre.

- On les mélange intimement et pour amorcer la réaction, on crée un point chaud.

-  Il faut initier la réaction chimique.

- Le facteur cinétique essentiel pour un réactif solide est l’étendue de sa surface de contact avec les autres réactifs.

- La réaction est d’autant plus rapide que la surface de contact est grande.

2)- Influence de la température.

a)-  Expérience : Oxydation des ions iodure par l’eau oxygénée.

- On observe l’évolution de la coloration de la solution au cours du temps à différentes températures.

- Tableau :

Béchers 1	Béchers 2	Béchers 3
5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol / L	5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol / L	5 mL d’iodure de potassium 0,10 mol / L
5 mL d’acide sulfurique  1 mol / L	5 mL d’acide sulfurique  1 mol / L	5 mL d’acide sulfurique  1 mol / L
9 mL d’eau	9 mL d’eau	9 mL d’eau
+ glace θ = 0 ° C	θ = 20 ° C (température ambiante)	θ = 40 ° C

b)-  Conclusion.

- La température d’un mélange réactionnel est un facteur cinétique.

- De façon générale,

- L’évolution d’un système chimique est d’autant plus rapide que la température du mélange réactionnel est élevée.

- Ce résultat peut s’interpréter à l’échelle microscopique.

- Plus la température est élevée, plus l’énergie cinétique des espèces chimiques sera importante.

- Il découle de ceci que le nombre de chocs efficaces entre les espèces chimiques augmente avec la température.

- Une augmentation de la température permet à la transformation chimique de se produire plus vite.

3)- Utilisation des facteurs cinétiques.

a)-  Accélération et déclenchement d’une réaction chimique.

- Certaines réactions, trop lentes à température ambiante, sont réalisées à température plus élevée, ainsi elles deviennent plus rapides.

- Pour accélérer la cuisson des aliments, on utilise des autocuiseurs.

- En augmentant la température, on diminue le temps de cuisson des aliments.

- Les mélanges comburant-combustible sont en général cinétiquement inertes à température ambiante :

-  Pour initier la réaction, on utilise une allumette ou une étincelle entre les deux électrodes d’une bougie de moteur.

-  C’est le point chaud qui déclenche la combustion.

b)-  Ralentissement ou arrêt d’une réaction chimique.

- La trempe :

- Elle désigne le refroidissement brutal d’un milieu réactionnel pour le rendre cinétiquement inerte.

- On utilise ce procédé lors de dosages en séances de travaux pratiques pour arrêter la réaction à un instant donné t.

- D’autre part, pour ralentir les réactions indésirables, on place les aliments au réfrigérateur ou au congélateur.

4)- Autres facteurs cinétiques.

►  L’éclairement :

- Pour accélérer certaines réactions, on peut utiliser l’énergie lumineuse.

- L’éclairement d’un milieu réactionnel avec une radiation de longueur d’onde appropriée peut accélérer une réaction chimique.

- Exemple : la synthèse chlorophyllienne

- Les végétaux, grâce à leur chlorophylle et grâce à l’énergie solaire, transforment le dioxyde de carbone CO₂ atmosphérique en molécules organiques, le glucose :

-   

- E = h . υ

- C’est la synthèse chlorophyllienne.

►  Le solvant :

- Le solvant peut être un facteur cinétique.

- Ainsi, certaines réactions chimiques sont plus rapides dans l’eau que dans l’éthanol.

-  Exemple :

►  Les catalyseurs :

- Dans certaines réactions, la présence en faible quantité, d’une substance chimique spécifique, différente des réactifs, peut accélérer l’évolution du système chimique.

- De telles substances sont appelées catalyseurs.

III- Étude d’un catalyseur.

1)- Expérience : La dismutation de l’eau oxygénée

a)-  Étude de la solution d’eau oxygénée.

  Eau oxygénée à 20 volumes :

- Le peroxyde d’hydrogène présent dans l’eau oxygénée n’est pas stable.

- Il est impliqué dans deux couples oxydant / réducteur :

- Couple 1 : H₂O_{2 (aq)} / H₂O _(ℓ)

- Couple 2 : O _{2 (g)} / H₂O _{2 (aq)}

- On peut envisager une réaction entre H₂O_{2 (aq)} , oxydant du couple 1 et H₂O_{2 (aq)} , réducteur du couple 2 :

-  Cette réaction est appelée réaction de dismutation.

Dismutation

Réaction d'oxydoréduction au cours de laquelle une espèce chimique joue à la fois le rôle d'oxydant et de réducteur (ici l'eau oxygénée H2O2 (aq)) H2O2 (aq) / H2O (ℓ)  et le couple 2 : O2 (aq) / H2O2 (aq)

- La transformation associée est spontanée mais très lente à la température ordinaire.

 2  H₂O_{2 (aq)}  =  O_{2 (g)}  +  2  H₂O _(ℓ)

- Cette réaction est très lente.

- Si l’on verse de l’eau oxygénée dans un bécher, il n’est pas possible d’observer un dégagement de dioxygène.

b)-  Étude de la solution d’eau oxygénée en présence, d’ions fer II, ions fer III et de platine.

  Bécher A : eau oxygénée seule.

  Bécher B : eau oxygénée + solution aqueuse de sulfate de fer II

  Bécher C : eau oxygénée + solution de chlorure de fer III

  Bécher D : eau oxygénée + fil de platine

►  Observations :

- Dans le bécher A, pas d’évolution visible.

- Dans les autres béchers, on observe un dégagement intense de dioxygène.

►  Conclusion

- Les ions fer II, les ions fer III et le platine accélèrent la réaction de dismutation du peroxyde d’hydrogène.

- Ce sont des catalyseurs de la réaction de dismutation du peroxyde d’hydrogène.

c)-  Mode d’action d’un catalyseur. La dismutation de l’eau oxygénée en présence d’ions fer III.

- Grâce à la présence du catalyseur, on remplace une étape lente par deux étapes rapides.

- Étape 1 : réaction entre l’eau oxygénée est les ions fer III. Réaction rapide :

-   étape 2 : réaction entre l’eau oxygénée et les ions fer II.

	H2O2 (aq)	+	2 H+ (aq)	+  2 e -	=	2 H2O (ℓ)
		2 (	Fe2+ (aq)		=	Fe3+ (aq)	+	e -	)
	H2O2 (aq)	+	2 Fe2+ (aq)	+  2 H+ (aq)	→	2 Fe3+ (aq)	+	2 H2O (ℓ)			(2)

- Bilan global de la réaction : Il faut combiner (1) et (2).

	H2O2 (aq)	+	2 Fe3+ (aq)		→	2 Fe2+ (aq)	+	O2 (g)	+	2 H+ (aq)	(1)
	H2O2 (aq)	+	2 Fe2+ (aq)	+  2 H + (aq)	→	2 Fe3+ (aq)	+	2 H2O (ℓ)			(2)
	H2O2 (aq)  +  H2O2 (aq)				→	O2 (g)	+	2 H2O (ℓ)

-  Le catalyseur d’apparaît pas dans le bilan de la réaction.

2)- Caractéristiques d’un catalyseur.

- Un catalyseur est une espèce chimique qui accélère une réaction chimique.

- La formule du catalyseur n’apparaît pas dans l’équation de la réaction.

- Un catalyseur modifie la nature des étapes permettant de passer des réactifs aux produits.

- La réaction globale lente est remplacée par plusieurs réactions rapides.

►  Catalyse homogène :

- La catalyse est dite homogène lorsque le catalyseur et le mélange réactionnel constituent une seule phase (forment un mélange homogène).

-  C’est le cas des gaz et des liquides miscibles.

- Exemples :

-  Dismutation de l’eau oxygénée en présence d’ions fer II ou d’ions fer III.

►  Catalyse hétérogène :

- La catalyse est dite hétérogène lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel se trouvent dans des phases différentes.

- Exemples :

- Expérience de la lampe sans flamme (on utilise un fil de cuivre chauffé comme catalyseur)

		Cu
C2H5OH	+ O2	→	CH3CHO	+ 2 H2O

- Dismutation de l’eau oxygénée catalysée par un fil de platine.

		Pt
H2O2 (aq)	+  H2O2 (aq)	→	O2 (g)	+ 2  H2O (ℓ)

►  Catalyse enzymatique :

- La catalyse est enzymatique lorsque le catalyseur est une enzyme.

- Les enzymes sont des catalyseurs biologiques qui permettent aux transformations chimiques nécessaires à la vie de s’effectuer à vitesse élevée.

- Exemple :

-  L’hydrolyse  de l’amidon au laboratoire : il faut travailler à température élevée et en milieu fortement acide.

3)- Catalyse et industrie.

- Un catalyseur est sélectif si, à partir d’un système initial susceptible d’évoluer selon plusieurs réactions spontanées, il accélère préférentiellement l’une d’elles.

- Exemple : réactions avec l’éthanol :

- Déshydratation de l’éthanol :

		Al2O3
CH3 – CH2OH		→	CH2 = CH2	+ H2O
Éthanol		400 ° C	Éthène

- Déshydrogénation de l’éthanol :

		Cu
CH3 – CH2OH		→	CH3 – CHO	+ H2
Éthanol		280 ° C	Éthanal

 

- Un catalyseur est spécifique à une réaction chimique.

- Un catalyseur permet d’éviter certaines réactions parasites.

- Il permet de travailler dans des conditions de température et de pressions plus faibles.

- Il peut permettre de diminuer les coûts de production.

4)- Catalyse et biologie.

- Les réactions se produisant dans les organismes vivants ou réactions biochimiques sont souvent catalysées par des macromolécules :

-  Les enzymes.

- Les enzymes sont des protéines.

- Le nom d’une enzyme indique souvent la transformation mise en jeu :

- L’amylase transforme l’amidon en maltose.

- La saccharase catalyse l’hydrolyse du saccharose en glucose et fructose.

- Les réductases catalysent les réductions des groupes carbonyles, acides et esters.

- Les enzymes sont très utilisées dans l’industrie agroalimentaire :

- Fabrication du pain, préparation de boissons fermentées, conservation des aliments, …

IV- Le suivi de l’évolution d’un système.

1)- Les méthodes chimiques.

a)-  Principe.

-  L’analyse est réalisée sur des échantillons prélevés au milieu réactionnel en évolution.

-  On effectue des prélèvements (10 mL) dont le volume est faible devant celui du milieu réactionnel (200 mL).

- L’échantillon prélevé est plongé dans de l’eau glacée à la date t.

- On réalise la trempe de l’échantillon.

- Ceci permet de bloquer la réaction afin d’éviter l’évolution du système.

- On réalise un dosage afin de déterminer la concentration d’une espèce chimique (réactif ou produit).

-  Chap. N° 18 Contrôle de qualité par dosage.

- Le choix de la réaction de dosage est très important.

-  Elle doit être rapide, unique et elle doit pouvoir facilement mettre en évidence l’équivalence du dosage.

b)-  Schéma du dispositif :

 

2)- Les méthodes physiques.

a)-  Principe

- L’avancement du système est déterminé à partir de la mesure d’une grandeur physique :

- L’absorbance, la conductivité électrique, la pression, le volume, …

b)-  Mesure de l’absorbance ou spectrophotométrie.

- On utilise le fait que toute solution colorée absorbe la lumière visible (400 nm < λ < 800 nm).

- Lorsqu’un faisceau de lumière monochromatique traverse un milieu absorbant, l’intensité lumineuse I du faisceau transmis est inférieure à l’intensité lumineuse I₀ du faisceau incident.

- Pour évaluer cette diminution, on utilise :

- La transmittance T :

- L’absorbance A :

- La transmittance s’exprime en pourcentage.

- À une transmittance T de 100 % (T = 1) correspond une absorbance nulle : A = 0.

-  À une transmittance de 1 % (T = 0,01) correspond une absorbance A =log 100 = 2.

- Exemple de réaction :

- On peut utiliser cette méthode lorsqu’une espèce colorée se forme ou disparaît au cours de la réaction.

- Réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure : il se forme du diiode qui est une espèce chimique colorée.

- On réalise le mélange réactionnel et on déclenche simultanément le chronomètre.

- On introduit le mélange dans la cuve du spectromètre et on démarre l’acquisition des données.

- On relève la valeur A de l’absorbance et celle du temps t correspondant.

-  L’acquisition peut être assistée par ordinateur.

- L’application de la loi de Beer-Lambert permet de déterminer la valeur de la concentration de l’espèce colorée est d’en déduire l’avancement de la réaction.

c)-  Mesure de la conductivité ou conductimétrie.

- On mesure la conductance du milieu réactionnel en fonction du temps à l’aide d’un conductimètre

- Exemple :

- Hydrolyse du 2-chloro-2-méthylpropane : (CH₃)₃ CCl  ou

- Équation de la réaction :

(CH3)3 Cl	+  H2O	→	(CH3)3 OH	+  Cl– (aq)	+ H+ (aq)
2-chloro-2-méthylpropane			2-méthylpropan-2-ol

 

- La réaction produit des ions H⁺ (aq) et Cl^– (aq) qui augmentent la conductivité du milieu réactionnel.

- L’évolution du système peut être suivie par conductimétrie.

d)-  Mesure de la pression ou manométrie.

- Lorsque la réaction consomme ou produit un gaz, la pression du système, liée à la quantité de ces espèces gazeuses varie.

- La mesure de la pression permet de déterminer la composition du système et son avancement x.

- Une solution d’acide acétique, de formule CH₃COOH (aq), réagit avec le carbonate de calcium (calcaire) CaCO₃ (s).

-  L’un des produits formés est gazeux (dioxyde de carbone).

- La température et le volume étant connus, la mesure de la pression de ce gaz permet de déterminer la quantité de matière correspondante.

Équation de la réaction : Avancement de la réaction 2 CH3COOH (aq)  +  CaCO3 (s)   →  2 CH3COO – (aq)  +  Ca2+ (aq)  + (CO2, H2O)

 

3)- Durée d’une réaction.

- La durée d’une réaction chimique est le temps t_f nécessaire à la consommation totale du réactif limitant.

- Pour t = t_f, l’avancement x atteint la valeur maximale x_max.

4)- Temps de demi-réaction.

- Le temps de demi-réaction, noté t_1/2, est la durée nécessaire à la disparition de la moitié du réactif limitant.

- Pour t = t_1/2, l’avancement, noté x_1/2, a atteint la moitié de sa valeur maximale x_max.

- Le temps de demi-réaction fournit une échelle des temps caractéristique du système étudié.

- L’expérience montre qu’un système siège d’une réaction caractérisée par le temps de réaction t_1/2 cesse pratiquement d’évoluer au bout d’une durée de l’ordre de quelques t _1/2 (4 à 7 suivant la précision recherchée).

- Le temps de demi-réaction permet d’évaluer la durée nécessaire à l’achèvement de la transformation chimique étudiée.

►  Application :

- L’oxydation des ions iodure par le peroxyde d’hydrogène est étudiée par dosage :

- L’équation de la réaction chimique est la suivante :

H2O2 (aq)

+

2 I– (aq)

+  2 H+ (aq)

→

I2 (aq)

+

2 H2O (ℓ)

- On donne la courbe expérimentale représentant les valeurs de l’avancement x de la réaction en fonction du temps t.

- Tableau de valeurs :

t min	x (t)
0	0,0E+00
1	9,6E-04
2	1,8E-03
4	3,0E-03
6	3,6E-03
8	3,9E-03
10	4,1E-03
12	4,4E-03
14	4,5E-03
16	4,6E-03
18	4,6E-03
20	4,7E-03
24	4,8E-03
28	4,8E-03
32	4,8E-03
36	4,8E-03
40	4,8E-03

 

 Déterminer la valeur de l’avancement maximal x_max, le temps de demi-réaction t_1/2 et la durée de réaction t_f.

- Exploitation graphique :

  

- Avancement maximal : x_max ≈ 4,8 x 10^–3 mol

- Temps de demi-réaction : t_1/2 ≈ 4 min

- Durée de réaction : t_f  ≈ 28 min

V- Applications.

1)- QCM :

QCM sous forme de tableau

QCM réalisé avec le logiciel QUESTY

2)- Exercices :    Exercices : énoncé avec correction

a)- Exercice 8 page 244 : Analyser des facteurs cinétiques.

b)- Exercice 9 page 244 : Repérer des facteurs cinétiques.

c)- Exercice 12 page 245 : Repérer des catalyseurs.

d)- Exercice 14 page 245 : Déterminer une durée de réaction et un temps de demi-réaction.

e)- Exercice 15 page 246 : De la concentration au temps de demi-réaction.

f)- Exercice 17 page 246 : Utilisation de la volumétrie.

g)- Exercice 18 page 247-247 : Exploitation de l’avancement.

h)- Exercice 25 page 250 : Suivi par spectrométrie.

i)- Exercice 26 page 251 : Saponification d’un ester : suivi par conductimétrie.