Exercices

La cinétique (vitesse de réaction) : Exercices
Exercice 1
Soit la réaction en milieu aqueux A + B Æ C + D, dont la cinétique est du deuxième ordre :
a) Approximativement, comment varie la vitesse de cette réaction lorsque la température passe de 20°C à 50°C ?
b) Pour une même température, dans quel cas la vitesse de réaction est-elle la plus grande :
1) c(A) = 2.0 mol/L et c(B) = 0.1 mol/L
2) c(A) = 0.5 mol/L et c(B) = 0.5 mol/L
c) Quels sont les facteurs influençant la vitesse de la réaction ?
d) Comment varie la vitesse de réaction pour une température constante ?
e) Si la réaction est exothermique, la vitesse de réaction peut augmenter de façon fulgurante. Pourquoi ?
f) La vitesse de réaction vaut 4.0 . 10–2 mol . L–1 . s–1 pour des concentrations de A et de B valant respectivement
0.5 mol/L et 0.2 mol/L. Quelle est la valeur (avec les unités) de la constante de vitesse k ?
Exercice 2
a) Pourquoi la paille de bois brûle-t-elle beaucoup plus rapidement que des morceaux de bois grossiers ?
b) Pourquoi le charbon (C) ne brûle-t-il pas spontanément à température ordinaire ?
c) Pourquoi la combustion du charbon continue-t-elle après allumage ?
d) Dans les cas simples, la constante de vitesse d’une réaction kA+B dépend-elle de l’énergie d’activation ? de la
concentration de A et de B ? de la température ?
e) Pourquoi les aliments se conservent-ils mieux dans un réfrigérateur ?
f) Quel est le rôle des inhibiteurs ?
g) Comment appelle-t-on les inhibiteurs utilisés dans l’alimentation ?
h) Qu’est-ce qu’un catalyseur, comment agit-il ?
i) Existe-t-il un catalyseur universel, pour toutes les réactions ?
j) Certaines protéines sont des catalyseurs biochimiques responsables des métabolismes dans le monde vivant.
Comment appelle-t-on ce genre de catalyseurs ?
Exercice 3
L’ammoniac peut s’oxyder selon la réaction à équilibrer ci-dessous.
NH3
+
O2
NO
+
H2O
Si, à un moment donné, l’ammoniac disparaît à la vitesse de 0.20 mol . L–1 . s–1,
a) à quelle vitesse le dioxygène disparaît-il ?
b) à quelle vitesse l’eau se forme-t-elle ?
c) quelle est, à ce moment, la vitesse de réaction ?
Exercice 4
L’oxyde de calcium (s) réagit avec le gaz carbonique (g) pour former du carbonate de calcium (s).
Parmi les propositions ci-dessous, quelle est l’expression mathématique de la vitesse de réaction ?
1) v = k . c(CaO) . c(CO2)
2) v = k . c(CO2)
3) v = k . c(CaO) + c(CO2)
4) v = k / c(CO2)
Exercice 5
Le facteur pré-exponentiel A = 8.3 . 108 L . mol–1 . s–1 et l’énergie d’activation Ea = 28.9 kJ/mol sont connus
pour la réaction ci-dessous. Cette réaction est d’ordre partiel 1 pour NO2Cℓ et également d’ordre 1 pour NO. Que vaut
la constante de vitesse à 225 °C ?
NOCℓ2
Exercice 6
+
NO
ONCℓ
Calculez le facteur pré-exponentiel A pour la réaction entre le dioxyde de carbone et l’hydroxyde, sachant
que k(24.6 °C) = 3230 L . mol–1 . K–1 et que Ea = 38 kJ/mol.
CO2
Exercice 7
OH–
+
HCO3–
Calculez l’énergie d’activation pour la réaction ci-dessous, sachant qu’à 37 °C, k = 9.7 . 10–4 L . mol–1 . K–1
et que A = 1.5 . 1015 L . mol–1 . s–1.
C12H22O11
Exercice 8
+
H2O
2 C6H12O6
On considère souvent en chimie organique que la vitesse d’une réaction est doublée lorsque la
température augmente de 10 °C, et passe par exemple de 20 °C à 30 °C. Dans ce cas, quelle est la valeur de l’énergie
d’activation ?
Exercice 9
La vitesse de décomposition de NOCℓ en monoxyde d’azote NO et en chlore Cℓ2 est décrite par la
relation v = k . [c(NOCℓ)]2. La constante de vitesse vaut 2.6 . 10–8 L . mol–1 . s–1 à 27 °C et 4.9 . 10–4 à 127 °C.
a) Posez l’équation de la réaction de décomposition.
b) Calculez l’énergie d’activation de cette réaction
c) Déterminez la vitesse de réaction à 227 °C.
Exercice 10 La décomposition de C2H5Br en éthène et en acide bromhydrique est du premier ordre. Sachant que la
constante de vitesse k(650 K) = 2.0 . 10–5 s–1 et que Ea = 226 kJ/mol, à quelle température aura-t-on k = 6.1 . 10–5 s–1 ?
Exercice 11 La synthèse d’éthane à partir d’éthène et d’hydrogène est d’ordre 1 pour chacun des réactifs. L’énergie
d’activation de cette réaction vaut 181 kJ/mol et la constante de vitesse k = 1.3 . 10–3 L . mol–1 . s–1 à 700 K. Que vaut k à
740 K ?
Exercice 12 Un catalyseur permet d’accélérer la réaction
A (g) Æ B (g) + C (g) d’un facteur 1000. Si l’on
admet les conditions normales de température et de pression, quelle est la diminution (en kJ/mol) de l’énergie
d’activation consécutive à l’introduction du catalyseur ?
Exercice 13 Le chlorométhane réagit avec l’hydroxyde pour donner du méthanol et de l’eau. Deux mécanismes sont
imaginés pour cette réaction : l’un commence par la décomposition du chlorométhane, l’autre suppose la collision des
réactifs. Comment peut-on faire pour déterminer lequel des deux est le mécanisme correct ?
1)
CH3+
CH3Cℓ
puis
2)
CH3
+
CH3Cℓ
+
–
OH
CH3OH
+
OH–
CH3OH
+
Cℓ–
lentement
immédiatement
+
Cℓ–
Exercice 14 Soit la réaction (à équilibrer) ci-dessous :
NO
+
Br2
NOBr
Sa vitesse initiale est mesurée à 0 °C pour différentes concentrations de réactifs à l’instant t = 0.
n° de l’expérience
C0 (NO) / (mol . L–1)
C0 (Br2) / (mol . L–1)
v0/ (mol . L–1 . s–1)
1
0.10
0.10
12
2
0.10
0.20
24
3
0.10
0.30
36
4
0.20
0.10
48
5
0.30
0.30
?
a) Quels sont les ordres par rapport à NO et à Br2 ?
b) Quelle est la valeur de la constante de vitesse ?
c) Quelle est la vitesse initiale pour la 5ème expérience ?
Exercice 15 Au cours d’une réaction de la forme A Æ 2B, le dosage de A à des intervalles de temps de 10 minutes a
donné les résultats suivants :
temps écoulé / min
c(A) / (mol . L–1)
0
10
20
30
40
50
1.000
0.714
0.555
0.454
0.385
0.333
a) Tracez les deux courbes c(A) = f(t) et c(B) = f(t).
b) Evaluez graphiquement la vitesse de disparition de A et de la vitesse d’apparition de B à t = 25 minutes.
c) Déterminez si la réaction est d’ordre 1 ou 2 pour A.
d) Calculez la constante de vitesse.
Exercice 16 La réaction (à équilibrer) ci-dessous peut-elle être une réaction élémentaire, s’effectuant en une seule
étape ? Pourquoi ? Quel critère peut-on utiliser pour s’en assurer ?
NH3
+
O2
N2 +
H2O
Exercice 17
Il a été démontré expérimentalement que la décomposition du chlorure de sulfuryle (équation à équilibrer ci-dessous)
est une réaction d’ordre 1. A 600 K, sa constante de vitesse vaut 1.32 . 10–3 min–1.
SO2Cℓ2
SO2
+
Cℓ2
a) Quel est le pourcentage de SO2Cℓ2 dissocié après 20 minutes de réaction ?
b) Quel est le temps de réaction nécessaire pour que 80 % du chlorure de sulfuryle soit dissocié ?