Niveau      : Classes terminales
Sections : Scientifiques

EXERCICE 1
On mélange dans un bêcher , 100 cm3 d'une solution aqueuse d'iodure de potassium KI de concentration molaire 0,400 mol/l et 100 cm3 d'une solution aqueuse de péroxodisulfate de potassium K2S2O8 de concentration molaire 0,036 mol/l . Durant toute la réaction, la température et le volume du milieu réactionnel restent constants .

t ( min )	3	5	9	12	16	20	30	40	65	80
[ I2 ] (mol/l)	0,0028	0,0043	0,0068	0,0082	0,0101	0,0114	0,0137	0,0152	0,0166	0,0169

Tracer la courbe [I2] = f ( t ) . On prendra comme échelle :

1cm pour 5 min en abscisse

1cm pour 0,001 mol/l en ordonnée .

3°) a) Définir la vitesse instantanée V de formation du diode .

b) Déterminer graphiquement la valeur de la vitesse V aux dates t1 = 20 min et t2 = 65 min .

c) Préciser comment évolue la vitesse V au cours du temps et fournir une explication à cette évolution .

d) En déduire la vitesse de disparition des ions iodures aux instants t1 et t2 .

4°) a) Déterminer la quantité de matière de diode susceptible d'être formée si la réaction était totale .

b) Déduire, graphiquement, la date to à laquelle le mélange contient la moitié de cette quantité .

EXERCICE 2 : A un instant que l'on prendra pour origine des temps , on mélange des volumes égaux de solutions de même concentration C = 10-2 mol/l d'un ester CH3CO2R et d'hydroxyde de sodium .

Par dosages successifs , on détermine la concentration molaire en ions hydroxyde dans le mélange . On obtient les résultats suivants :

Date t ( min )	2	4	6	8	10	12	14
[ OH- ]t (10-3mol/l)	3,55	2,40	1,80	1,45	1,20	1,05	0,95

1°) En utilisant les formules semi-développées , écrire l'équation bilan de la réaction ayant lieu .

2°) Calculer la concentration molaire initiale Co en ions OH- dans le mélange .

3°) Montrer que le pH de la solution permet de déterminer la concentration [ OH- ]t en ion OH- n'ayant pas réagi .

4°) Exprimer la concentration de l'alcool formé [ R-OH ]t en fonction de Co et [ OH- ]t .

5°) Représenter graphiquement [ R-OH ]t = f ( t ) . Echelle : 1cm pour 1 min et 2cm pour 10-2 mol/l

6°) Définir la vitesse de formation de l'alcool à la date t et calculer cette vitesse pour t1= 2 min et t2= 10min . Comparer ces deux valeurs , donner une explication qualitative .

7°) Sachant que la masse molaire moléculaire de l'ester est M = 88 g/mol , donner le nom de l'ester utilisé et de l'alcool formé .

EXERCICE 3 : L'eau oxygénée ou peroxyde d'hydrogène H2O2 se décompose spontanément mais lentement selon la réaction :

2 H2O2 ¾ ¾ ¾ ¾ ® O2 + 2 H2O

Pour étudier la cinétique de cette réaction on effectue des prélèvements du mélange réactionnel échelonnés dans le temps . On y dose immédiatement H2O2 restant à l'aide d'une solution de permanganate de potassium KMn O4 . On opère en milieu acide : Mn O4- (couleur rose) est réduit en Mn2+ (incolore) par H2O2 . On verse la solution de permanganate de potassium jusqu'à l'obtention d'une coloration rose persistante .

1°) Ecrire et équilibrer l'équation de la réaction de Mn O4- sur H2O2 .

Le couple rédox qui intervient dans cette réaction est O2 / H2O2 .

2°) A chaque essai, on opère sur Vo = 10 ml de prélèvement et on utilise V (ml) de solution de permanganate de potassium de concentration C = 1,5.10-2 mol/l .On obtient les résultats suivants :

t ( s )	0	230	390	570	735	910	1055
V ( ml )	12,3	7,8	5,7	4,0	2,9	2,0	1,55

a) Exprimer la concentration [ H2O2 ] restant avant dosage en fonction de C, V et Vo

Tracer la courbe donnant [ H2O2 ] en fonction du temps .

b) En déduire la vitesse instantanée de disparition de H2O2 à t = 0s .

c) On appelle temps de demi réaction t1/2 le temps nécessaire à la disparition de la moitié de H2O2 présent à to = 0s .