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Documents de Physique-Chimie – M. MORIN

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Correction du devoir 1 de Physique-Chimie Terminale S

I. Cinétique de réactions avec le diode I2. 12 points.

Partie A : Cinétique d’une réaction du diode I2 avec une espèce chimique inorganique.

1. Suivi temporel de la transformation chimique.

1.1. Détermination du réactif introduit en excès dans le milieu réactionnel par deux méthodes :

- A partir d’un calcul sur les quantités de matières introduites. ns2o8 = C S2O8. V nI = C I V ns2o8 = 4,00 × 10-2 × 0,100 nI = 8,00 × 10-1 × 0,100 ns2o8 = 4,00 × 10-3 mol nI = 8,00 × 10-2 mol Les réactifs seraient introduits dans les proportions stœchiométriques si les quantités de matière

vérifiaient la relation suivante : 𝑛S2O8

1=

𝑛I

2 soit 𝑛S2O8 =

8,00×10−2

2 = 4,00 × 10-2 mol

On constate que la quantité d’ions S2O82- introduite est très inférieure à celle nécessaire.

Le réactif en excès est donc l’ion iodure. Alors xmax = 4,00 × 10-3 mol Remarque : On peut utiliser également un tableau d’avancement pour répondre à cette question.

- A partir de l’analyse des graphiques fournis. Le graphique 2 montre que la quantité d’ions iodure ne varie pratiquement pas au cours du temps. La quantité transformée est très faible par rapport à la quantité initiale. De plus le graphique 1 montre que les ions S2O8

2- sont totalement consommés au cours de la transformation. Le réactif en excès est donc l’ion iodure.

1.2. Le graphique représentant l’évolution de l’avancement de la réaction en fonction du temps est le graphique représentant l’évolution du produit atteignant la valeur maximale xmax = 4,00 × 10-3 mol, c’est-à-dire le graphique 3. nI2 = f(t)

1.3. Tableau d’avancement

Réaction S2O82-

(aq) + 2 I-(aq) → 2 SO42-

(aq) + I2 (aq)

Date Avancement (× 10-3 mol)

n (S2O82-)

(× 10-3 mol) n (I-)

(× 10-3 mol) n (SO4

2-) (× 10-3 mol)

n (I2) (× 10-3 mol)

t = 0

x = 0 4,00 80 0 0

t = 20 min

x = 3,4 n (S2O82-)- x

0,6 n (I-) – 2x

76,6 2x 1,2

x 0,6

t∞

xf = 4,00 0 72 8,00 4,00

2. Etude des vitesses volumiques de réaction.

2.1. Encadré.

0,75 0,25 0,5 0,75 0,25


2

2.2. Vitesses volumiques. Exemple de calcul pour t = 0

a = (4,0−0)×10−3

10−0

a = 4,0 × 10-4 mol.min-1 V = 0,200 L

vr = 𝑎

𝑉 alors vr =

4,00×10−4

0,200 soit vr = 2,00 × 10-3 mol.min-1L-1

Date t (min) 0 5 10 15 30 45

vr (× 10-4)

20 11,6 6,5 4,2 1 0

2.3. La vitesse diminue au cours du temps car la concentration en réactif diminue. La concentration en réactif est un facteur cinétique.

2.4. Modélisation avec la relation v(t) = 20 × 10-4 × 𝑒−

𝑡

9,2

Date t (min) 0 4,6 9,2 18,4 27,8 36,8

vr (× 10-4) 20 12,1 7,4 2,7 0,97 0,37

On constate que les deux courbes sont pratiquement superposées. Le modèle peut être validé.

t (min)

0,5 0,25 0,5 0,5 0,5 + 0,5 0,5


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3. Facteurs cinétiques et temps de demi-réaction. 3.1. Influence de la température et d’un catalyseur.

3.1.1. Le temps de demi-réaction correspond à la durée à laquelle on atteint la moitié de l’avancement final. t1/2 (24°C) = 4,2 min t1/2 (18°C) = 7,0 min t1/2 (24°C) < t1/2 (18°C) alors la vitesse de réaction est plus élevée à 24°C qu’à 18°C. La température est un facteur cinétique. 3.1.2. Une solution aqueuse d’ions Fe3+ est en phase liquide comme les réactifs de cette réaction. Il s’agit donc d’une catalyse homogène. 3.1.3. Allure de la courbe que l’on obtiendrait s’il on se place dans les conditions expérimentales suivantes (T = 18°C + Fe3+) (voir courbe plus haut).

3.1. Influence de la concentration initiale.

La vitesse de réaction est proportionnelle au coefficient directeur de la tangente à l’origine. Le coefficient directeur de la tangente à l’origine pour la concentration [I-]0 est plus élevé que le coefficient directeur de la tangente à l’origine pour la concentration [I-]’0 On constate qu’une concentration initiale plus élevée augmente la vitesse initiale v0. La concentration des réactifs est un facteur cinétique.

Partie B : Cinétique d’une réaction d’iodation avec des d’ions triiodure I3- sur une espèce organique.

1. Identification de la molécule organique.

Le spectre RMN de la molécule organique indique la présence d’un seul signal d’intégration égale à 6H. Il y a donc 6 protons équivalents. On peut émettre comme hypothèse que nous sommes en présence de deux groupements (-CH3).

t1/2 (24°C) = 4,2 min t1/2 (18°C) = 7,0 min

0,5 0,5 0,5 0,5 0,5


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Le spectre I.R. montre la présence d’une bande forte à 1700 cm-1 caractéristique d’une fonction cétone C=O. On observe également entre 2 850 cm-1 et 3 000 cm-1 une bande caractéristique des liaisons C-H. On peut conclure que la formule semi-développée de la molécule de formule brute C3H6O est : Son nom est la propanone (acétone)

2. Suivi par spectrophotométrie de la cinétique de réaction.

2.1. La longueur d’onde choisie est max = 475 nm.2.2. Les couleurs peu ou pas absorbées ont des longueurs d’onde supérieures à 600 nm.

La couleur de la solution est donc orange-rouge.

3. Expériences de cinétique entre le diode et la molécule organique.

L’expression de la vitesse de cette réaction est v(t) = 𝑑[I3

−]

𝑑𝑡. La vitesse dépend donc de la concentration

en ions 𝐼3−.

D’après la loi de Beer-Lambert, l’absorbance est proportionnelle à cette concentration A = k. [𝐼3−]

La mesure de l’absorbance permet donc de suivre l’évolution de la vitesse de réaction.

3.2. Le modèle mathématique permettant de décrire l’évolution de l’absorbance au cours du temps est une fonction affine f(t) = ax + b. La grandeur affichée permettant de conclure sur la validité de ce modèle est le coefficient de corrélation au carré R2. Celui-ci est supérieur à 0,99, alors le modèle est validé.

3.3. On réalise deux autres expériences.

Le principe de cette étude consiste à étudier l’influence de certains paramètres, les autres restants égaux par ailleurs. L’expérience a sert de témoin. Dans l’expérience b, on double la quantité de propanone. On constate que le coefficient directeur de la droite est doublée (0,204 au lieu de 0,102). Cette expérience montre que la concentration en réactif est un facteur cinétique. Dans l’expérience c, on double la quantité de catalyseur. On constate également que le coefficient directeur de la droite est doublée (0,204 au lieu de 0,102). Cette expérience montre que la quantité de catalyseur introduit influe sur la vitesse de réaction et de plus que son effet est le même que le doublement de la concentration en propanone.

max = 475 nm

0,5 0,5 0,25 0,5 0,5 0,5 0,5 0,5


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II. Ondes. 3 points.

Partie A : Instruments d’astronomie.

1. Les longueurs d’onde limite du spectre visible de la lumière sont 400 nm et 780 nm. 2. La relation entre fréquence et longueur d’onde pour une onde électromagnétique se propageant dans

le vide est f = 𝑐

𝜆 f en Hz, en mètre et c en mètre par seconde.

Les fréquences limites du spectre visible de la lumière sont :

f400 = 3,00×108

400×10−9 = 7,50 × 1014 Hz

f780 = 3,00×108

780×10−9 = 3,85 × 1014 Hz

Partie B : Rayonnements détectables depuis la Terre.

Document 2 : (source NASA)

1. On entoure en rouge les longueurs d’onde qui peuvent traverser facilement l’atmosphère terrestre. 2. Les rayonnements non détectables depuis la Terre sont les rayons gamma, les rayons X, une partie des

rayonnements U.V, les micro-ondes et les très grandes ondes radio. 3. Ondes radio issues de l’activité humaine pouvant perturber la radiodétection : téléphone portable. 4. Les scientifiques limitent la gêne des rayonnements artificiels en radiodétection en s’installant le plus

souvent possible les radiotélescopes dans les déserts loin de toute activité humaine et de préférence dans des « cuvettes ».

Partie C : Sources électromagnétiques dans l’univers.

Les affirmations suivantes sont vraies ou fausses. Répondre par VRAI ou FAUX

1. Les atomes d’hydrogène qui constitue l’essentiel des gaz stellaires émettent dans le domaine des ondes radio (21 cm). VRAI

2. Des molécules telles que le monoxyde de carbone CO émettent dans le domaine des RX.

(Longueur d’onde 2,6 mm). FAUX les R.X. ont des longueurs d’ondes comprises entre 0,1 nm à 10 nm

3. Les étoiles très vieilles, émettent dans le domaine de l’ultraviolet. FAUX. Ce sont les étoiles très jeunes qui émettent dans l’ultraviolet.

4. Les poussières qui constituent le gaz interstellaire d’une galaxie rayonnent en infrarouge.

(longueurs d’onde de 0,78 m et 1 000 m). VRAI.

Longueur d’onde

Absorp

tion

par

l’atm

osp

hère

terr

estr

e

0,25 0,75 1 1


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III. Synthèse d’un arôme de banane : l’éthanoate de 3-methylbutyle (5 points). (d’après le film de la Maison de la Chimie)

1. Nomenclature et fonctions.

1.1. Nom de l’alcool utilisé pour cette synthèse : 3-methylbutan-1-ol 1.2. Il appartient à la classe des alcools primaire car le carbone portant le groupement hydroxyle

n’est relié qu’à un groupement alkyle 1.3. La formule topologique de l’acide éthanoïque est : 1.4. Formule semi-développée de l’éthanoate de 3-methylbutyle : 1.5. La fonction présente sur l’éthanoate de 3-methylbutyle est la fonction ester.

2. Analyse des spectres.

2.1. Spectre IR1 : Bande intense à 1 743 cm-1 caractéristique de la liaison C=O. Bande à 1 231 cm-1 caractéristique de la liaison C-O Bandes intenses entre 2 800 et 3 000 cm-1 caractéristique des liaisons C-H. Le spectre IR1 correspond à l’ester (éthanoate de 3-methylbutyle).

Spectre IR2 : Bande forte et large entre 3200 et 3 700 cm-1 caractéristique de la liaison O-H d’un alcool. Bandes intenses entre 2 800 et 3 000 cm-1 caractéristique des liaisons C-H. Le spectre IR2 correspond à l’alcool (3-methylbutan-1-ol). Spectre IR3 : Bande intense vers 1 700 cm-1 caractéristique de la liaison C=O. Bande large entre 2 500 et 3 200 cm-1 caractéristique de la liaison O-H dans un acide carboxylique. Le spectre IR3 correspond à l’acide carboxylique.(acide éthanoïque).

0,25 0,25 0,25 0,25 0,25 0,5 0,5 0,5


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2.2. Attribution d’un signal en RMN à chaque groupe de protons chimiquement équivalents de

la molécule d’arôme de banane et étude de sa multiplicité. On applique la règle du (n+1) upplets pour déterminer le nombre de voisins. Les protons des CH3 relié au CH ont un voisin et vont sortir sous la forme d’un doublet peu déplacer chimiquement 0,9 ppm. Le proton du CH a 8 voisins qui sortira avec un massif à 9 raies à 1,65 ppm Les protons du CH2 voisin du CH ont 3 voisins et sortiront sous la forme d’un quadruplet à 1,5 ppm. Les protons du CH2 lié à l’oxygène a deux voisins. Il apparaitra sous la forme d’un triplet fortement déplacé (4,1 ppm) du fait de la proximité de l’hétéroatome d’oxygène. Les protons du CH3 relié au groupement carbonyle n’a pas de voisins, il sortira sous la forme d’un singulet déplacé chimiquement à 2 ppm.

3. Synthèse.

3.1. Le cyclohexane joue le rôle de solvant. 3.2. Le mélange eau-cyclohexane est recondensé dans le Dean-Stark. A froid, les deux phases

se séparent. La phase aqueuse est plus dense que la phase organique

(eau = 1,0 g.mL-1) > ( cyclohexane = 0,78 g.mL-1) Elle se situe dans la partie inférieure du Dean-Stark. L’eau peut-être ainsi facilement éliminée en ouvrant le robinet du bas. 3.3. On obtient à la fin de la synthèse une masse m = 11,7 g d’arôme de banane.

Le rendement de la transformation a pour expression = 𝑛𝑒𝑥𝑝

𝑛𝑡ℎ𝑒𝑜=

𝑚𝑒𝑥𝑝

𝑚𝑡ℎé𝑜

Déterminons la quantité de matière et la masse d’ester attendues : L’alcool étant le réactif limitant, il se formera au mieux 0,10 mol d’ester soit une masse m = nM = 0,10 × 130 = 13 g.

Le rendement est donc égal à rendement = 11,7

13= 0,9 soit 90 %.

1 0,25 0,5 1