Lycée · Terminale · Spécialité Physique-Chimie
Cinétique chimique
Vitesse de réaction, facteurs cinétiques et catalyse — programme de Terminale Spécialité
À propos de cette page
Calculatrice interdite · Tous les calculs doivent figurer sur la copie. Les résultats seront donnés sous la forme la plus simple possible.
Devoir surveillé de fin de chapitre, tout en niveau difficile. Travaille seul et sans aide, puis vérifie tes réponses avec le corrigé détaillé dépliable en bas de page.
Exercice 1 — Vitesse volumique de réaction
/ 4 pts- On considère la réaction totale : $N_2O_4(g) \rightarrow 2\,NO_2(g)$. La concentration en $N_2O_4$ vaut $[N_2O_4]_0 = 0{,}80$ mol·L⁻¹ à $t = 0$ et $[N_2O_4] = 0{,}50$ mol·L⁻¹ à $t = 60$ s.
- 1. Calculez la variation $\Delta[N_2O_4]$ entre $t = 0$ et $t = 60$ s. (1 pt)
- 2. Calculez la vitesse volumique moyenne de réaction $\bar{v}$ sur cet intervalle. Précisez l'unité. (1,5 pt)
- 3. Exprimez la vitesse en fonction de $\frac{d[NO_2]}{dt}$. (1 pt)
- 4. Calculez la quantité de $NO_2$ produite entre $t = 0$ et $t = 60$ s dans un volume de $500$ mL. (0,5 pt)
Exercice 2 — Temps de demi-réaction et facteurs cinétiques
/ 5 pts- La décomposition totale de l'eau oxygénée est étudiée dans deux conditions :
— Expérience 1 : à 20 °C, $[H_2O_2]_0 = 1{,}0$ mol·L⁻¹. D'après le graphe fourni, $t_{1/2} = 30$ min.
— Expérience 2 : à 30 °C, même concentration initiale. $t_{1/2} = 12$ min. - 1. Pour l'expérience 1, quelle est la valeur de $[H_2O_2](t_{1/2})$ ? Justifiez. (1 pt)
- 2. Décrivez la méthode graphique pour déterminer $t_{1/2}$ à partir de la courbe $[H_2O_2](t)$. (1,5 pt)
- 3. Quel facteur cinétique varie entre les deux expériences ? Quelle est son influence sur $t_{1/2}$ ? (1 pt)
- 4. De quel facteur multiplicatif la vitesse initiale augmente-t-elle entre les expériences 1 et 2 ? Justifiez qualitativement. (1,5 pt)
Exercice 3 — Catalyse et mécanisme réactionnel
/ 5 pts- La réaction de dismutation de $H_2O_2$ peut être catalysée par les ions $Fe^{3+}$. Le mécanisme proposé est :
Acte 1 : $2\,Fe^{3+} + H_2O_2 \to 2\,Fe^{2+} + O_2 + 2\,H^+$ (lent)
Acte 2 : $2\,Fe^{2+} + H_2O_2 + 2\,H^+ \to 2\,Fe^{3+} + 2\,H_2O$ (rapide) - 1. Identifiez l'intermédiaire réactionnel. Justifiez. (1 pt)
- 2. Justifiez que les ions $Fe^{3+}$ jouent le rôle de catalyseur. (1,5 pt)
- 3. Écrivez le bilan global de la réaction. (1 pt)
- 4. S'agit-il d'une catalyse homogène ou hétérogène ? Justifiez. (0,5 pt)
- 5. Quelle étape est cinétiquement déterminante ? Quel est l'impact de la présence du catalyseur sur l'énergie d'activation ? (1 pt)
Exercice 4 — Suivi spectrophotométrique
/ 6 pts- On suit par spectrophotométrie la décoloration d'un colorant C (de bleu à incolore) en présence d'un oxydant. La loi de Beer-Lambert est $A = \varepsilon \cdot l \cdot [C]$, avec $\varepsilon = 800$ L·mol⁻¹·cm⁻¹ et $l = 1{,}00$ cm.
- 1. À $t = 0$, l'absorbance vaut $A_0 = 0{,}640$. Calculez $[C]_0$. (1 pt)
- 2. On mesure $A = 0{,}320$ à $t = t_{1/2}$. Montrez que cela est cohérent avec la définition de $t_{1/2}$ pour une réaction totale. (1,5 pt)
- 3. Pourquoi l'absorbance diminue-t-elle au cours de cette réaction ? (1 pt)
- 4. La solution est incolore quand A ≈ 0. Comment obtient-on la courbe $[C](t)$ à partir des mesures d'absorbance ? (1 pt)
- 5. Quel avantage présente la spectrophotométrie par rapport à la méthode des prélèvements + titrage ? (1,5 pt)
Corrigé détaillé — à n'ouvrir qu'après avoir rendu la copie
Exercice 1 — Vitesse volumique de réaction
Corrigé :
1. $\Delta[N_2O_4] = 0{,}50 - 0{,}80 = -0{,}30$ mol·L⁻¹ (négatif : réactif consommé).
2. $\bar{v} = -\frac{\Delta[N_2O_4]}{\Delta t} = -\frac{-0{,}30}{60} = 5{,}0 \times 10^{-3}$ mol·L⁻¹·s⁻¹.
3. $v = -\frac{d[N_2O_4]}{dt} = \frac{1}{2}\frac{d[NO_2]}{dt}$, donc $\frac{d[NO_2]}{dt} = 2v$.
4. $\Delta[N_2O_4] = -0{,}30$ mol·L⁻¹, donc $\Delta[NO_2] = +0{,}60$ mol·L⁻¹. $\Delta n(NO_2) = 0{,}60 \times 0{,}500 = 0{,}30$ mol.
Exercice 2 — Temps de demi-réaction et facteurs cinétiques
Corrigé :
1. Réaction totale : $[H_2O_2]_f = 0$, donc $[H_2O_2](t_{1/2}) = [H_2O_2]_0/2 = 1{,}0/2 = 0{,}50$ mol·L⁻¹.
2. On repère $[H_2O_2]_0 = 1{,}0$ mol·L⁻¹ et la valeur finale $= 0$. On trace l'horizontale à $0{,}50$ mol·L⁻¹ (mi-hauteur). Le point d'intersection avec la courbe donne $t_{1/2}$ en abscisse = 30 min.
3. La température augmente de 20 °C à 30 °C. L'augmentation de T accélère la réaction, donc $t_{1/2}$ diminue (de 30 à 12 min).
4. $t_{1/2}$ est divisé par $30/12 = 2{,}5$ : la réaction est environ 2,5 fois plus rapide à 30 °C. Qualitativement : une température plus élevée augmente l'énergie cinétique des molécules → plus de chocs efficaces (franchissement de la barrière d'activation $E_a$).
Exercice 3 — Catalyse et mécanisme réactionnel
Corrigé :
1. L'intermédiaire réactionnel est $Fe^{2+}$ : il est produit dans l'acte 1 (n'est pas réactif initial) et consommé dans l'acte 2, et n'apparaît pas dans le bilan global.
2. $Fe^{3+}$ est consommé dans l'acte 1 et entièrement régénéré dans l'acte 2 : il ne figure pas dans le bilan final. Il accélère la réaction sans être consommé net : c'est bien un catalyseur.
3. En additionnant les deux actes et en éliminant $Fe^{2+}$, $Fe^{3+}$, $H^+$ : $2\,H_2O_2 \to 2\,H_2O + O_2$.
4. $Fe^{3+}$ est en solution aqueuse, comme $H_2O_2$ : même phase → catalyse homogène.
5. L'étape déterminante est l'acte 1 (le plus lent). Le catalyseur propose un chemin réactionnel de plus faible énergie d'activation $E_a$ que la réaction sans catalyseur.
Exercice 4 — Suivi spectrophotométrique
Corrigé :
1. $[C]_0 = A_0/(\varepsilon \cdot l) = 0{,}640/(800 \times 1{,}00) = 8{,}0 \times 10^{-4}$ mol·L⁻¹.
2. Pour une réaction totale, $[C]_f = 0$, donc $[C](t_{1/2}) = [C]_0/2 = 4{,}0 \times 10^{-4}$ mol·L⁻¹. Or $A = \varepsilon \cdot l \cdot [C](t_{1/2}) = 800 \times 1{,}00 \times 4{,}0 \times 10^{-4} = 0{,}320 = A_0/2$. C'est bien cohérent.
3. Le colorant C est consommé au cours de la réaction : sa concentration diminue, donc l'absorbance $A = \varepsilon \cdot l \cdot [C]$ diminue aussi.
4. On utilise $[C] = A/(\varepsilon \cdot l)$. Pour chaque mesure $A(t)$, on calcule $[C](t) = A(t)/800$, ce qui donne la courbe $[C](t)$.
5. La spectrophotométrie est une méthode continue et non destructive : on mesure A en temps réel sans prélever le mélange ni l'altérer. Le titrage nécessite des prélèvements successifs, une « trempe » et un dosage, ce qui est plus laborieux et peut introduire des erreurs.
Ce contrôle de spécialité physique-chimie Terminale en bref
Un devoir surveillé type contrôle en classe sur « Cinétique chimique » : 4 exercices, 60 minutes, noté sur 20. Le corrigé détaillé est dépliable sous le sujet.
- Exercice 1 — Vitesse volumique de réaction/ 4 pts
- Exercice 2 — Temps de demi-réaction et facteurs cinétiques/ 5 pts
- Exercice 3 — Catalyse et mécanisme réactionnel/ 5 pts
- Exercice 4 — Suivi spectrophotométrique/ 6 pts
Notions évaluées
Définition de la vitesse volumique de réaction, Temps de demi-réaction t½, Influence des facteurs cinétiques sur la vitesse, Catalyse : principes et types, Mécanismes réactionnels et intermédiaires, Suivi cinétique expérimental.
Pour préparer ce contrôle
- Relire le cours.
- Refaire les exercices corrigés et les problèmes.
- Se tester avec le QCM (37 questions).
- Faire ce sujet en conditions réelles — 60 min, sans le cours — puis se corriger et noter les points à revoir.
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Questions fréquentes sur ce sujet
- Combien de temps dure ce contrôle sur « Cinétique chimique » ?
- 60 minutes pour 4 exercices notés sur 20. Prévois le double si tu enchaînes avec la correction.
- Le corrigé est-il fourni ?
- Oui : le corrigé détaillé se déplie sous le sujet, à n'ouvrir qu'après avoir rendu la copie.
- Ce sujet peut-il servir de DS, de contrôle ou d'interrogation ?
- Oui : c'est un devoir surveillé complet de 60 minutes. Pour une interrogation courte, garde un ou deux exercices ; pour un DS ou un contrôle de fin de chapitre, fais le sujet entier en temps limité.
- Ce sujet suit-il le programme de spécialité physique-chimie de terminale ?
- Oui : il évalue uniquement les notions du chapitre « Cinétique chimique » du programme officiel de spécialité physique-chimie en terminale, soit Définition de la vitesse volumique de réaction, Temps de demi-réaction t½, Influence des facteurs cinétiques sur la vitesse, Catalyse : principes et types.
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