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Documents de Physique-Chimie – M. MORIN

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Devoir de Physique-Chimie TS

Durée : 3 h 30 min Date : vendredi 16 octobre 2015 M. MORIN

Les calculatrices sont autorisées

I. Cinétique de réactions avec le diode I2. 12 points. Partie A : Cinétique d’une réaction du diode I2 avec une espèce chimique inorganique. On étudie la réaction lente entre les ions peroxodisulfate S2O8

2- et les ions iodure I-. A la date t = 0, on mélange 100 mL d’une solution aqueuse de peroxodisulfate de sodium de concentration C1 = 4,00 × 10-2 mol.L-1 et 100 mL d’une solution aqueuse d’iodure de potassium de concentration C2 = 8,00 × 10-1 mol.L-1. La température du mélange est égale à T = 18°C. Dans le milieu réactionnel, la formation du diiode I2, se traduit par l’apparition d’une teinte d’abord jaune, puis brune de plus en plus foncée. Au bout d’un certain temps suffisamment long, noté t∞, la réaction est arrivée à son terme. L’équation de la réaction est : S2O8

2-(aq) + 2 I-(aq) → 2 SO4

2-(aq) + I2 (aq)

1. Suivi temporel de la transformation chimique.

Pour connaitre l’évolution au cours du temps des quantités de matière des réactifs et des produits de la réaction, on effectue à des dates précises des prélèvements identiques que l’on refroidit et que l’on dose. Les résultats de ces dosages sont fournis sous la forme des graphiques suivants. Graphique 1 Graphique 2


2

Graphique 3 Graphique 4 1.1. Déterminer quel est le réactif introduit en excès dans le milieu réactionnel par deux méthodes :

- A partir d’un calcul sur les quantités de matières introduites. - A partir de l’analyse des graphiques fournis.

1.2. Quel graphique représente l’évolution de l’avancement de la réaction en fonction du temps ?

Justifier.

1.3. Compléter, avec des valeurs numériques, le tableau d’avancement suivant :

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

t = 20 min

x = ……..

t∞

xf = ……..


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2. Etude des vitesses volumiques de réaction. On peut déterminer la vitesse volumique de réaction à différentes dates en utilisant la méthode décrite dans l’encadré ci-dessous. 2.1. Compléter l’encadré ci-dessous. 2.2. A l’aide de la méthode proposée en 2.1. déterminer les vitesses volumiques aux dates indiquées

dans le tableau suivant, en représentant les tangentes pour chaque date mais en ne détaillant que le calcul de la vitesse pour la date t = 0.

Date t (min) 0 5 10 15 30 45

vr (× 10-4)

4,2

0


4

2.3. Afin d’étudier l’évolution de la vitesse volumique de la réaction au cours du temps, tracer le graphique vr = f(t) à partir des résultats obtenus en 2.2

temps (min) 1 cm pour 2,5 min vitesse (mol.L-1.min-1) 1 cm pour 2,0 × 10-4 mol.L-1.min-1

Conclure et justifier cette évolution.

2.4. On peut modéliser mathématiquement l’évolution de la vitesse au cours du temps à l’aide de la

relation suivante : v(t) = 20 × 10-4 × 𝑒−

𝑡

9,2 Aucune connaissance n’est nécessaire sur les exponentielles. Utiliser la touche Ln / ex de la calculatrice. - Compléter le tableau suivant avec les valeurs calculées à l’aide de la relation proposée et

tracer le graphique v = f(t) que vous superposerez au graphique tracé en 2.3. o

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

vr (× 10-4)

7,4

- Conclure quant à la validité de ce modèle.

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

3.1.1. Déterminer les temps de demi-réaction t1/2 pour les deux expériences réalisées aux températures t = 18°C et t = 24°C. Conclure.

3.1.2. Afin d’accélérer la réaction, on peut utiliser comme catalyseur, une solution aqueuse d’ions Fe3+. S’agit-il d’une catalyse homogène ou hétérogène ? Justifier.

3.1.3. Dessiner l’allure de la courbe que l’on obtiendrait s’il on se place dans les conditions expérimentales suivantes (T = 18°C + Fe3+).


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3.2. Influence de la concentration initiale.

On modifie la concentration initiale en ions iodure dans le mélange réactionnel.

Sans utiliser le temps de demi-réaction, montrer l’influence de la concentration initiale sur la vitesse initiale v0. Aucun calcul n’est exigé.

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

On se propose d'étudier la cinétique de la réaction d’iodation d’une molécule organique de formule brute C3H6O, menée en solution aqueuse en présence d’acide sulfurique. L’expérience s’effectue avec de l’iode sous forme d’ions triiodure I3

-. 1. Identification de la molécule organique.

A partir des documents suivants, déterminer la formule topologique et le nom UICPA de cette molécule. Des justifications rigoureuses sont exigées. Spectre RMN de la molécule organique.

Intégration 6H


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Spectre I.R. Tables spectroscopiques

2. Suivi par spectrophotométrie de la cinétique de réaction.

On suit, en fonction du temps t, l’évolution de la concentration en ions triiodure I3

- par mesure d’absorbance A, en se plaçant à une longueur d’onde particulière où seuls ces ions absorbent. 2.1. Déterminer la valeur de la longueur d’onde choisie à partir du spectre d’absorption ci-dessus. 2.2. Quelle est la couleur de cette solution d’ions triiodure I3

- ? Justifier.


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3. Expériences de cinétique entre le diode et la molécule organique. On réalise trois expériences différentes. Expérience a A l’instant t = 0 on ajoute à 200,0 mL de solution aqueuse acide de la molécule organique, 1,0 mL d'une solution aqueuse de triiodure de potassium KI3

Pour l’expérience a, la représentation graphique de l’évolution de l’absorbance A en fonction du temps t est modélisée par une droite d’équation y = - 0,102x + 1,888 représentée ci-dessous :

3.1. Sachant que l’expression de la vitesse de cette réaction est v(t) = 𝑑[I3

−]

𝑑𝑡, indiquer pourquoi le

suivi de l’évolution de l’absorbance permet d’étudier la vitesse de la réaction.

3.2. Quel modèle mathématique semble le mieux décrire l’évolution de l’absorbance au cours du temps ? Quelle grandeur affichée permet de conclure sur la validité de ce modèle ?

3.3. On réalise deux autres expériences.

Expérience b : La quantité de molécule organique est doublée par rapport à celle de l’expérience a, les autres quantités restant inchangées.

Expérience c : La quantité d’acide sulfurique est doublée par rapport à celle de l’expérience a, les autres quantités restant inchangées. Pour les expériences b et c, l’allure des courbes représentatives de l’évolution de l’absorbance A en fonction du temps t est semblable à celle de l’expérience a. L’équation de la courbe de modélisation est néanmoins différente pour ces deux expériences b et c. Elle a pour expression : y = - 0,204x + 1,888. Que peut-on conclure de ces expériences ? Justifier votre réponse en indiquant la nature des facteurs mis en jeu.


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II. Ondes. 3 points.

Partie A : Instruments d’astronomie.

Définitions :

Un instrument d’astronomie permet de capter et d’enregistrer le rayonnement visible et invisible émis par les astres.

Le rayonnement est un transfert d'énergie sous forme d'ondes électromagnétiques.

Petit historique :

Les premiers astronomes observaient le ciel à l’œil nu. Au XVIIe siècle, les lunettes astronomiques et les télescopes apparaissent: ces instruments permettaient d’observer que les astres les plus lumineux.

Au XIXe siècle, on commence à utiliser la photographie. Une pellicule photo est photosensible : plus la quantité lumière reçue par la pellicule est importante, plus le contraste final sur la pellicule est grand. Pour augmenter la quantité de lumière reçue, il suffit de laisser l’appareil photo dirigé vers les astres à observer pendant plusieurs heures. Ainsi, si le temps de pose est suffisamment long, certains astres peu lumineux peuvent apparaître sur la pellicule.

Au XXe siècle, l’électronique fait son apparition : on utilise des photo-capteurs plus sensibles que les pellicules photo.

Mais, tous ces appareils se limitent à une observation du domaine visible des ondes électromagnétique : l’étude d’une importante partie du spectre électromagnétique est ignorée.

1. Rappeler les longueurs d’onde limite du spectre visible de la lumière. 2. Rappeler la relation entre fréquence et longueur d’onde pour une onde électromagnétique se propageant dans le vide.

Préciser les unités de chaque terme. Calculer alors les fréquences limites du spectre visible de la lumière. On donne c = 3,00 × 108 m.s-1

Partie B : Rayonnements détectables depuis la Terre.

Document 1 :

Ondes radio

Micro-ondes

Infra -rouge

Visible

Ultraviolet

Rayons x

Rayons gamma

Fréq

uen

ce (

Hz)

1 mm à 1 m

1 µm à 1 mm

0,1 µm à 1 µm

10 nm à 0,1 µm

0,1 nm à 10 nm

1 pm à 0,1 nm

109 Hz à 10

12 Hz

1012

Hz à 1014

Hz

1014

Hz à 1015

Hz

1015

Hz à 1016

Hz

1016

Hz à 1018

Hz

1018

Hz à 1020

Hz

1 mm à 1 m

Lon

gueu

r d’o

nd

e (m)

106 Hz à 109 Hz


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Document 2 : (source NASA)

Document 3 : les radiotélescopes

Pour étudier les autres domaines de rayonnements électromagnétiques, d’autres instruments de mesure sont développés et utilisés, comme les radiotélescopes. Ces appareils détectent et analysent les rayonnements radio issus des astres. La pollution d’ondes radio due à l’activité humaine est le principal inconvénient de cette technique. C’est la raison pour laquelle, on installe le plus souvent possible les radiotélescopes dans les déserts loin de toute activité humaine et de préférence dans des « cuvettes ».

1. Sur le document 2, entourer en rouge les longueurs d’onde qui peuvent traverser facilement l’atmosphère terrestre. 2. En vous aidant du document 1, en déduire les rayonnements non détectables depuis la Terre. 3. Donner des exemples d’ondes radio issues de l’activité humaine pouvant perturber la radiodétection. 4. Comment les scientifiques limitent-ils la gêne des rayonnements artificiels en radiodétection ?

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).

2. Des molécules telles que le monoxyde de carbone CO émettent dans le domaine des RX. (Longueur d’onde 2,6 mm).

3. Les étoiles très vieilles, émettent dans le domaine de 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).

Longueur d’onde

Absorp

tion

par

l’atm

osp

hère

terr

estr

e


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

On effectue la synthèse de l’arôme de banane à partir d’acide éthanoïque et de l’alcool suivant : La transformation est équimolaire : une quantité d’alcool réagit avec une quantité d’acide pour former une quantité d’arôme de banane et une quantité d’eau. L’expérience s’effectue à reflux en présence de cyclohexane et d’un appareil Dean-Stark qui permet de rendre la transformation totale. La réaction entre l’alcool et l’acide forme l’arôme de banane et de l’eau. Sans l’appareil de Dean-Stark cette transformation ne serait pas totale car l’eau hydrolyse en partie l’arôme de banane formé. Quantité de matière utilisée lors de l’expérience :

- 0,10 mol d’alcool - 0,15 mol d’acide éthanoïque - 50 mL de cyclohexane

Masses molaires :

- M( alcool) : 88,1 g.mol-1 - M (acide éthanoïque) = 60,0 g.mol-1 - M (arôme de banane) = 130 g.mol-1

Masses volumiques :

- (alcool) = 0,80 g.mL-1

- (acide éthanoïque) = 1,1 g.mL-1

- (cyclohexane) = 0,78 g.mL-1

- (eau) = 1,0 g.mL-1 Montage à reflux avec Dean-Stark : Le mélange réactionnel est chauffé. La température d’ébullition du mélange cyclohexane-eau est Inférieure aux températures d’ébullition de l’acide et de l’alcool. Des vapeurs constituées d’un mélange cyclohexane-eau miscible à chaud sont produites, puis recondensées dans le décanteur Dean-Stark. L’eau et le cyclohexane ne sont pas miscibles à froid.


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Spectre IR1 Spectre IR2 Spectre IR3


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Spectre RMN de l’arôme de banane Questions :

1. Nomenclature et fonctions.

1.1. Donner le nom de l’alcool utilisé pour cette synthèse. 1.2. A quelle classe d’alcool appartient-il ? 1.3. Ecrire la formule topologique de l’acide éthanoïque. 1.4. Ecrire la formule semi-développée de l’éthanoate de 3-methylbutyle. 1.5. Quelle est la fonction présente sur l’éthanoate de 3-methylbutyle ?

2. Analyse des spectres.

2.1. Associer chaque spectre IR aux molécules correspondantes : alcool, acide éthanoïque et éthanoate de 3-methylbutyle. Justifier vos réponses.

Table de données pour la spectroscopie

Liaison C-C C-O C=O O-H

(acide carboxylique)

C-H O-H (alcool)

Nombre d’onde (cm-1)

1 000 – 1 200

1 200 – 1 300

1 700 – 1 800

2 700 – 3 200

large

2 800 – 3 000

3 200 – 3 700

2.2. Attribuer un signal en RMN à chaque groupe de protons chimiquement équivalents de la molécule

d’arôme de banane et justifier sa multiplicité.

3. Synthèse.

3.1. Quel est le rôle du cyclohexane (densité d = 0,80) ? 3.2. Expliquer comment le dispositif Dean-Stark permet d’éliminer l’eau (densité d = 1,0) au fur et à

mesure de sa formation. 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 est le rapport de la quantité d’ester obtenu sur la quantité d’ester théoriquement attendue.

Rendement = 𝑛𝑒𝑠𝑡𝑒𝑟 𝑜𝑏𝑡𝑒𝑛𝑢

𝑛𝑡ℎé𝑜𝑟𝑖𝑞𝑢𝑒× 100.

Calculer ce rendement.

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