exercices d'entraînement (terminale S)
Salut à vous tous,
Voila, je vous poste deux exercices de chimie de terminale S sur les transformations des réactions chimiques, je vous demande si vous pouvez me les corriger.
Je vous remercie de votre correction.
Exercice 1 :
Le glucose est sucre de formule semi-développée :
HO – CH2 – CH(OH) – CH(OH) – CH(OH) – CHO
Les ions iodate IO¯3 oxydent le glucose en ions gluconate, notés R – CO¯2 (aq) en milieu basique. Les couples mis en jeu sont :
R - CO¯2 (aq) / R – CHO (aq) et IO¯3 (aq) / I¯
1. Ecrire les demi-équations d’oxydoréduction en milieu acide.
Réponse :
● R - CO¯2 (aq) + 3H+ (aq) + 2é = R – CHO (aq) + H2O (l)
● IO¯3 (aq) + 6H+ (aq) + 6é = I¯ (aq) + 3 H2O (l)
2. En déduire l’équation de la réaction d’oxydoréduction en milieu basique.
Réponse : l’équation est :
● IO¯3 (aq) + 3R – CHO (aq) = 3R - CO¯2 (aq) + 3H+ (aq) + I¯ (aq) + 2 H2O (l)
Exercice 2:
1. Le diode réagit lentement avec le zinc. Les couples mis en présence sont :
● I2 (aq) / I¯ (aq) et Zn2+ (aq) / Zn (s)
a) Ecrire l’équation de la réaction.
Réponse : l’équation est :
I2 (aq) + Zn (s) = Zn2+ (aq) + 2I¯ (aq)
b) Comment évoluent la coloration de la solution et la masse de zinc au cours du temps?
Réponse :
La coloration de la solution évolue rapidement mais la masse de zinc reste constante au cours du temps.
3. On introduit une lame de zinc dans un volume Vo = 50,0 mL d’une solution de diiode de concentration Co = 0,020 mol/L. Le zinc est en large excès. On étudie l’évolution du système au cours du temps. La température est maintenue à 22°C.
a) Pourquoi fixe-t-on la température ?
Réponse : On fixe la température pour savoir si elle est un facteur cinétique.
b) Au bout de 800s, on relève [I2]800 = 2,0mmol/L. Peut-on affirmer que la réaction n’est pas terminée ?
Réponse :
I2 (aq) + Zn (s) = Zn2+ (aq) + 2I¯ (aq)
I2 (aq) Zn (s) Zn2+ (aq) 2I¯ (aq)
n = Co.Vo = 4.10^¯3 mol excès 0mol 0mol
n - xmax excès xmax 2xmax
I2 (aq) est le réactif limitant. La réaction est terminée au bout de 800s.
Donc, on ne peut pas affirmer que la réaction n’est pas terminée.
c) Calculer, puis comparer les concentrations [I¯]800 et [I¯]f.
Réponse:
On a :
- pour [I¯]f :
nf (I¯) = 2.xmax = 2. 4.10^¯3 = 8.10^¯3 mol
Donc [I¯]f = nf (I¯) / Vo = 8.10^¯3/ 0,050 = 0,16 mol/L
- pour [I¯]800 :
n(I2)800 = [I2]800 .Vo = 0,002.0,050 = 10^¯4 mol
n(I¯)800 = 2.x800 = 2.0,0001 = 2. 10^¯4 mol
Donc [I¯]800 = n(I¯)800 /Vo = 2. 10^¯4 .0,050 = 4. 10^¯3 mol/L
D’où : [I¯]f > [I¯]800
4. On prélève V = 25,0 mL d la solution initiale de diiode que l’on verse dans une fiole jaugée de 50,0 mL. On ajoute de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge. On obtient ainsi une solution diluée de diiode.
a) Calculer la concentration C’o du diiode dans la solution diluée.
Réponse :
On calcule la concentration C’o du diiode dans la solution diluée d’abord par facteur : 50,0mL/25,0mL = 2
Ensuite, C’o = Co/2 = 0,020/2 = 1,0. 10^¯2 mol/L
b) Comme précédemment, on plonge la plaque de zinc dans la solution diluée de diiode maintenue à une température de 22°C. Comparer qualitativement les vitesses d’évolution des systèmes.
Réponse :
On a : C’o = 1,0. 10^¯2 mol/L et Co = 2. 10^¯2 mol/L
La vitesse de Co est plus importante que celle de C’o car d’après le cours, la vitesse d’évolution d’un système chimique est d’autant plus grande que les concentrations en réactifs sont importantes.
C’o < Co
5. On porte la solution initiale de diiode à 60°C et l’on y ajoute une plaque de zinc. Pourrait-on encore affirmer que la réaction n’est pas terminée au bout de 800s ? Justifer.
Réponse :
Non, on ne pourrait pas affirmer que la réaction est terminée au bout de 800s bien que la température est l’une des facteurs cinétiques. Cette température ne joue aucun rôle ici. En effet, seul la concentration est considérée dans ce cas comme un facteur cinétique.
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