1. Soit la réaction d'oxydation de l'ammoniac : 4 NH3(g) + 5 O2(g) ® 4 NO(g) + 6 H2O(g).
Sachant qu'à l'instant t, NH3 disparaît a la vitesse de 0,2 mol/L.s, calcule :
La vitesse de disparition de O2 et les vitesses d’apparition de NO et H2O au même instant
2. On étudie la cinétique de la décomposition d'un hypochlorite : 2 ClO-(aq) ® 2 Cl-(aq) + O2(g)
On mesure le volume de O2 dégagé au cours du temps a 25 °C et on le met en graphique.
a) Quelle est la durée en minute de cette réaction ?
b) Parmi les 3 graphiques ci-dessous, quel est celui qui traduis l'évolution de la vitesse de la réaction au cours du temps ? (Justifie ton choix)
a) La réaction dure 4 minutes
b) Le deuxième graphique car v est maximum au début et constant puis diminue puis est nulle
3. Le peroxyde d'hydrogène liquide se décompose en eau et en dioxygène en présence de FeCl3 comme catalyseur : 2H2O2(l)® 2 H2O(l) + O2(g). Dans un récipient muni d'un tube a dégagement, on introduit le peroxyde et le catalyseur et on mesure au cours du temps le volume de O2 récolté.
Temps en minutes 0 1 2 4 6 10 15 20 25 n de O2 (10-5 mol) 0 0.4 2 4 6 20 30 40 48 Conc de H2O2 (10-4 mol/L) 40 39.9 39.6 39.2 38.8 34 32 30.4
a) Calcule la v moyenne de formation de O2 entre 4 et 10 minutes.
b) Déduis la vitesse moyenne de disparition de H2O2 entre 4 et 10 minutes
c) Calcule la concentration de H2O2 à l'instant t= 10 min
d) Construit le graphique d'évolution de la concentration de H2O2 au cours du temps.
e) Détermine graphiquement le temps au bout du quel le 8ème du peroxyde de H a été décomposé.
a) 
b)
c)
d)
e) le 8ème du H2O2 à été décomposé en t=12 minutes
4. Le tableau ci-dessous reprend les résultats obtenus au cours de la réaction :
CaCO3(s) + 2 H3O+(aq) ® Ca2+(aq) + CO2(g) + 3 H2O(l)
Temps (secondes) 15 30 40 50 70 90 110 130 Conc Ca2+ (mmol/l) 1,34 3,13 4,02 4,91 6,47 7,59 8,48 9,38
a) Trace la courbe représentative de l'évolution de la concentration de Ca2+ en fonction du temps.
b) Calcule la vitesse moyenne de disparition du carbonate de calcium entre 30 et 50 s.
c) Calcule la vitesse instantanée de disparition du carbonate de calcium à 90 s.
a)
b) 
c) 
5. Au temps t=0, on introduit 1,0g de zinc en poudre dans un ballon contenant 40 ml d’acide chlorhydrique de concentration 0,50 mol/L. Il s'en échappe du gaz d'hydrogène dont on mesure le volume au cours du temps.
a) Sachant qu'il apparaît également une solution aqueuse de chlorure de zinc, écris l'équation chimique de cette réaction en tenant compte des entités réellement présentes et actives.
b) Sachant que le volume molaire du gaz, dans les conditions de l'expérience, vaut 24 L/mol, détermine la concentration molaire en cations Zn2+ lorsque V (h2)= 0,103 L.
c) En fin de réaction calcule la concentration en Zn2+ dans la solution et la masse de zinc restant.
d) Grâce à l'équation mathématique de C de Zn2+ en fonction de t :
C= 3.10-10 t³- 7.10-7t² + 6.10-4 t + 1,8.10-3
- Calcule la vitesse moyenne de formation de Zn2+ dans l'intervalle de temps 0 ® 500s
- Calcule la vitesse instantanée de formation de Zn2+ à l'instant t=200 s
e) Cite 3 facteurs expérimentaux qui permettraient de ralentir cette réaction et justifie tes réponses.
.
a)
b)
c)
d)
e) lame de zinc car plus petite surface de contact avec l'acide
température plus basse car
HCl moins concentré car
6. Pour la réaction : N2O5(g) ® 2 NO2(g) + ½ O2(g) on a les résultats expérimentaux suivants :
Expérience [N2O5]0 = C0 en mol/L Vitesse initiale= v0 en mol/(L.min) 1 0,0 0,018 2 0,02 0,036 3 0,04 0,072
a) Déterminer l'ordre de la réaction (justifier).
b) Calculer la constante cinétique à la température de l’expérience
c) Calculer la demi-vie de cette réaction
a) 
7. On étudie la cinétique de la réaction d'un iodure par l'eau oxygénée en milieu acide
2 I-(aq) + H2O2(aq) + 2 H3O+(aq) ® I2(aq) + 4 H2O(l)
Les résultats expérimentaux obtenus sont consignés dans le tableau ci-dessous :
Expérience en mol/L [I-]0 en mol/L V0 en mol/(L. min) 1 2.10-2 2.10-2 6,66.10-3 2 2.10-2 4.10-2 13,30.10-3 3 6.10-2 4.10-2 40,01.10-3
La réaction ayant été effectuée en présence d'un large excès d'acide, on peut considérer que la concentration en H3O+ est une constante sans influence sur la cinétique de la réaction.
a) Déterminer les ordres partiels de cette réaction
b) Calculer la constante de vitesse a la température des expérience.
c) Calculer la vitesse initiale pour les concentrations suivantes
. [H2O2]0 = 2.10-2 mol/l et [I-]0 = 6.10-2 mol/L
a)
b)