Chapitre 6 | Première STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
Exercices progressifs corrigés. Cherche chaque exercice avant de dérouler la correction.
(a) Pour chaque transformation, indiquer si elle est rapide ou lente : la précipitation d'un sel ; la corrosion d'une carrosserie ; une réaction acide-base de dosage ; la maturation d'un fromage.
(b) Laquelle (lente ou rapide) se prête à une étude cinétique ? Pourquoi ?
(a) Précipitation → rapide ; corrosion → lente ; dosage acide-base → rapide ; maturation d'un fromage → lente.
(b) Seules les transformations lentes se prêtent à une étude cinétique : leur évolution s'étale sur une durée mesurable, pendant laquelle on peut suivre la concentration au cours du temps et donc mesurer une vitesse.
On suit la concentration d'un réactif \(\text{R}\) au cours d'une réaction lente. À la date \(t=30\) s, la tangente à la courbe \([\text{R}]=f(t)\) passe par les points \((10\ \text{s}\,;\,0{,}62\ \text{mol·L}^{-1})\) et \((50\ \text{s}\,;\,0{,}30\ \text{mol·L}^{-1})\).
(a) Calculer la pente de la tangente. (b) En déduire la vitesse de disparition de \(\text{R}\) à \(t=30\) s, avec son unité.
(a) Pente \(=\dfrac{0{,}30-0{,}62}{50-10}=\dfrac{-0{,}32}{40}=-8{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).
(b) La concentration diminue (pente négative). La vitesse de disparition est la valeur absolue de cette pente : \(v_{\text{disp}}(\text{R})=\left|-8{,}0\times10^{-3}\right|=8{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).
Au cours de la même expérience, on suit maintenant l'apparition d'un produit \(\text{P}\). Le tableau donne quelques valeurs :
| \(t\) (s) | 0 | 20 | 40 | 60 |
|---|---|---|---|---|
| \([\text{P}]\) (mol·L⁻¹) | 0 | 0,18 | 0,30 | 0,36 |
(a) Estimer la vitesse moyenne d'apparition de \(\text{P}\) entre \(t=0\) et \(t=20\) s, puis entre \(t=40\) et \(t=60\) s. (b) La vitesse augmente-t-elle ou diminue-t-elle au cours du temps ? Interpréter.
(a) Entre 0 et 20 s : \(\dfrac{0{,}18-0}{20-0}=9{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).
Entre 40 et 60 s : \(\dfrac{0{,}36-0{,}30}{60-40}=\dfrac{0{,}06}{20}=3{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).
(b) La vitesse diminue (\(9{,}0\times10^{-3}\) puis \(3{,}0\times10^{-3}\)). Au cours du temps, les réactifs sont consommés : leur concentration baisse, les chocs entre réactifs se raréfient, la vitesse chute.
Une réaction lente débute avec \([\text{R}]_0=0{,}60\ \text{mol·L}^{-1}\). La lecture de la courbe \([\text{R}]=f(t)\) donne :
| \(t\) (min) | 0 | 5 | 10 | 15 | 20 |
|---|---|---|---|---|---|
| \([\text{R}]\) (mol·L⁻¹) | 0,60 | 0,42 | 0,30 | 0,21 | 0,15 |
(a) Calculer \(\dfrac{[\text{R}]_0}{2}\). (b) Déterminer le temps de demi-réaction \(t_{1/2}\).
(a) \(\dfrac{[\text{R}]_0}{2}=\dfrac{0{,}60}{2}=0{,}30\ \text{mol·L}^{-1}\).
(b) Dans le tableau, \([\text{R}]=0{,}30\ \text{mol·L}^{-1}\) exactement à \(t=10\) min. Donc \(t_{1/2}=10\ \text{min}\) : au bout de 10 min, la moitié du réactif a été consommée.
On réalise deux fois la même réaction lente, une fois à \(20\ \text{°C}\), une fois à \(40\ \text{°C}\). On mesure le temps de demi-réaction dans chaque cas : \(t_{1/2}(20\ \text{°C})=16\) min et \(t_{1/2}(40\ \text{°C})=4\) min.
(a) À quelle température la réaction est-elle la plus rapide ? Justifier à partir des \(t_{1/2}\). (b) La température est-elle un facteur cinétique ? (c) Interpréter à l'échelle microscopique.
(a) À \(40\ \text{°C}\) : son temps de demi-réaction est plus court (4 min < 16 min), donc la moitié du réactif est consommée plus vite : la réaction est plus rapide.
(b) Oui : modifier la température change la vitesse de la transformation → c'est un facteur cinétique.
(c) À température plus élevée, les molécules se déplacent plus vite : elles se rencontrent plus souvent et plus violemment, donc les chocs efficaces sont plus fréquents et la réaction avance plus vite.
Un morceau de marbre (carbonate de calcium) est plongé dans de l'acide chlorhydrique. Il se produit un dégagement de dioxyde de carbone. On réalise l'expérience avec deux acides : l'un dilué \(([\text{H}^+]=0{,}5\ \text{mol·L}^{-1})\), l'autre concentré \(([\text{H}^+]=2{,}0\ \text{mol·L}^{-1})\).
(a) Dans quel cas le dégagement gazeux est-il le plus rapide ? (b) Expliquer avec la notion de facteur cinétique et l'interprétation microscopique.
(a) Avec l'acide le plus concentré \((2{,}0\ \text{mol·L}^{-1})\) : le dégagement de dioxyde de carbone est plus rapide et plus vif.
(b) La concentration des réactifs est un facteur cinétique. Plus la concentration en ions \(\text{H}^+\) est grande, plus il y a de réactif par unité de volume, donc plus les chocs entre réactifs sont nombreux : la vitesse de la réaction augmente.
Pour chaque situation, dire si l'espèce citée est un catalyseur, puis qualifier la nature de la catalyse (homogène, hétérogène ou enzymatique) :
1. Les ions \(\text{Fe}^{3+}\) accélèrent sans être consommés : catalyseur. Ils sont en solution, comme les réactifs → catalyse homogène (même phase).
2. Le platine accélère sans se consommer : catalyseur. Il est solide, les réactifs sont gazeux → catalyse hétérogène (phases différentes).
3. La catalase accélère sans se consommer : catalyseur. C'est une enzyme → catalyse enzymatique.
On étudie la décomposition de l'eau oxygénée, catalysée par des ions \(\text{Fe}^{3+}\) : \(2\,\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2\). On suit la concentration \([\text{H}_2\text{O}_2]\) au cours du temps ; on note \([\text{H}_2\text{O}_2]_0=0{,}80\ \text{mol·L}^{-1}\).
| \(t\) (min) | 0 | 10 | 20 | 30 | 40 | 50 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| \([\text{H}_2\text{O}_2]\) (mol·L⁻¹) | 0,80 | 0,55 | 0,40 | 0,28 | 0,20 | 0,14 |
(a) Estimer la vitesse moyenne de disparition de \(\text{H}_2\text{O}_2\) entre \(t=0\) et \(t=10\) min, puis entre \(t=40\) et \(t=50\) min. Que constate-t-on ?
(b) Déterminer le temps de demi-réaction \(t_{1/2}\).
(c) Les ions \(\text{Fe}^{3+}\) sont-ils consommés par la réaction ? Comment les qualifie-t-on et de quelle nature est la catalyse ?
(d) Si on chauffait le mélange, comment évoluerait \(t_{1/2}\) ?
(a) Entre 0 et 10 min : \(\dfrac{|0{,}55-0{,}80|}{10}=\dfrac{0{,}25}{10}=2{,}5\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·min}^{-1}\).
Entre 40 et 50 min : \(\dfrac{|0{,}14-0{,}20|}{10}=\dfrac{0{,}06}{10}=6{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·min}^{-1}\).
La vitesse de disparition diminue au cours du temps : à mesure que \(\text{H}_2\text{O}_2\) est consommé, sa concentration baisse et la réaction ralentit.
(b) \(\dfrac{[\text{H}_2\text{O}_2]_0}{2}=\dfrac{0{,}80}{2}=0{,}40\ \text{mol·L}^{-1}\), valeur atteinte à \(t=20\) min. Donc \(t_{1/2}=20\ \text{min}\).
(c) Les ions \(\text{Fe}^{3+}\) ne figurent pas dans le bilan et se retrouvent intacts : ils ne sont pas consommés. On les qualifie de catalyseur. Comme ils sont en solution avec les réactifs (même phase), la catalyse est homogène.
(d) La température est un facteur cinétique : chauffer accélère la réaction, donc \(t_{1/2}\) diminuerait (la moitié serait consommée plus vite).