7.E1 : Stabilité de l’iodométhane

Dans l'atmosphère terrestre, l'iodométhane est consommé selon la réaction d'équation : \(\ce{2 CH3I (g) -> C2H6 (g) + I2 (g)}\) Dans une enceinte fermée de volume égal à un litre, la quantité de matière n d'iodométhane a été mesurée à différentes dates et pour deux températures différentes. Les résultats sont regroupés dans le tableau ci-dessous.

Date (en s)	0	10	20	30	40	50	60	70	80	90
Qté de matière à \(\pu{27°C}\) (en mmol)	500	430	370	319	274	236	203	175	151	130
Qté de matière à \(\pu{27°C}\) (en mmol)	500	225	101	45	20	9	4	2	1	0

1 Montrer que ces données mettent en évidence que la température est un facteur cinétique. Préciser l’influence de la température sur l’évolution temporelle de la transformation.

2 Temps de demi-réaction

2.1. A l’aide d’un tableur, tracer et imprimer les courbes donnant les quantités de matière en fonction du temps.

2.2. Déterminer les temps de demi-réaction de la transformation pour chacune des températures.

3 On s’intéresse à la transformation qui se fait à 27°C.

3.1. A l’aide d’un tableur, pour les dates allant de 0 à 80 s, calculer la vitesse volumique de disparition du iodométhane.

3.2. Tracer la courbe donnant la vitesse volumique de disparition du iodométhane en fonction de la concentration en iodométhane.

3.3. La cinétique de la transformation est-elle d’ordre 1 ?

Afficher la correction

Les données permettent d'affirmer que l'iodométhane est consommé plus rapidement lorsque la température est plus élevée. Cela permet effectivement de conclure que la température est un facteur cinétique pour cette réaction.

Plus la température est élevée, plus la réaction se fait rapidement.

2.1

2.2

Pour la courbe à \(\pu{527 °C}\), on mesure \(t_{1/2} = \pu{8 s}\).

Pour la courbe à \(\pu{27 °C}\), on mesure \(t_{1/2} = \pu{45 s}\).

3.1

Date (en s)	0	10	20	30	40	50	60	70	80	90
Qté de matière à \(\pu{27°C}\) (en mmol)	500	430	370	319	274	236	203	175	151	130
\(\ce{[CH3I]}\) en \(\pu{mmol*L-1}\)	500	430	370	319	274	236	203	175	151	130
\(v_{disp}\)	7	6	5,1	4,5	3,8	3,3	2,8	2,4	2,1

La troisième ligne se calcul à l'aide de la formule \(\ce{[CH3I]} = \dfrac{n}{V}\).

La quatrième ligne se calcul à l'aide de la formule \(v_{disp} = -\dfrac{\ce{[CH3I]_{i+1}}-\ce{[CH3I]_{i}}}{t_{i+1}-t_{i}}\).

3.2

3.3

En traçant la courbe, on observe que la vitesse de disparition du iodométhane est proportionnelle à la concentration en iodométhane. Donc la loi de vitesse est bien d’ordre 1 pour l’iodométhane.