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Vitesse de réaction

Dans cette vidéo, Mathis explique le lien entre la vitesse de réaction et la concentration. Il commence par donner une équation bilan pour une réaction chimique donnée. Il construit ensuite un tableau d'avancement de la réaction en termes de concentration. Il déduit ensuite l'expression de l'avancement volumique en fonction de la concentration pour chaque espèce. Ensuite, il montre que la vitesse de réaction est simplement la dérivée de l'avancement volumique par rapport au temps. Il démontre ainsi l'expression de la vitesse de réaction en fonction de la concentration des ions. Il conclut en soulignant l'importance de comprendre ces concepts en chimie.
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Réaction d'ordre 2

Dans cette vidéo, nous allons vérifier si une réaction est d'ordre 2 ou non. Pour cela, nous supposons que la réaction est d'ordre 2 par rapport au réactif A. Nous devons établir et résoudre l'équation différentielle vérifiée par la concentration de A en fonction du temps. Une représentation graphique de 1/concentration en fonction du temps nous permettra de conclure à la vérité de l'hypothèse pour les deux réactions présentées. Pour la réaction 1, nous observons une droite qui peut être modélisée et qui passe par la plupart des points. Cela est cohérent. Pour l'autre réaction, nous avons un polynôme qui est mal approximé par la régression linéaire. Pour exprimer 1/concentration en fonction du temps, nous utilisons l'équation v=k[A]^2. En effectuant la séparation des variables et en intégrant, nous obtenons la relation 1/concentration à l'instant t = kt + 1/concentration initiale. Cette relation nous dit que la courbe de 1/concentration en fonction du temps est une fonction affine et croissante. Ainsi, la réaction 1 présente une cinétique d'ordre 2 par rapport à A. Ce n'est pas le cas pour la réaction 2. En conclusion, en analysant l'évolution de la concentration en fonction du temps, nous pouvons déterminer l'ordre de la réaction. Cette démarche est puissante et nous permet de comprendre les caractéristiques cinétiques des réactions. Merci d'avoir visionné cette vidéo et à bientôt !
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Décomposition de l'éthanal

Dans cette vidéo, nous étudions la décomposition de l'éthanal (CH3CHO) en méthane (CH4) et monoxyde de carbone (CO). Les composés sont tous gazeux. Nous sommes également dans une enceinte fermée et indéformable, avec une pression initiale P0. Nous écrivons l'équation de la réaction et construisons le tableau d'avancement. On constate que la mesure de la pression à l'intérieur de l'enceinte permet de suivre l'avancement de la réaction, car elle dépend directement du nombre de moles des différents composés. On exprime la pression en fonction de l'avancement et des molécules présentes. Ensuite, on montre expérimentalement que la fonction f est proportionnelle à la température T. On utilise la formule de la concentration en éthanal pour une réaction d'ordre 2 et exprimons f en fonction de cette formule. On démontre alors que f est une fonction linéaire du temps, ce qui est compatible avec une réaction d'ordre 2. Nous calculons ensuite le temps de demi-réaction en utilisant les informations disponibles et obtenons l'expression V/(N0*K), typique d'une réaction d'ordre 2. Enfin, nous notons que si le volume est doublé, le temps de demi-réaction sera également deux fois plus important. En conclusion, cet exercice nous montre l'importance d'exprimer les grandeurs en fonction des hypothèses et des formules disponibles. Il permet également de comprendre comment mesurer et suivre l'avancement d'une réaction grâce à une grandeur physique, comme la pression.
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Ions iodures et ferriques

Dans cette vidéo, Matisse de Studio explique le processus d'oxydation des ions iodure par les ions fériques. Il présente une équation de bilan : 2Fe3+ + 2I- -> 2Fe2+ + I2. Il réalise deux séries d'expériences à température constante pour déterminer les vitesses initiales en utilisant une méthode appelée "horloge à iode". Pour la première série, la concentration initiale en I- est fixée à 4x10^-3 mol/L, tandis que pour la deuxième série, c'est la concentration initiale en Fe3+ qui est fixée à 1,67x10^-3 mol/L. Ensuite, il propose un modèle mathématique pour exprimer la vitesse initiale de réaction en fonction des concentrations initiales des réactifs. En utilisant une régression linéaire, il détermine les ordres partiels de réaction par rapport à I- (α) et par rapport à Fe3+ (β). Il obtient β = 1 et α = 2. Il utilise également les résultats de la régression linéaire pour déterminer les constantes de vitesse apparentes (K-up et K'). Enfin, il calcule la valeur de la constante de vitesse (K) à partir de K' et de la concentration initiale en Fe3+. En conclusion, Matisse établit la loi de vitesse initiale de la réaction étudiée : V0 = K [I-]^2 [Fe3+]^1, avec K = 4,55 mol-2 L2s-1. Il souligne que ces résultats concernent uniquement la vitesse initiale de réaction.
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Loi d'Arrhenius

Dans cette vidéo, Mathis de Studio explique la loi d'Arenius qui concerne la décomposition du pâte à oxyde d'azote N2O5 en dioxyde azote NO2 et en dioxygène à une température de θ supérieure ou égale à 150°C. Il démontre comment écrire l'équation de la réaction en utilisant les nombres stoichiométriques appropriés. Il poursuit en expliquant comment déterminer l'ordre alpha de la réaction et la constante cinétique K grâce à une étude cinétique menée à différentes températures. Il souligne qu'en repérant l'unité de la constante de vitesse K (exprimée en secondes moins 1), on peut déduire que l'ordre alpha de la réaction est 1. Il propose ensuite une loi de vitesse qui relie la vitesse de la réaction à la concentration de N2O5. Ensuite, Mathis examine les données expérimentales fournies pour déterminer si elles sont compatibles avec la loi d'Arenius. Il explique comment effectuer une régression linéaire en utilisant la loi d'Arenius pour relier ln de K à 1 sur T. Les constantes obtenues dans la régression linéaire permettent de déterminer l'énergie d'activation et le facteur préexponentiel de la réaction. Les résultats obtenus sont une énergie d'activation de 15,0 kJ par mol et un facteur préexponentiel de 29,7 X 10³. En résumé, cette vidéo explique la loi d'Arenius concernant la décomposition du N2O5, détermine l'ordre alpha et la constante cinétique K, et effectue une régression linéaire pour obtenir des valeurs pour l'énergie d'activation et le facteur préexponentiel.
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Souffre radioactif

Dans cette vidéo, on étudie l'utilisation possible du soufre radioactif en tant que traceur biologique. L'isotope radioactif du soufre 38 est utilisé pour étudier le métabolisme des protéines. On commence avec un échantillon de protéines marqué avec cet isotope, qui a une activité initiale de 4,8 x 10^4 désintégrations par minute. On souhaite calculer l'activité de cet échantillon après 8 heures et 24 heures. Pour résoudre ce problème, on utilise la décroissance exponentielle de l'isotope radioactif. On pose une expression pour la concentration en isotope en fonction du temps, en utilisant la concentration initiale et la constante de décroissance. On utilise également la définition de la demi-vie, qui indique que la concentration à n'importe quel instant est égale à la concentration initiale divisée par deux après une durée de demi-vie. En résolvant l'équation obtenue, on détermine la constante de décroissance alpha, qui permet ensuite d'exprimer la loi de concentration de l'isotope. On peut alors calculer la vitesse de décroissance en utilisant la dérivée temporelle de la concentration. Cependant, on dispose de l'activité initiale de l'échantillon, qui est la vitesse de disparition de l'isotope, plutôt que de sa concentration initiale. On calcule donc la vitesse initiale en utilisant cette activité. On peut ensuite utiliser toutes ces informations pour calculer l'activité de l'échantillon après 8 heures et 24 heures. En effectuant les calculs numériques, on obtient une activité de 6812 désintégrations par minute après 8 heures et 137 désintégrations par minute après 24 heures. Malgré la complexité de cet exercice, il est important de prendre des initiatives et d'essayer différentes approches pour résoudre le problème. Même si on se trompe, cela permet de progresser et de trouver la bonne solution. Il faut donc se lancer, être confiant et ne pas avoir peur de se tromper. Merci d'avoir suivi cette vidéo et à bientôt !
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Mise en solution d'un acide

Dans cette vidéo, on aborde l'équilibre chimique, qui est une notion importante en chimie. On commence par un exercice où on met un acide en solution. L'acide éthanoïque réagit de façon acido-basique avec l'eau selon l'équation CH3COH + H2O donne CH3CO- + H3O+. On travaille avec une solution d'acide éthanoïque de concentration C0 égale à 1 fois 10 puissance moins 3 mol par litre. On nous demande quelle grandeur on peut mesurer pour déterminer l'avancement volumique final XF. Pour répondre à cette question, on peut utiliser un tableau d'avancement en calculant les concentrations initiale et finale des espèces. On remarque que la concentration finale de H3O+ (XF) est égale à la concentration initiale de H3O+ à l'équilibre. Donc, on peut mesurer le pH pour déterminer l'avancement de la réaction. Ensuite, on nous demande de déterminer le pH lorsque la transformation est totale, c'est-à-dire XF=C0. Dans ce cas, la concentration de H3O+ à l'équilibre est égale à C0. En utilisant la formule du pH, on obtient pH=-log(C0). L'application numérique donne un pH final de 3. En conclusion, cet exercice nous permet de comprendre l'état final d'une réaction et son lien avec le pH, et nous allons étudier plus en détail ce sujet dans les exercices suivants.
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Quotient réactionnel

Bonjour à tous ! Dans cette vidéo, nous allons aborder le quotient réactionnel en thermodynamique chimique. Le quotient réactionnel, noté Q, est défini comme le produit des activités des produits divisé par le produit des activités des réactifs. Les activités dépendent de l'état de l'espèce considérée. Pour une espèce gazeuse, l'activité est donnée par la pression partielle divisée par une constante P0. Pour une espèce en solution, l'activité est donnée par la concentration divisée par une constante C0. Pour le solvant ou un solide, l'activité est conventionnellement fixée à 1. Le quotient réactionnel est utilisé pour exprimer l'avancement d'une réaction chimique. Pour une réaction donnée, le quotient réactionnel est le produit des activités des produits divisé par le produit des activités des réactifs. Nous illustrons cette définition avec trois exemples de réactions. Dans chaque cas, nous identifions les valeurs des coefficients stoichiométriques et des activités. Nous simplifions ensuite l'expression du quotient réactionnel en regroupant les termes communs et en annulant les constantes C0. Finalement, nous vérifions que le quotient réactionnel est homogène et cohérent avec l'expression théorique. Il est important de bien comprendre le quotient réactionnel pour analyser l'évolution du système chimique. N'hésitez pas à pratiquer des exercices supplémentaires pour vous entraîner. Merci de nous avoir suivi et à bientôt !
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Activités chimiques

Dans cette vidéo, Mathis explique en détail le concept d'activité chimique et comment l'utiliser pour calculer des quotients de réaction et des constantes d'équilibre. Il explique que l'activité d'une espèce gazeuse est égale à sa pression partielle divisée par la pression standard, tandis que l'activité d'une espèce en solution aqueuse est égale à sa concentration divisée par la concentration standard. Il souligne également que l'activité d'un solvant ou d'un solide est toujours égale à 1. Ensuite, il donne des exemples concrets pour illustrer ces concepts. Il explique que la limaille de fer versée dans un verre d'eau pure est un solide, donc son activité est égale à 1. Il montre également que la solution d'acide chlorhydrique a une concentration de 1x10^-2 mol/L, ce qui correspond à son activité. Pour une bouteille d'hélium à 200 bar, il explique que l'hélium est un gaz, donc son activité est égale à la pression partielle en helium divisée par la pression standard, ce qui donne un résultat de 200. Enfin, il explique comment calculer les activités de diazote et de dioxygène dans l'air en utilisant les fractions molaires de ces gaz, qui sont respectivement d'environ 80% et 20%. En utilisant la pression totale de l'air (1 bar) comme pression standard, il obtient des activités de 0,8 pour le diazote et 0,2 pour le dioxygène. Il conclut en disant que maintenant que nous avons une meilleure compréhension de la notion d'activité chimique, nous pourrons l'utiliser dans les exercices à venir.
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Combinaison de constantes

Dans cette vidéo, Mathis de Studio présente comment combiner les équations bilan et les constantes d'équilibre. Il commence par donner les équations bilan et les constantes d'équilibre pour deux réactions chimiques. Ensuite, il explique comment déterminer la constante d'équilibre d'une réaction en combinant les constantes d'équilibre des réactions précédentes. Il rappelle la définition de la constante d'équilibre comme étant le quotient de réaction à l'état d'équilibre. Il utilise cette définition pour exprimer les constantes d'équilibre des réactions données. Ensuite, il montre comment manipuler les différents termes pour exprimer la constante d'équilibre de la réaction combinée. Il utilise une astuce consistant à multiplier et diviser par les mêmes grandeurs pour faciliter les calculs. Finalement, il arrive à exprimer la constante d'équilibre de la réaction combinée. La valeur de la constante d'équilibre est donnée comme étant égale à 10 puissance 4,4. Pour résumer, Mathis explique qu'il faut exprimer les constantes d'équilibre à partir de leur définition, puis manipuler les grandeurs pour obtenir la constante d'équilibre souhaitée.
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Rupture d'équilibre

Dans cette vidéo, nous abordons le concept de rupture d'équilibre dans le cadre de la réaction de dissolution du chlorure d'argent (AgCl). La constante d'équilibre (Ks) de cette réaction est donnée comme étant égale à 10 puissance moins 10. Nous ne pouvons pas raisonner uniquement en termes de concentration car AgCl est un solide et ne peut donc pas être exprimé en concentration. Nous utilisons donc l'avancement d'équilibre (Ψeq) pour résoudre ce problème. Pour trouver Ψeq, nous utilisons un tableau d'avancement dans lequel nous déterminons les concentrations d'Ag+ et de Cl- à l'équilibre, qui sont respectivement Ψeq/V. En utilisant la loi d'action des masses, nous obtenons finalement Ψeq = C0V * racine carrée de Ks, soit Ψeq = 10 puissance moins 6 mol. Nous démontrons ensuite que pour atteindre l'équilibre, la quantité initiale de matière (Ni) doit être supérieure ou égale à Ψeq. Si Ni est inférieur à Ψeq, l'équilibre ne peut pas être atteint. Finalement, nous proposons un exemple de condition initiale pour lequel l'équilibre est atteint (Ni = Ψeq), ainsi qu'un exemple pour lequel l'équilibre n'est pas atteint (Ni < Ψeq). Il est important de comprendre que l'équilibre chimique dépend des conditions initiales et que différentes ruptures d'équilibre peuvent être observées en fonction de ces conditions. Merci de nous avoir suivi et à bientôt !
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De l'eau dans la buanderie

Dans cette vidéo, Matisse de Studio aborde le problème de l'eau dans la buanderie. Il décrit les dimensions de la buanderie, la quantité d'eau présente (0,40 litres), la température (20 degrés) et la constante des gaz parfaits. Il explique que l'évaporation est le passage de l'eau de l'état liquide à l'état gazeux. Il définit ensuite la pression de vapeur saturante comme la pression à laquelle la phase gazeuse d'une substance est en équilibre avec sa phase liquide à une température donnée. Il indique que la pression de vapeur saturante de l'eau à 20 degrés est de 2,34 kPa, et en déduit la valeur de la constante d'équilibre k0 de l'équation d'évaporation de l'eau. Il explique que l'eau va nécessairement s'évaporer dans l'air de la buanderie en se basant sur le second principe de la thermodynamique (l'entropie d'un système isolé ne peut que croître avec le temps) et en donnant une interprétation microscopique de l'évaporation. Enfin, il détermine l'état final du système dans deux cas différents : lorsque l'air de la buanderie est initialement sec et lorsque le taux d'humidité est de 60%. Il utilise des calculs pour déterminer la pression partielle dans l'air et la quantité de liquide restant.