Solution :
v = -Δ[A]/Δt = -(0,2 – 0,5)/30 = 0,01 mol.L^-1.s^-1
La vitesse moyenne est de 0,01 mol.L^-1.s^-1.

Solution :
60 minutes = 3 × t_1/2
Fraction restante = (1/2)³ = 1/8 = 0,125
Il reste 12,5% du réactif.

Solution :
v₀ = -pente de la tangente à t=0
v₀ = -(-0,02) = 0,02 mol.L^-1.s^-1

Solution :
a) L’augmentation de température augmente la vitesse car elle accroît l’énergie cinétique des molécules et le nombre de chocs efficaces.
b) Un catalyseur augmente la vitesse en abaissant l’énergie d’activation sans être consommé.

Solution :
La réaction consomme des ions OH^– et produit CH₃COO^–, ce qui modifie le pH. Le suivi pH-métrique permet de mesurer l’avancement grâce à la relation entre pH et concentration en H₃O⁺.

Solution :
Les ions H⁺ (λ élevé) et OH^– (λ élevé) sont remplacés par Na⁺ et Cl^– (λ plus faibles), ce qui provoque une diminution de la conductivité au cours de la réaction.

Solution :
1. Repérer la concentration initiale [A]₀
2. Trouver le temps t_1/2 où [A] = [A]₀/2
Le temps de demi-réaction est l’abscisse de ce point.

Solution :
ξ_max = n₀(H₂O₂)/|ν| = 0,1/2 = 0,05 mol
L’avancement maximal est de 0,05 mol.

Solution :
Pour une réaction d’ordre 1 : v = k[A]
k = v/[A] = 0,01/0,1 = 0,1 s^-1
Nouvelle vitesse : v = 0,1 × 0,4 = 0,04 mol.L^-1.s^-1

Solution :
1. I₂ est coloré (brun) et absorbe la lumière visible, contrairement aux autres espèces.
2. L’absorbance augmente au cours du temps car [I₂] augmente.
3. La vitesse est déterminée par la pente de la tangente à la courbe A = f(t) à t=0.