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Cinétique chimique - Ts

Classe:

Terminale

En chimie le plus souvent, on se contente d'écrire l'équation-bilan d'une réaction ; cette équation ne renseigne pas sur le caractère lent ou rapide d'une réaction.

Une réaction chimique peut être rapide, lente ou très lente ; sa durée dépend étroitement des conditions expérimentales.

La cinétique chimique est l'étude de l'évolution d'une réaction chimique, possible, au cours du temps.

I. Étude qualitative

1. Réactions rapides

Une réaction rapide se fait quasi-instantanément, dès que les réactifs sont en contact

Exemples :

$-\ $ Réaction entre $I_{2}$ et $S_{2}O_{3}^{2-}$

$-\ $ Réaction entre $H_{2}O_{2}$ et $MnO_{4}^{-}$ en milieu acide

2. Réactions lentes

Une réaction lente peut durer quelques minutes à plusieurs heures

Les produits ne se forment que progressivement

Exemple :

réaction entre $I^{-}$ et $S_{2}O_{3}^{2-}$

Il se forme $I_{2}$ qui colore le mélange réactionnel en jaune puis en brun de plus en plus foncé, au fur et à mesure que le temps passe

3. Réactions très lentes

Le système chimique ne semble pas évoluer au cours du temps.

La réaction peut durer plusieurs mois ou plusieurs années

Exemple :

formation de la rouille

II. Étude quantitative

1. Vitesse de formation ou disparition d'un corps

Dans le cas des réactions lentes, il est possible de suivre l'évolution des réactifs ou des produits au cours du temps

Considérons une réaction du type :

$aA\ +\ bB\ \longrightarrow\ cC\ +\ dD$

Pour suivre l'évolution de cette réaction, on peut :

$-\ $ soit mesurer la quantité des produit $C$ ou $D$ qui apparait en fonction du temps

$-\ $ soit mesurer la quantité des réactifs $A$ ou $B$ qui reste en fonction du temps

$A$ volume constant, on peut suivre expérimentalement la variation de la concentration de $A$ ou $B$ et $C$ ou $D$

1.1 Vitesse moyenne de formation ou de disparition du corps

1.1.1 Vitesse moyenne de formation d'un corps

Soient $\left[C_{i}\right]$ et $\left[C_{f}\right]$ les concentrations molaires du produit $C$ aux instants $t_{i}$ et $t_{f}$

Par définition, la vitesse de formation de $C$ entre les instants $t_{i}$ et $t_{f}$ est :

$$V_{moy}(C)=\dfrac{\left[C_{f}\right]-\left[C_{i}\right]}{t_{f}-t_{i}}=\dfrac{\Delta[C]}{\Delta\,t}=\tan\alpha$$

Cette vitesse moyenne est représentée par le coefficient directeur de la droite $\left(M_{i}M_{f}\right)$ joignant les points $M_{i}$, $M_{f}$ de la courbe d'abscisses $t_{i}$ et $t_{f}$

La vitesse exprime en moles par litre et par seconde $\left(mol\cdot L^{-1}\cdot S^{-1}\right)$

1.1.2 Vitesse moyenne de disparition d'un corps

La vitesse moyenne de disparition du réactif $A$ entre les instants $t_{i}$ et $t_{f}$ caractérise la quantité moyenne de $A$ disparu par unité de temps dans cet intervalle

Elle vaut : $V_{moy}(A)=\dfrac{\left[A_{f}\right]-\left[A_{i}\right]}{t_{f}-t_{i}}=\dfrac{\Delta[A]}{\Delta\,t}=\tan\alpha$

Le signe moins $(-)$ s'explique par le fait $\Delta[A]<0$ alors que la vitesse est toujours positive

2. Vitesse instantanée de formation ou de disparition du corps

2.1 Vitesse instantanée de formation du corps

a) Définition

La vitesse instantanée de formation d'un produit $(C$ ou $D)$ est la dérivée par rapport au temps de sa concentration

$$V_{C}=\dfrac{d[C]}{\mathrm{d}\,t}\ ;\ V_{D}=\dfrac{d[D]}{\mathrm{d}\,t}$$

b) Traduction graphique

La vitesse instantanée de formation du produit $C$ ou $D$ à l'instant $t$ est donnée par le coefficient directeur de la tangente à la courbe au temps $t$ considérée

2.2 Vitesse instantanée de disparition d'un corps

a) Définition

La vitesse instantanée de disparition du réactif $A$ ou $B$ est l'opposé de la dérivée par rapport au temps de sa concentration

$$V_{A}=\dfrac{d[A]}{\mathrm{d}\,t}\ ;\ V_{B}=\dfrac{d[B]}{\mathrm{d}\,t}$$

b) Traduction graphique

La vitesse instantanée de disparition du réactif $A$ ou $B$ à l'instant $t$ est donnée par l'opposé du coefficient directeur de la tangente à la courbe au temps $t$ considéré

Remarque :

Pour une réaction donnée, il est possible de définir une vitesse unique dont la valeur indépendante de l'espèce considéré

Si l'équation-bilan de la réaction s'écrit :

$\boxed{aA\ +\ bB\ \longrightarrow\ cC\ +\ dD}$

La vitesse de réaction est définie par :

$\begin{array}{lcl} V&=&\dfrac{l}{c}\dfrac{d[C]}{\mathrm{d}\,t}\\&=&\dfrac{l}{d}\dfrac{d[D]}{\mathrm{d}\,t}\\&=&\dfrac{l}{a}\dfrac{d[A]}{\mathrm{d}\,t}\\&=&-\dfrac{l}{b}\dfrac{d[B]}{\mathrm{d}\,t}\\&\Rightarrow& V=\dfrac{V_{C}}{c}\\&=&\dfrac{V_{D}}{d}\\&=&\dfrac{V_{A}}{a}\\&=&\dfrac{V_{B}}{b} \end{array}$

3. Temps de demi-réaction

On caractérise souvent la rapidité avec laquelle la réaction se déroule par le temps de demi-réaction

Considérons la réaction d'équation

$$aA\ +\ bB\ \longrightarrow\ cC\ +\ dD$$

Le temps de demi-réaction est la durée nécessaire pour consommer la moitié du réactif limitant initialement présent

$-\ $ Si $A$ est le réactif limitant alors $n_{A}=\dfrac{1}{2}n_{iA}$ pour $t_{1/2}$

$-\ $ Si on opère en milieu liquide ou gazeux à volume constant alors $[A]=\dfrac{1}{2}[A_{i}]$ pour $t_{1/2}$

III. Facteurs cinétiques

Ce sont des grandeurs qui permettent d'influer sur les vitesses de réaction

1. Concentration des réactifs

Il faut un contact entre les réactifs pour que la réaction se fasse

En augmentant leur concentration, on augmente leur chance de se rencontrer : la réaction est plus rapide

$\bullet\ $ La vitesse volumique de réaction augmente quand la concentration des réactifs augmente

$\bullet\ $ Le temps de demi-réaction diminue quand la concentration en réactifs initiale augmente

Application :

$-\ $ Pour stopper une réaction qui a lieu en solution, on ajoute un solvant (l'eau par exemple) pour diluer les réactifs

$-\ $ Au fur et à mesure le temps passe, la concentration des réactifs diminue, donc la vitesse volumique de réaction diminue

2. La température

Quand la température augmente, l'énergie cinétique des réactifs augmente, les chocs entre eux sont plus violents, plus efficaces : la réaction plus rapide

$\bullet\ $ La vitesse volumique de réaction augmente quand la température augmente

$\bullet\ $ Le temps de demi-réaction diminue quand la température augmente

Application :

$-\ $ Pour bloquer une réaction, on ajoute de la glace pour arrêter brutalement le mélange réactionnel : c'est la trempe (opération qui consiste à bloquer une réaction en ajoutant de la glace pour refroidir brutalement le mélange réactionnel)

$-\ $ Pour déclencher une réaction, on utilise une allumette enflammée, une étincelle.

$-\ $ Pour cuire des aliments plus rapidement, on utilise une cocotte-minute $($la température d'ébullition de l'eau est de $120^{\circ}C)$

3. Surface de contact

Si l'un des réactifs est solide, la réaction est plus rapide si on augmente la surface de contact entre le solide et les autres réactifs en solution : on utilise des poudres au lieu de gros morceaux pour augmenter la vitesse volumique d'une réaction

4. Le catalyseur

4.1 Définition

Un catalyseur est une entité chimique, utilisée en faible proportion, capable d'augmenter la vitesse d'une réaction possible spontanément en son absence et sans apparaitre dans l'équation-bilan de la réaction