Chap. N° 09

Temps et évolution chimique :

cinétique et catalyse. Cours.

 

   

 

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I- Réaction rapide ou lente.

1)- Réactions rapides.

2)- Réactions lentes.

3)- Réactions très lentes.

4)- La cinétique chimique.

4)- Temps de demi-réaction.

II- Facteurs cinétiques d’une réaction chimique.

1)- Influence de la concentration des réactifs.

2)- Influence de la température.

3)- Utilisation des facteurs cinétiques.

4)- Autres facteurs cinétiques.

III- Étude d’un catalyseur.

1)- Expérience : La dismutation de l’eau oxygénée

2)- Caractéristiques d’un catalyseur.

3)- Catalyse et industrie.

4)- Catalyse et biologie.

IV- Le suivi de l’évolution d’un système.

1)- Les méthodes chimiques.

2)- Les méthodes physiques.

3)- Durée d’une réaction.

V- Applications.

1)- QCM :

QCM sous forme de tableau

QCM réalisé avec le logiciel QUESTY

2)- Exercices :

  Réaction de précipitation.

 Couples Oxydant/réducteur

 Transformations lentes et transformations rapides

  Suivi temporel d'une réaction chimique

  Facteurs cinétiques.

  Vitesse d'une réaction chimique.

  La catalyse.

  
Exercices : énoncé avec correction

a)-   Exercice 8 page 244 : Analyser des facteurs cinétiques.

b)-  Exercice 9 page 244 : Repérer des facteurs cinétiques.

c)-   Exercice 12 page 245 : Repérer des catalyseurs.

d)-  Exercice 14 page 245 : Déterminer une durée de réaction et un temps de demi-réaction.

e)-   Exercice 15 page 246 : De la concentration au temps de demi-réaction.

f)-   Exercice 17 page 246 : Utilisation de la volumétrie.

g)-  Exercice 18 page 247-247 : Exploitation de l’avancement.

h)-  Exercice 25 page 250 : Suivi par spectrométrie.

i)-    Exercice 26 page 251 : Saponification d’un ester : suivi par conductimétrie.

I- Réaction rapide ou lente.

1)- Réactions rapides.

a)-   Définition :

-   Une réaction chimique est rapide si sa durée est inférieure à la seconde.
-   On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil, elle semble achevée dès que les réactifs entrent en contact.
-   C’est le cas de certaines réactions de précipitation.
-   La formation du précipité se fait instantanément.
-   C’est aussi le cas de quelques réactions d’oxydo-réduction et des réactions acido-basiques.

b)-  Expérience 1 : Réaction d’oxydo-réduction

*  On verse une solution aqueuse de permanganate de potassium (burette)

dans un bécher contenant une solution aqueuse acidifiée de sulfate de fer II.

 

    Observations :

-   Il se produit une décoloration immédiate de la solution de permanganate de potassium.
-   La coloration violette de la solution de permanganate de potassium est due à la présence des ions permanganate en solution aqueuse.

    Interprétation.

-   En présence des ions fer II en solution aqueuse, les ions permanganate Mn O4 - (aq)  disparaissent instantanément.
-   Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les couples oxydant-réducteur suivants :
-     MnO4 - (aq)  / Mn 2+ (aq)  et Fe 3+ (aq)  / Fe 2+ (aq) 

* Écrire les demi-équations électroniques des couples Mn O4 - (aq)  / Mn 2+ (aq)  et Fe 3+ (aq)  / Fe 2+ (aq).

* Écrire l’équation de la réaction d’oxydoréduction entre les ions fer II et les ions permanganate.

-   Demi-équation électronique du couple Mn O4 - (aq)  / Mn 2+ (aq) 
-   Conservation de l’élément manganèse : 

MnO4 - (aq)                               =       Mn 2+ (aq)

 

-   Conservation de l’élément oxygène : on équilibre l’oxygène avec de l’eau :

MnO4 (aq)                                                     =       Mn 2+ (aq)  +   4 H 2O (ℓ)

 

-   Conservation de l’élément hydrogène : on équilibre l’hydrogène avec H+ (aq) en milieu acide :

MnO4 (aq)        +       8 H +(aq)                          =       Mn 2+ (aq)  +   4 H 2O (ℓ)

 

-   Conservation de la charge : on équilibre la charge avec les électrons :  

MnO4 (aq)        +       8 H +(aq)  +     5 e            =       Mn 2+ (aq)  +   4 H 2O (ℓ)

 

-   Demi-équation électronique du couple :  Fe 3+ (aq) / Fe 2+ (aq) :

Fe 2+ (aq)                                                     =       Fe 3+ (aq)   +    e

 

-   équation de la réaction :

( MnO4 (aq)        +       8 H +(aq)  +     5 e            =       Mn 2+ (aq)  +   4 H2O (ℓ) ) x 1

                    (  Fe 2+ (aq)                    =       Fe 3+ (aq)   +    e  )  x 5

 MnO4 (aq)     +       8 H +(aq)   +   5 Fe 2+ (aq)     ®   Mn 2+ (aq)  +   4 H2O (ℓ)   + 5 Fe 3+ (aq) 

c)-   Expérience 2 :   Réaction de précipitation.

*  On verse quelques gouttes de soude dans un tube à essais contenant une solution aqueuse de chlorure de fer III

Fe(OH)3 (s)

Précipité rouille

 

 

-   Il se forme un précipité jaune orangé d’hydroxyde de fer III.
-   La formation du précipité est immédiate.
-   C’est une réaction rapide.
-   Équation de la réaction de précipitation : 

Fe 3+ (aq)   + 3 HO (aq)  ® Fe(OH)3 (s)

2)- Réactions lentes.

a)-   Définition :

-   Une réaction est lente si sa durée est de l'ordre de quelques secondes à plusieurs minutes.
-   On peut observer l'évolution de la réaction.

b)-  Expérience 1 : Oxydation des ions iodure par de peroxyde d’hydrogène en milieu acide

*    À l’instant t = 0, 0 s,

On verse un volume V3 = 100 mL d’une solution d’iodure de potassium

 de concentration C3 = 0,20 mol / L

et un volume V1 = 100 mL d’une solution d’eau oxygénée

de concentration C1 = 5,6 x 10-2 mol / L

dans un erlenmeyer de 250 mL.

-   On ajoute quelques gouttes d’acide sulfurique concentré.
-   Le peroxyde d’oxygène est de l’eau oxygénée, c’est l’oxydant du couple : H2O2 (aq) / H2O (ℓ)

   Observations :

-   Au cours du temps, la solution contenue dans le bécher prend une teinte brun orangé de plus en plus intense.
-   On peut observer l’évolution de la transformation grâce au changement de teinte de la solution.
-   Le changement de teinte est dû à la formation de diiode en milieu aqueux (pour simplifier).
-   Autre couple qui intervient : I2 (aq) / I (aq)

    Interprétation :

-   Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les ions iodure et l’eau oxygénée en milieu acide.
-   Cette transformation est lente par rapport à l’échelle humaine.

* Écrire l’équation de la réaction chimique.

   ( H2O2 (aq)     +       2 H +(aq)   +     2 e      =           2 H2O (ℓ)  ) x 1

                              (  2 I (aq)                  =         I2 (aq)    +   2 e  )  x 1

H2 O2 (aq)     +       2 H +(aq)   +   2 I - (aq)      ®      2 H2O (ℓ)   + I2 (aq) 

c)-   Expérience 2 : Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide

*  Dans un bécher de 100 mL, on verse :

-     45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C1 = 0,13 mol / L,

-     5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 = 0,10 mol / L.

    Observation :

-  on observe la formation d’un précipité qui trouble peu à peu la solution.
-  La transformation est lente, on peut observer son évolution.

    Interprétation :

-  Le précipité obtenu est un précipité jaune de soufre.
-  Couples mis en jeu : S2 O3 2 - (aq) / S (s) et  SO2 (aq) / S2 O3 2 - (aq) 

*  Écrire l’équation de la réaction de dismutation.

-  On dit que l’ion thiosulfate se dismute car il apparaît dans deux couples différents en tant que réducteur dans un couple et oxydant dans l’autre couple.

( S2O 3 2 (aq)    +       6 H +(aq)   +     4 e     =    2 S    +    3 H2O (ℓ)  ) x 1                       

           ( S 2O3 2 (aq)     +     H 2O (ℓ)                =     2 S O2 (aq)  +       2 H +(aq)   +   4 e )  x 1

    2 S2O3 2 (aq)    +       4 H +(aq)       ®   2 S (s)    +  2 SO2 (aq)  + 2 H2O (ℓ)  

-  La réaction de dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide est une transformation lente.

3)- Réactions très lentes.

-  Une réaction est infiniment lente si sa durée est de l'ordre de plusieurs jours à plusieurs semaines.
-  On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil.
-  On dit que le système constitué par les réactifs est cinétiquement inerte.

4)- La cinétique chimique.

-  L’étude de l’évolution temporelle de systèmes chimiques constitue la cinétique chimique.
-  Certains paramètres agissent sur la rapidité d’évolution d’un système chimique.
-  Ces paramètres sont appelés : les facteurs cinétiques de la réaction.

II- Facteurs cinétiques d’une réaction chimique.

1)- Influence de la concentration des réactifs.

a)-   Expérience : Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide

    Principe :

-  On utilise la réaction précédente.
-  En milieu acide, l’ion thiosulfate réagit lentement avec les ions hydrogène et donne un précipité de soufre qui reste en suspension.
-  La solution devient peu à peu opaque.
-  On utilise ce phénomène pour évaluer la vitesse moyenne de formation de soufre.
-  On place, avant le début de l’expérience, sous le bécher, une feuille de papier portant une croix à l’encre noire.
-  On déclenche le chronomètre au moment où l’on mélange la solution de thiosulfate de sodium et l’acide chlorhydrique.
-  On note la durée nécessaire Δt pour que la croix ne soit plus visible.
-  Pour que l’épaisseur à travers laquelle on observe la croix soit toujours la même, on utilise des béchers identiques et des volumes de solutions identiques.
-  On admet que la quantité de matière nd de soufre nécessaire à la disparition du motif est la même dans toutes les expériences.
*  Influence de la concentration de la solution en ions thiosulfate.
-  Dans un bécher de 100 mL, on verse :
-  45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C1.
-  5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 = 0,10 mol / L.
-  tableau :

C1  (mol / L)

0,13

0,26

0,39

Δt (s)

108

72

35

*  Influence de la concentration de la solution d’acide chlorhydrique.
-  Dans un bécher de 100 mL, on verse :
-  45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C1 = 0,13 mol / L,
-  5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 .
-  tableau :

C1  (mol / L)

0,10

0,20

0,30

Δt (s)

1 min 30 s

45 s

22 s

b)-  Conclusion :

-  De façon générale,
-  L’évolution d’un système chimique est d’autant plus rapide que les concentrations des réactifs sont élevées.
-  Ce résultat peut s’interpréter à l’échelle microscopique.

    Interprétation dans le cas des solutions aqueuses :

-  Une réaction chimique a lieu entre les espèces chimiques A et B si après rencontre dans un solvant, il se forme les espèces chimiques C et D.
-  Au cours de la réaction chimique des liaisons chimiques ont été rompues et de nouvelles liaisons chimiques se sont formées.
-  Pour que la réaction chimique ait lieu entre les espèces chimiques A et B, il faut deux conditions :
-  Il faut que les deux espèces chimiques A et B se rencontrent,
-  Il faut que le choc entre les deux espèces chimiques soit efficace.
-  Les deux espèces chimiques peuvent se rencontrer et entrer en collision, mais si l’énergie n’est pas suffisante, il ne se passe rien.
-  Si l’énergie est suffisante, il y a rupture de certaines liaisons chimiques et les espèces chimiques A et B donnent les espèces chimiques C et D.
-  En conséquence, plus la concentration des réactifs est grande, plus la probabilité de rencontre est grande et plus la transformation est rapide.

    Interprétation   dans le cas des solides :

-  La réaction est d’autant plus rapide que la surface de contact entre les réactifs est importante.
-  Pour faire réagir le soufre et le fer, on prend du fer et du soufre en poudre.
-  On les mélange intimement et pour amorcer la réaction, on crée un point chaud.
-  Il faut initier la réaction chimique.
-  Le facteur cinétique essentiel pour un réactif solide est l’étendue de sa surface de contact avec les autres réactifs.
-  La réaction est d’autant plus rapide que la surface de contact est grande.

2)- Influence de la température.

a)-   Expérience : Oxydation des ions iodure par l’eau oxygénée.

-  On observe l’évolution de la coloration de la solution au cours du temps à différentes températures.
-  Tableau :

Béchers 1

Béchers 2

Béchers 3

5 mL d’iodure de potassium

0,10 mol / L

5 mL d’iodure de potassium

0,10 mol / L

5 mL d’iodure de potassium

0,10 mol / L

5 mL d’acide sulfurique

 1 mol / L

5 mL d’acide sulfurique

 1 mol / L

5 mL d’acide sulfurique

 1 mol / L

9 mL d’eau

9 mL d’eau

9 mL d’eau

+ glace θ = 0 ° C

θ = 20 ° C (température ambiante)

θ = 40 ° C

b)-  Conclusion.

-  La température d’un mélange réactionnel est un facteur cinétique.
-  De façon générale,
-  L’évolution d’un système chimique est d’autant plus rapide que la température du mélange réactionnel est élevée.
-  Ce résultat peut s’interpréter à l’échelle microscopique.
-  Plus la température est élevée, plus l’énergie cinétique des espèces chimiques sera importante.
-  Il découle de ceci que le nombre de chocs efficaces entre les espèces chimiques augmente avec la température.
-  Une augmentation de la température permet à la transformation chimique de se produire plus vite.

3)- Utilisation des facteurs cinétiques.

a)-   Accélération et déclenchement d’une réaction chimique.

-  Certaines réactions, trop lentes à température ambiante, sont réalisées à température plus élevée, ainsi elles deviennent plus rapides.
-  Pour accélérer la cuisson des aliments, on utilise des autocuiseurs.
-  En augmentant la température, on diminue le temps de cuisson des aliments.
-  Les mélanges comburant-combustible sont en général cinétiquement inertes à température ambiante :
-  Pour initier la réaction, on utilise une allumette ou une étincelle entre les deux électrodes d’une bougie de moteur.
-  C’est le point chaud qui déclenche la combustion.

b)-  Ralentissement ou arrêt d’une réaction chimique.

-  La trempe :
-  Elle désigne le refroidissement brutal d’un milieu réactionnel pour le rendre cinétiquement inerte.
-  On utilise ce procédé lors de dosages en séances de travaux pratiques pour arrêter la réaction à un instant donné t.
-  D’autre part, pour ralentir les réactions indésirables, on place les aliments au réfrigérateur ou au congélateur.

4)- Autres facteurs cinétiques.

    L’éclairement :

-  Pour accélérer certaines réactions, on peut utiliser l’énergie lumineuse.
-  L’éclairement d’un milieu réactionnel avec une radiation de longueur d’onde appropriée peut accélérer une réaction chimique.
-  Exemple : la synthèse chlorophyllienne
-  Les végétaux, grâce à leur chlorophylle et grâce à l’énergie solaire, transforment le dioxyde de carbone CO2 atmosphérique en molécules organiques, le glucose :
-      
-  E = h . υ
-  C’est la synthèse chlorophyllienne.

    Le solvant :

-  Le solvant peut être un facteur cinétique.
-  Ainsi, certaines réactions chimiques sont plus rapides dans l’eau que dans l’éthanol.
-  Exemple :

(CH3)3 COH 

Cl 

(CH3)3 CC

HO

2-méthylpropan-2-ol

Ion chlorure

 

2-chloro-2-méthylpropane

Ion hydroxyde

    Les catalyseurs :

-  Dans certaines réactions, la présence en faible quantité, d’une substance chimique spécifique, différente des réactifs, peut accélérer l’évolution du système chimique.
-  De telles substances sont appelées catalyseurs.

III- Étude d’un catalyseur.

1)- Expérience : La dismutation de l’eau oxygénée

a)-   Étude de la solution d’eau oxygénée.

*  Eau oxygénée à 20 volumes :
-  Le peroxyde d’hydrogène présent dans l’eau oxygénée n’est pas stable.
-  Il est impliqué dans deux couples oxydant / réducteur :
-  Couple 1 : H2 O2 (aq) / H2 O (ℓ)
-  Couple 2 : O 2 (g) / H2 O 2 (aq)
-  On peut envisager une réaction entre H2O2 (aq) , oxydant du couple 1 et H2O2 (aq) , réducteur du couple 2 :
-  Cette réaction est appelée réaction de dismutation.

Dismutation

Réaction d'oxydoréduction au cours de laquelle une espèce chimique joue à la fois le rôle d'oxydant et de réducteur (ici l'eau oxygénée H2 O2 (aq))

H2 O2 (aq) / H2O ()  et le couple 2 : O2 (aq) / H2O2 (aq)

-  La transformation associée est spontanée mais très lente à la température ordinaire.

 2  H2O2 (aq)  =    O2 (g)    +  2   H2O (ℓ)

-  Cette réaction est très lente.
-  Si l’on verse de l’eau oxygénée dans un bécher, il n’est pas possible d’observer un dégagement de dioxygène.

b)-  Étude de la solution d’eau oxygénée en présence, d’ions fer II, ions fer III et de platine.

*  Bécher A : eau oxygénée seule.
*  Bécher B : eau oxygénée + solution aqueuse de sulfate de fer II
*  Bécher C : eau oxygénée + solution de chlorure de fer III
*  Bécher D : eau oxygénée + fil de platine

    Observations :

-  Dans le bécher A, pas d’évolution visible.
-  Dans les autres béchers, on observe un dégagement intense de dioxygène.

    Conclusion

-  Les ions fer II, les ions fer III et le platine accélère la réaction de dismutation du peroxyde d’hydrogène.
-  Ce sont des catalyseurs de la réaction de dismutation du peroxyde d’hydrogène.

c)-   Mode d’action d’un catalyseur. La dismutation de l’eau oxygénée en présence d’ions fer III.

-  Grâce à la présence du catalyseur, on remplace une étape lente par deux étapes rapides.
-  Étape 1 : réaction entre l’eau oxygénée est les ions fer III. Réaction rapide :

 

H2O2 (aq)

+

 

 

=

O2 (g)

+

2 H + (aq)

2 e -

 

2 (

Fe 3+ (aq)

+

e -

 

=

Fe 2+ (aq)

)

 

 

 

 


 

 

H2O2 (aq)

+

2 Fe 3+ (aq)

 

 2 Fe 2+ (aq)

+

O2 (g)

+

2 H + (aq)

  (1)

-      étape 2 : réaction entre l’eau oxygénée et les ions fer II.

 

H2O2 (aq)

+

2 H + (aq)

+  2 e -

=

H2O (ℓ)

 

 

 

 

 

 

 

2 (

Fe 2+ (aq)

 

=

Fe 3+ (aq)

+

e -

)

 

 


 

 

H2O2 (aq)

+

2 Fe 2+ (aq)

 +  2 H + (aq)

2 Fe 3+ (aq)

+

H2O (ℓ)

(2)

-  Bilan global de la réaction : Il faut combiner (1) et (2).

 

H 2 O 2 (aq)

 +

 2 Fe 3+ (aq)

 

=

2 Fe 2+ (aq)

+

O 2 (g)

+

   2 H + (aq)

  (1)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

H2O2 (aq)

 +

 2 Fe 2+ (aq)

  +  2 H + (aq)

=

2 Fe 3+ (aq)

+

  2 H2O (ℓ)

 

 

(2)


 

 

H2O2 (aq)  +   H2O2 (aq)

O2 (g)

+

H2O (ℓ)

 

 

-  Le catalyseur d’apparaît pas dans le bilan de la réaction.

2)- Caractéristiques d’un catalyseur.

-  Un catalyseur est une espèce chimique qui accélère une réaction chimique.
-  La formule du catalyseur n’apparaît pas dans l’équation de la réaction.
-  Un catalyseur modifie la nature des étapes permettant de passer des réactifs aux produits.
-  La réaction globale lente est remplacée par plusieurs réactions rapides.

    Catalyse homogène :

-  La catalyse est dite homogène lorsque le catalyseur et le mélange réactionnel constituent une seule phase (forment un mélange homogène).
-  C’est le cas des gaz et des liquides miscibles.
-  Exemples :
-  Dismutation de l’eau oxygénée en présence d’ions fer II ou d’ions fer III.

    Catalyse hétérogène :

-  La catalyse est dite hétérogène lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel se trouvent dans des phases différentes.
-  Exemples :
-  Expérience de la lampe sans flamme (on utilise un fil de cuivre chauffé comme catalyseur)

 

 

Cu

 

 

C2H5OH 

+ O2

CH3CHO

+ 2 H2O

-  Dismutation de l’eau oxygénée catalysée par un fil de platine.

 

 

Pt

 

 

H 2 O 2 (aq) 

+   H 2 O 2 (aq)

O 2 (g)

+ H 2 O (ℓ)

    Catalyse enzymatique :

-  La catalyse est enzymatique lorsque le catalyseur et une enzyme.
-  Les enzymes sont des catalyseurs biologiques qui permettent aux transformations chimiques nécessaires à la vie de s’effectuer à vitesse élevée.
-  Exemple :
-  L’hydrolyse  de l’amidon au laboratoire : il faut travailler à température élevée et en milieu fortement acide.

3)- Catalyse et industrie.

-  Un catalyseur est sélectif si, à partir d’un système initial susceptible d’évoluer selon plusieurs réactions spontanées, il accélère préférentiellement l’une d’elles.
-  Exemple : réactions avec l’éthanol :
-  Déshydratation de l’éthanol :

 

 

Al2O3

 

 

CH3CH2OH

 

CH2 = CH2

+ H2O

Éthanol

 

400 ° C

Éthène

 

-  Déshydrogénation de l’éthanol :

 

 

Cu

 

 

CH3CH2OH

 

CH3CHO

+ H2

Éthanol

 

280 ° C

Éthanal

 

 

-  Un catalyseur est spécifique à une réaction chimique.
-  Un catalyseur permet d’éviter certaines réactions parasites.
-  Il permet de travailler dans des conditions de température et de pressions plus faibles.
-  Il peut permettre de diminuer les coûts de production.

4)- Catalyse et biologie.

-  Les réactions se produisant dans les organismes vivants ou réactions biochimiques sont souvent catalysées par des macromolécules :
-  Les enzymes.
-  Les enzymes sont des protéines.
-  Le nom d’une enzyme indique souvent la transformation mise en jeu :
-  L’amylase transforme l’amidon en maltose.
-  La saccharase catalyse l’hydrolyse du saccharose en glucose et fructose.
-  Les réductases catalysent les réductions des groupes carbonyles, acides et esters.
-  Les enzymes sont très utilisées dans l’industrie agroalimentaire :
-  Fabrication du pain, préparation de boissons fermentées, conservation des aliments, …

IV- Le suivi de l’évolution d’un système.

1)- Les méthodes chimiques.

a)-   Principe.

-  L’analyse est réalisée sur des échantillons prélevés au milieu réactionnel en évolution.
-  On effectue des prélèvements (10 mL) dont le volume est faible devant celui du milieu réactionnel (200 mL).
-  L’échantillon prélevé est plongé dans de l’eau glacée à la date t.
-  On réalise la trempe de l’échantillon.
-  Ceci permet de bloquer la réaction afin d’éviter l’évolution du système.
-  On réalise un dosage afin de déterminer la concentration d’une espèce chimique (réactif ou produit).
-  Chap. N° 18 Contrôle de qualité par dosage.
-  Le choix de la réaction de dosage est très important.
-  Elle doit être rapide, unique et elle doit pouvoir facilement mettre en évidence l’équivalence du dosage.

b)-  Schéma du dispositif :

 

2)- Les méthodes physiques.

a)-   Principe

-  L’avancement du système est déterminé à partir de la mesure d’une grandeur physique :
-  L’absorbance, la conductivité électrique, la pression, le volume, …

b)-  Mesure de l’absorbance ou spectrophotométrie.

-  On utilise le fait que toute solution colorée absorbe la lumière visible (400 nm < λ < 800 nm).
-  Lorsqu’un faisceau de lumière monochromatique traverse un milieu absorbant, l’intensité lumineuse I du faisceau transmis est inférieure à l’intensité lumineuse I0 du faisceau incident.
-  Pour évaluer cette diminution, on utilise :
-  La transmittance T :
-  L’absorbance A :
-  La transmittance s’exprime en pourcentage.
-  À une transmittance T de 100 % (T = 1) correspond une absorbance nulle : A = 0.
-  À une transmittance de 1 % (T = 0,01) correspond une absorbance A =log 100 = 2.
-  Exemple de réaction :
-  On peut utiliser cette méthode lorsqu’une espèce colorée se forme ou disparaît au cours de la réaction.
-  Réaction entre l’eau oxygénée et les ions iodure : il se forme du diiode qui est une espèce chimique colorée.
-  On réalise le mélange réactionnel et on déclenche simultanément le chronomètre.
-  On introduit le mélange dans la cuve du spectromètre et on démarre l’acquisition des données.
-  On relève la valeur A de l’absorbance et celle du temps t correspondant.
-  L’acquisition peut être assistée par ordinateur.
-  L’application de la loi de Beer-Lambert permet de déterminer la valeur de la concentration de l’espèce colorée est d’en déduire l’avancement de la réaction.

c)-   Mesure de la conductivité ou conductimétrie.

-   On mesure la conductance du milieu réactionnel en fonction du temps à l’aide d’un conductimètre
-   Exemple :
-   Hydrolyse du 2-chloro-2-méthylpropane : (CH3)3 CCl  ou
-   Équation de la réaction :

(CH3)3 Cl

H2O 

(CH3)3 OH

Cl (aq)

+ H+ (aq)

2-chloro-2-méthylpropane

 

 

2-méthylpropan-2-ol

 

 

 

-   La réaction produit des ions H+ (aq) et Cl (aq) qui augmentent la conductivité du milieu réactionnel.
-   L’évolution du système peut être suivie par conductimétrie.

d)-  Mesure de la pression ou manométrie.

-   Lorsque la réaction consomme ou produit un gaz, la pression du système, liée à la quantité de ces espèces gazeuses varie.
-   La mesure de la pression permet de déterminer la composition du système et son avancement x.
-   Une solution d’acide acétique, de formule CH3COOH (aq), réagit avec le carbonate de calcium (calcaire) CaCO3 (s).
-   L’un des produits formés est gazeux (dioxyde de carbone).
-   La température et le volume étant connus, la mesure de la pression de ce gaz permet de déterminer la quantité de matière correspondante.

Équation de la réaction : Avancement de la réaction

2 CH3COOH (aq)   +   CaCO3 (s)    →   2 CH3COO (aq)  +   Ca2+ (aq)   + (CO2, H2O)

 

3)- Durée d’une réaction.

-   La durée d’une réaction chimique est le temps tf nécessaire à la consommation totale du réactif limitant.
-   Pour t = tf, l’avancement x atteint la valeur maximale xmax.

4)- Temps de demi-réaction.

-   Le temps de demi-réaction, noté t1/2, est la durée nécessaire à la disparition de la moitié du réactif limitant.
-   Pour t = t1/2, l’avancement, noté x1/2, a atteint la moitié de sa valeur maximale xmax.
-   Le temps de demi-réaction fournit une échelle des temps caractéristique du système étudié.
-   L’expérience montre qu’un système siège d’une réaction caractérisée par le temps de réaction t 1/2 cesse pratiquement d’évoluer au bout d’une durée de l’ordre de quelques t 1/2 (4 à 7 suivant la précision recherchée).
-   Le temps de demi-réaction permet d’évaluer la durée nécessaire à l’achèvement de la transformation chimique étudiée.

    Application :

-   L’oxydation des ions iodure par le peroxyde d’hydrogène est étudiée par dosage :
-   L’équation de la réaction chimique est la suivante :

 

H2O2 (aq)

  +

  2 I (aq)

 

 +  2 H + (aq)

 

  →

 

 

  I2 (aq)

  +

 2 H2O (ℓ)  

 

-   On donne la courbe expérimentale représentant les valeurs de l’avancement x de la réaction en fonction du temps t.
-   Tableau de valeurs :

t min

x (t)

0

0,0E+00

1

9,6E-04

2

1,8E-03

4

3,0E-03

6

3,6E-03

8

3,9E-03

10

4,1E-03

12

4,4E-03

14

4,5E-03

16

4,6E-03

18

4,6E-03

20

4,7E-03

24

4,8E-03

28

4,8E-03

32

4,8E-03

36

4,8E-03

40

4,8E-03

 

* Déterminer la valeur de l’avancement maximal xmax, le temps de demi-réaction t1/2 et la durée de réaction tf.

-   Exploitation graphique :

  

-   Avancement maximal : xmax ≈ 4,8 x 10–3 mol
-   Temps de demi-réaction : t1/2  4 min
-   Durée de réaction : tf  28 min

V- Applications.

1)- QCM :

QCM sous forme de tableau

QCM réalisé avec le logiciel QUESTY

2)- Exercices :      Exercices : énoncé avec correction

a)- Exercice 8 page 244 : Analyser des facteurs cinétiques.

b)- Exercice 9 page 244 : Repérer des facteurs cinétiques.

c)- Exercice 12 page 245 : Repérer des catalyseurs.

d)- Exercice 14 page 245 : Déterminer une durée de réaction et un temps de demi-réaction.

e)- Exercice 15 page 246 : De la concentration au temps de demi-réaction.

f)- Exercice 17 page 246 : Utilisation de la volumétrie.

g)- Exercice 18 page 247-247 : Exploitation de l’avancement.

h)- Exercice 25 page 250 : Suivi par spectrométrie.

i)-  Exercice 26 page 251 : Saponification d’un ester : suivi par conductimétrie.