Chim N° 05 : 
Vitesse d'une réaction chimique
Cours

   

 

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I- Classification cinétique des

réactions naturelles.

1)- Réaction rapide.

2)- Réaction lente.

3)- Réaction infiniment lente.

II- Étude expérimentale de la cinétique

 d'une réaction chimique.

(TP chimie N° 7).
1)- Les techniques du suivi de l'évolution

de la réaction.

III- Vitesse d'évolution d'une espèce chimique.

1)- Cas général.

2)- Vitesse moyenne de formation

d'un produit P.

3)- Vitesse moyenne de disparition

d'un réactif R.

4)- Vitesse instantanée de formation

d'un produit P.

5)- Vitesse instantanée de disparition

d'un réactif R.

6)- Relation entre les vitesses.

7)- Cas particulier important.

Vitesse volumique.

8)- Temps de demi-réaction.

IV- Applications :

1)- Exercice 5 page 33.

2)- Exercice 6 page 33.

3)- Exercice 15 page 35.

 

I- Classification cinétique des réactions naturelles.

1)- Réaction rapide.

-    Une réaction est rapide si sa durée est très inférieure à la seconde.

-    Exemples : les réactions de précipitations sont généralement rapides, de même des réactions acido-basiques sont des réactions rapides.

Ag + (aq)  +  Cl  (aq)       AgCl (s)

-    Le précipité blanc apparaît immédiatement : la réaction est instantanée.

2)- Réaction lente.

-    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.

-    Exemples : réaction entre l'eau oxygénée et les ions iodure.

-    Expérience : cette expérience sera étudiée  lors d'une séance de travaux pratique. La réaction est lente à température ambiante.

-    Le milieu réactionnel se teinte en jaune brun au cours du temps.

3)- Réaction infiniment lente.

-    Une réaction est infiniment lente si sa durée est de l'ordre de plusieurs jours à plusieurs semaines.

-    Exemple : solution aqueuse de permanganate de potassium pour un peu réviser.

-    Étude de la réaction :

 Mn O4 (aq) / Mn O2 (aq)

 E01 = 1,69 V

 O2 (aq) / H2 O (l) 

 E02 = 1,23 V

 

 

-    écrire les demi-équations électroniques et écrire l'équation bilan de la réaction naturelle.

-    On utilise la méthode suivante :

-    On équilibre l'oxygène avec de l'eau, l'hydrogène avec H+ et les charges avec les électrons.

(MnO4  (aq)     +       4 H +(aq)   +     3 e    =       MnO2 (aq)  +   2 H2O (l)  ) x 4

                                      (H2O (ℓ)                  =       O2 (aq)  +       4 H +(aq)    +   4 e  x 3

           MnO4  (aq)     +       2  H2O (ℓ)        →   4 MnO2 (aq)   +   3 O2 (aq)    +  4 HO  (aq)    

   

-    L'apparente stabilité de la solution provient de la grande lenteur de la réaction naturelle.

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II- Étude expérimentale de la cinétique d'une réaction chimique. (TP chimie N° 7).

1)- Les techniques du suivi de l'évolution de la réaction.

a)-  Introduction :

-    Le suivi de la réaction peut se faire de deux façons :

-    Par dosage (dosage acido-basique ou dosage d'oxydoréduction).

-    Par spectrophotométrie.

b)-  Le dosage :

-    il faut arrêter la réaction à un instant quelconque t.

-    Pour ce faire, on réalise la trempe du mélange réactionnel, c'est-à-dire que l'on refroidit brutalement le mélange réactionnel pour bloquer la réaction.

-    On réalise le dosage d'un des réactifs ou d'un des produits à l'aide d'une solution titrée.

-    Ainsi, on peut connaître la quantité de matière d'un des réactifs ou d'un des produits à un instant donné.

c)-  La spectrophotométrie :

-    On utilise cette méthode en cinétique chaque fois q'un réactif ou un produit absorbe sélectivement la lumière.

-    Lorsqu'il se forme du diiode au cours de la réaction entre les ions iodure et l'eau oxygénée, le mélange réactionnel change de couleur au cours du temps.

-    On peut suivre l'avancement de la réaction grâce à la variation absorbance du mélange réactionnel et à la loi de BEER-LAMBERT :

-    Pour une lumière monochromatique de longueur d'onde λ qui traverse une substance S sur une longueur L, on utilise la relation suivante :

 

A = ε . L . [S]

A : absorbance

ε : coefficient d'extinction en  mol 1.L.cm 1

L : longueur de la cuve en cm

[S] concentration  en mol / L

 

-    Exemple : Dans le cas du diiode :

-    λ = 410 nm

-    ε = 1,8 x 104 mol 1.L. cm 1.

-    Remarque : ε dépend de la longueur d'onde et de la température et de la substance).

-    On peut écrire :

-     

-    L'absorbance est proportionnelle à la concentration.

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III- Vitesse d'évolution d'une espèce chimique.

1)- Cas général.

-    Considérons la réaction naturelle suivante :

α . A      +  β . B         γ . C    +    δ . D

-    A et B sont les réactifs,  C et D sont les produits et α, β, γ et δ sont les coefficients stœchiométriques.

-    Pour connaître l'évolution d'une réaction chimique, il suffit de connaître à chaque instant la quantité de matière présente de l'une des espèces chimiques.

-    Exemple : considérons la réaction chimique suivante.

-    Au temps t = 0 s, on mélange 100 mL d'une solution de peroxodisulfate de potassium de concentration C1 = 0,05 mol / L et 100 mL d'une solution d'iodure de potassium de concentration C2 = 0,5 mol / L.

-    Il se produit la réaction suivante :

(S2O82 (aq)    +       2 I (aq)    →     2  SO42 (aq)     +     I2 (aq)

 

Équation

S2O82 (aq)

+    2 I (aq)

2 SO4 2 - (aq)

+     I2 (aq)

État du

système

Avancement

État initial

(mol)

x = 0

n1

n2

0,0

0 ,0

Au cours

de la

transformation

x

n1 – x

n22 x

2 x

x

État final

(mol)

x = xmax

n1 – x max

n22 xmax

2 xmax

xmax

 

-    x est lié à « l’avancement de la réaction » : xn1 et 2 xn2

-    Si par dosage, on détermine la concentration en diiode au temps t, on peut en déduire la quantité de matière x en diiode,

-    puis les quantités de matière des espèces présentes dans le milieu réactionnel.

2)- Vitesse moyenne de formation d'un produit P.

-    On suit l'évolution de la quantité de matière d'un produit au cours du temps :

-    np = f (t).

-    Par définition, la vitesse moyenne de formation du produit P :

-     

-    Cette vitesse est un nombre positif et l'unité S.I : mol / s.

-    Elle est numériquement égale au coefficient directeur de la droite

passant par les points M1 et M2 d'abscisses t1 et t2.

  

  

 

3)- Vitesse moyenne de disparition d'un réactif R.

-    On suit l'évolution de la quantité de matière d'un réactif au cours du temps :

-    nR = g (t).

-    Par définition, la vitesse moyenne de disparition du réactif R :

-    

-    Cette vitesse est un nombre positif et l'unité S.I : mol / s.

-    Elle est numériquement égale à l'opposé du coefficient

directeur de la droite passant par les points M1 et M2 d'abscisses t1 et t2.

  

 

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4)- Vitesse instantanée de formation d'un produit P.

-    La vitesse instantanée v1(P) de formation du produit P à la date t1 est,

par définition, la limite de la vitesse moyenne de formation de ce même

produit entre t1 et t2 quand t2 tend vers t1.

-    On écrit :

-    Cette limite est égale à  la valeur prise par la dérivée de la fonction

np = f (t) au temps t1.

-    On écrit :

-    Graphiquement : cette vitesse est numériquement égale à la valeur

du coefficient directeur de la tangente T à la courbe np = f (t) au

point M1 d'abscisse t1.

 

 

5)- Vitesse instantanée de disparition d'un réactif R.

-    La vitesse instantanée v1(R) de disparition du réactif R à

la date t1 est, par définition, la limite de la vitesse moyenne

de disparition de ce même réactif entre t1 et t2

quand t2 tend vers t1.

-    On écrit :

-    Cette limite est égale à l'opposée de la valeur prise par la

dérivée de la fonction nR = g(t) au temps t1.

-    On écrit :

-    Graphiquement : cette vitesse est numériquement égale à

l'opposée de la valeur du coefficient directeur de la tangente T à

la courbe nR = g(t) au point M1 d'abscisse t1.

 

 

6)- Relation entre les vitesses.

-    Équation bilan générale :

α . A      +  β . B         γ . C    +    δ . D

-    D'après le bilan molaire de la réaction :

-    δ et g sont des constantes indépendantes du temps.

-     

-    On peut généraliser : ceci est valable aussi pour les réactifs :

-     

-    Étude d'un exemple :

-     

7)- Cas particulier important. Vitesse volumique.

-    Si le mélange réactionnel a un volume constant V au cours de la réaction, on peut dans ce cas suivre l'évolution de la réaction en travaillant avec les concentrations : 

-    nA = [A] . V avec V =cte.

-     

-    On parle alors de vitesse volumique de formation pour un produit et de disparition pour un réactif.

-    On écrit :

-    Vitesse moyenne :

-   

-    Vitesse instantanée :

-   

-    Unités : dans le S.I : mol. L1. S 1   

-    on utilise souvent : mol. L1.min 1

 

8)- Temps de demi-réaction.

-    Le temps de demi-réaction noté t ½ est défini par rapport à

l'un des réactifs, en général celui qui est introduit par défaut.

-    à la date t = 0, la concentration initiale du réactif A est [A0].

-    Le temps de demi-réaction t ½ est la date pour laquelle :

-   

-    Détermination graphique :

-    Remarque :

-    t ½ dépend en général de la concentration initiale du réactif A.

-    Le temps de demi réaction n'est pas caractéristique de la

substance A.

-    Le temps de demi-réaction permet d’évaluer la durée

nécessaire à l’achèvement de la transformation chimique étudiée.

 

 

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IV- Applications : ex 5 page 33 ; ex 6 page33 ; ex 15 page 35.

1)- Exercice 5 page 33.

 

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2)- Exercice 6 page 33.

 

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3)- Exercice 15 page 35.

 

 

 

 

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