Chim N° 06 :
Facteurs Cinétiques
Cours 

   

 

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 I- évolution de la vitesse en fonction

du temps.

II- Influence de la concentration des réactifs

sur les vitesses de formation et de disparition.

1)- Expérience : réaction entre le thiosulfate

de sodium et l’acide chlorhydrique.

2)- Influence de la concentration des réactifs.

3)- Conclusions :

III- Influence de la température.

1)- Expérience : oxydation des ions iodure

par l’eau oxygénée.

2)- Conclusion.

IV- Réactions mettant en jeu des solides.

V- Applications 1.

1)- La trempe.

2)- Conservations des aliments.

3)- Accélération des réactions.

VI- Applications 2.

1)- Exercice 8 page 49.

2)- Exercice 14 page 51

3)- Exercice 16 page 52.

 

I- évolution de la vitesse en fonction du temps.

-    La vitesse de formation d’un produit ou de disparition d’un réactif diminue au cours du temps.

-  Cette vitesse tend vers zéro lorsque le temps t tend vers l’infini (lorsque la réaction est terminée)..

 

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II- Influence de la concentration des réactifs sur les vitesses de formation et de disparition.

1)- Expérience : réaction entre le thiosulfate de sodium et l’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 = 0,10 mol / L.

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

-    Interprétation :

-    Couples mises en jeu :

S2O3 2 - (aq) / S (s)

E01 = 0,50 V

SO2 (aq) / S2O32 (aq) 

E02 = 0,40 V

  

-    Demi-équations électroniques : pour simplifier les écritures, on utilise la notation suivante :

-     H +(aq) remplace H3O +

(S2O32 (aq) + 6 H +(aq)   +     4 e  =    2 S  3 H2O (ℓ)  ) x 1                       

                   (S2O32 (aq)H2O (ℓ)  =     2 SO2 (aq)  +  2 H +(aq)   +   4 e )  x 1

 2 S2O32 (aq)  +  4 H +(aq)       →   2 S (s)  +  2 SO2 (aq)  + 2 H2O (ℓ)  


-    En milieu acide, les ions thiosulfate se dismutent (voir règle du gamma).

 Conséquence :

-    En milieu acide, l’ion thiosulfate réagit lentement avec les ions hydronium pour donner du dioxyde de soufre et 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 ou 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.

2)- Influence de la concentration des réactifs.

-    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 :

C2  mol / L

0,10

0,20

0,30

Δt  s

 1 min 30 s

45 s 

 22 s

3)- Conclusions :

-    La concentration des réactifs est un facteur cinétique.

-    La vitesse de disparition d’un réactif ou de formation d’un produit augmente généralement avec la concentration des réactifs.

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III- Influence de la température.

1)- 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

θ = 40 ° C

Un certain temps !!!

1 min 45 s

40 s

-    On observe l’évolution de la coloration de la solution.

-    Celle-ci est liée à la formation des ions I3.

2)- Conclusion.

-    La température d’un mélange réactionnel est un facteur cinétique.

-    La vitesse de formation ou de disparition d’un corps augmente généralement avec la température.

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IV- Réactions mettant en jeu 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.

-    Pour amorcer la réaction, on crée un point chaud.

-    Il faut initier la réaction chimique.

-    D’autre part, une élévation de la température accélère les réactions chimiques entre solides.

-    La surface de contact et la température sont deux facteurs cinétiques importants des réactions mettant en jeu des solides.

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V- Applications 1.

1)- 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.

 

2)- Conservations des aliments.

-    Pour ralentir les réactions indésirables, on place les aliments au réfrigérateur ou au congélateur.

 

3)- Accélération des réactions.

-    Pour accélérer la cuisson des aliments, on utilise des autocuiseurs.

-    En augmentant la température, on diminue le temps de cuisson des aliments.

 

VI- Applications 2.

1)- Exercice 8 page 49.

2)- Exercice 14 page 51

3)- Exercice 16 page 52.

 

 

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