Chimie N° 01

Transformations lentes

et transformations rapides.

Cours.

 

   


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Programme 2012 :

Temps et évolution chimique : Cinétique et catalyse.

Programme 2012 : Physique et Chimie

 

Matériel : solution de permanganate de potassium 0,01 mol / L dans une burette graduée ;

solution acidifiée de sel de Mohr 0,1 mol / L ; soude, solution de chlorure de fer III,

solution d’eau oxygénée de concentration C1 = 5,6 x 10-2 mol / L ;

solution d’iodure de potassium de concentration C3 = 0,20 mol / L ;

solution de thiosulfate de sodium de concentration C1 = 0,10 mol / L ; 0,20 mol / L et 0,4 mol / L ;

solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 = 0,10 mol / L et 1 mol / L ;

rétroprojecteur ; feutre.

I - Rappels d'oxydoréduction.

1)- Réactions d'oxydoréduction.

2)- Couples oxydant / réducteur.

3)- Equation d'une réaction d'oxydoréduction.

II - Transformations rapides et lentes.

1)- Cinétique chimique.

2)- Classification cinétique.

III - Mise en évidence expérimentale

de transformations rapides.

1)- Réaction entre les ions permanganate et

les ions fer (II) en solution aqueuse acidifiée.

2)- Réaction de précipitation.

IV - Mise en évidence expérimentale

de transformations lentes.

1)- Oxydation des ions iodure par

de peroxyde d’hydrogène en milieu acide.

2)- Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide.

V - Facteurs cinétiques.

1)- Influence de la concentration des réactifs.

2)- Influence de la température.

3)- Cas des solides.

VI - Applications.

1)- La trempe.

2)- Conservation des aliments.

3)- Accélération des réactions.

4)- Interprétation microscopique

des facteurs cinétiques.

5)- QCM :

6)- Exercices.

TP Chimie N° 01 :  Suivi temporel d'une transformation par une méthode chimique.

TP Chimie N° 02 : Suivi temporel d'une transformation par une méthode physique.

 

QCM N° 01 et N° 02
Cinétique chimique
Sous forme de tableau

Temps, cinétique
chimique et catalyse

Sous forme de tableau

 

Exercices : énoncé avec correction

1)- Exercice 16 page 41

2)- Exercice 21 page 42

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

cinétique chimique ; oxydoréduction ; vitesse d'une réaction chimique ; dosage ; facteurs cinétiques ; trempe ; ...

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I- Rappels d’oxydoréduction.

1)- Réaction d’oxydoréduction.

-  Une réaction d’oxydoréduction met en jeu un transfert d’électrons entre un oxydant et un réducteur.

-  Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons. (Oxydant : gagne)

-  Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. (Réducteur : perd)

-  Une oxydation est une perte d’électrons et une réduction est un gain d’électrons.

-  Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

2)- Couple oxydant / réducteur.

-  Un oxydant et un réducteur conjugué forment un couple oxydant/réducteur, noté Ox / Red.

-  Le passage possible d’un oxydant à son réducteur conjugué et réciproquement est formalisé par une demi-équation électronique : 

-  Ox  +  n e = Red 

-  Exemples :

Fe 3+ (aq)   +   e Fe 2+ (aq)

3)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction.

-  Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox1 et le réducteur Red2 de deux couples oxydant réducteur Ox1 / Red1  et Ox2 / Red2.

-  Dans le bilan de la réaction, les électrons ne doivent pas apparaître.

(Ox1   +   n1 e –   = Red1) x n2

                                 ( Red2 = Ox2   +   n2 ex n1

              n2 Ox1   + n1 Red2  →   n2  Red1  +  n1 Ox2 

II- Transformations rapides et lentes.

1)- Cinétique chimique.

-  Chaque système chimique évolue à une certaine vitesse.

L’étude de l’évolution temporelle de systèmes chimiques constitue la cinétique chimique.

2)- Classification cinétique.

-  À l’échelle humaine, on distingue trois catégories de transformations chimiques :

Les transformations quasi instantanées.

On dit que la réaction est rapide.

Sa durée est inférieure à la seconde.

-  On ne peut pas observer l’évolution de la réaction à l’œil.

C’est le cas de certaines réactions de précipitation.

La formation du précipité se fait instantanément.

 

Les transformations lentes.

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.

 

Les transformations extrêmement lentes ou infiniment 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.

III- Mise en évidence expérimentale d’une transformation rapide.

1)- Réaction entre les ions permanganate et les ions fer (II) en solution aqueuse acidifiée.

a)- Expérience.

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.

b)- Interprétation.

-  En présence des ions fer II en solution aqueuse, ils disparaissent.

-  Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les couples oxydant / réducteur suivants : 

-  Mn O4 (aq) / Mn 2+ (aq)  et Fe 3+ (aq) / Fe 2+ (aq) 

écrire la demi-équation associée à chaque couple et écrire l’équation de la réaction.

-  Solution :

-  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

 

-  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

 

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

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

-  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 H 2O ()  ) x 1

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

 MnO4  (aq)     +       8 H +(aq)   +   5 Fe 2+ (aq)        Mn 2+ (aq)  +   4 H 2O ()   + 5 Fe 3+ (aq) 

2)- Réaction de précipitation.

-  Formation d’un précipité d’hydroxyde de fer III.

On verse quelques gouttes de soude dans un bécher contenant une solution aqueuse de chlorure de fer III.

-  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 : 

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

IV- Mise en évidence expérimentale de transformations lentes.

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

a)-     Expérience :

A 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

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 () 

-  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)

b)-     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 ()  ) x 1  

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

H2O2 (aq)     +       2 H +(aq)   +   2 I - (aq)       →      2 H2O ()   + I 2 (aq) 


2)- Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide.

a)-     Expérience :

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 transformation est lente, on peut observer son évolution.

b)-     Interprétation.

-   Le précipité obtenu est un précipité jaune de soufre.

-  Couples mis en jeu : S2O3 2 (aq) / S (s) et  SO2 (aq) / S2O3 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.

(S2 O3 2 (aq)    +       6 H +(aq)   +     4 e    =    2 S    +    3 H2O ()  ) x 1                       

           (S2O3 2 (aq)     +     H2O ()                     =     2 SO2 (aq)  +       2 H +(aq)   +   4 e x 1

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

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

Dismutation

Réaction d'oxydoréduction au cours de laquelle une espèce chimique joue à la fois le rôle d'oxydant et de réducteur.

 S2O3 2 (aq) / S (s) et  SO2 (aq) / S2O32–(aq)

V- Les facteurs cinétiques.

1)- Influence de la concentration des réactifs.

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

-  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 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.

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  

Δ s  

 1 min 30 s  

 45 s  

 22 s  

b)-    Conclusion.

-  La vitesse de formation du soufre augmente avec la concentration des réactifs.

-  On dit que la concentration des réactifs est un facteur cinétique.

-  L’avancement temporel d’une réaction augmente généralement avec la concentration des réactifs.

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 :

Bécher 1

Bécher 2

Bécher 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

b)-    Conclusion.

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

-  L’avancement temporel d’une réaction augmente généralement avec la température.

3)- 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. 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.

VI- Applications.

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)- Conservation 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.

4)- Interprétation microscopique des facteurs cinétiques.

-  Les facteurs cinétiques sont : la concentration des réactifs et la température.

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. 

-  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.

-  D’autre part, plus la température est élevée, plus l’énergie cinétique des espèces chimiques sera importante. 

-  Il découle de ceci que le nombre de choc efficace entre les espèces chimiques augmente avec la température. 

-  Une augmentation de la température permet à la transformation chimique de se produire plus vite.

5) QCM :

 

6)- Exercices.

1)- Exercice 16 page 41.

2)- Exercice 21 page 42.