Karamö, le prof virtuelLeçon 17 sur 20
Cinétique chimique
Je sais distinguer une réaction rapide d'une réaction lente, suivre l'évolution d'une réaction au cours du temps et déterminer son temps de demi-réaction.
- 1 h
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Distinguer réactions rapides, lentes et très lentes
- Citer et décrire des méthodes de suivi temporel (dosage après trempe, mesure de volume de gaz, de pression, de couleur, de conductivité)
- Construire un tableau d'avancement et tracer x = f(t) ou n = f(t)
- Définir et déterminer graphiquement le temps de demi-réaction
Avant de commencer : Le tableau d'avancement et le réactif limitant, les réactions d'oxydoréduction (couples I2/I−, H2O2/H2O, S4O6^2−/S2O3^2−), le dosage.
1Je découvre
À Fria, dans la cour de sa maison, Alpha remarque que le portail en fer rouille lentement : il faut des mois pour voir une vraie couche de rouille. Au laboratoire, au contraire, quand il verse une solution de nitrate d'argent dans de l'eau salée, un précipité blanc apparaît instantanément. Et quand sa camarade Mariama mélange de l'eau oxygénée et une solution d'iodure de potassium acidifiée, la solution, d'abord incolore, devient jaune, puis à l'orangé, puis au brun, en plusieurs minutes.
Certaines réactions sont donc immédiates, d'autres durent des minutes, d'autres des mois. Pour un industriel, un pharmacien ou un cuisinier, savoir à quelle vitesse une réaction avance est aussi important que savoir ce qu'elle produit.
Comment classer les réactions selon leur durée, et comment suivre l'avancement d'une réaction au cours du temps ?
2Je comprends
1. Réactions rapides et réactions lentes
La cinétique chimique est l'étude de l'évolution des systèmes chimiques au cours du temps.
- Une réaction est rapide (ou instantanée) quand elle semble achevée dès que les réactifs sont mis en contact : l'œil ou les instruments usuels ne peuvent pas suivre son évolution. Exemples : la précipitation du chlorure d'argent Ag^+ + Cl^- → AgCl, les réactions acide fort/base forte, les dosages.
- Une réaction est lente quand son évolution dure de quelques secondes à plusieurs heures : on peut la suivre à l'œil ou avec des instruments. Exemples : l'oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée, l'estérification.
- Une réaction est très lente quand elle dure des jours, des mois ou plus : la formation de la rouille. À l'extrême, certains mélanges semblent ne pas réagir du tout (un mélange de dihydrogène et de dioxygène à température ambiante) : on dit que le système est cinétiquement inerte.
Une réaction peut être totale et lente (oxydation des ions iodure) ou limitée et lente (estérification) : la rapidité et le caractère total sont deux questions différentes.
2. Un exemple : l'oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée
Dans un bécher, on mélange de l'eau oxygénée H2O2, une solution d'iodure de potassium (ions I^-) et de l'acide sulfurique :
H2O2 + 2 I^- + 2 H3O^+ → I2 + 4 H2O.
Le seul produit coloré est le diiode I2 (jaune à brun selon sa concentration). La couleur qui fonce montre que la quantité de diiode augmente progressivement.
Conditions initiales choisies : n0(H2O2) = 2,0 mmol ; ions I^- (10 mmol) et H3O^+ en excès ; volume total V = 100 mL.
| H2O2 | 2 I^- | 2 H3O^+ | I2 | |
|---|---|---|---|---|
| État initial (mmol) | 2,0 | 10 | excès | 0 |
| En cours (mmol) | 2,0 - x | 10 - 2x | excès | x |
| État final (mmol) | 0 | 6,0 | excès | xmax = 2,0 |
L'eau oxygénée est le réactif limitant : xmax = 2,0 mmol. On a à chaque instant n(I2) = x : suivre le diiode, c'est suivre l'avancement.
3. Comment suivre une réaction au cours du temps ?
Méthode chimique : dosages successifs après trempe. On déclenche un chronomètre au moment du mélange. À des dates choisies, on prélève un petit volume du mélange (par exemple 10,0 mL), on le verse dans de l'eau glacée : c'est la trempe. Le refroidissement et la dilution rendent la réaction presque inexistante, ce qui « fige » la composition. On dose alors le diiode par une solution de thiosulfate de sodium (réaction rapide) :
I2 + 2 S2O32- → 2 I^- + S4O62-.
À l'équivalence : n(I2) = n(S2O32-)2.
- 1Mélanger les réactifs et déclencher le chronomètre (t = 0)
- 2À la date t, prélever 10,0 mL du mélange
- 3Tremper le prélèvement dans l'eau glacée pour bloquer la réaction
- 4Doser le diiode par le thiosulfate (empois d'amidon : disparition de la teinte bleue)
- 5Calculer n(I2) dans le prélèvement, puis dans tout le mélange
- 6Recommencer à d'autres dates et tracer n(I2) = f(t)
Méthodes physiques : on mesure en continu une grandeur liée à l'avancement, sans prélever :
- le volume ou la pression d'un gaz dégagé ;
- la couleur de la solution (absorbance mesurée par un spectrophotomètre) quand une espèce est colorée ;
- la conductivité quand le nombre ou la nature des ions change ;
- le pH quand des ions H3O^+ ou OH^- sont consommés ou formés.
Exemple
Au temps t = 6 min, Mariama dose un prélèvement de 10,0 mL par le thiosulfate à 2,0 × 10^−2 mol/L. L'équivalence est obtenue pour 14,0 mL. Calculer n(I2) dans tout le mélange (100 mL) et l'avancement.
n(S2O3^2−) = 2,0 × 10^−2 × 14,0 × 10^−3 = 2,8 × 10^−4 mol.
n(I2) dans le prélèvement = 2,8 × 10^−4 / 2 = 1,4 × 10^−4 mol.
Le mélange (100 mL) contient 10 fois plus : n(I2) = 1,4 × 10^−3 mol = 1,40 mmol.
Donc x(6 min) = 1,40 mmol, soit 70 % de l'avancement maximal (2,0 mmol).
4. La courbe d'évolution et le temps de demi-réaction
Voici les résultats de Mariama :
| t (min) | 0 | 2 | 4 | 6 | 8 | 10 | 15 | 20 | 30 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| n(I2) (mmol) | 0 | 0,66 | 1,10 | 1,40 | 1,60 | 1,73 | 1,90 | 1,96 | 2,00 |
On observe que la quantité de diiode augmente d'abord vite, puis de plus en plus lentement, jusqu'à atteindre sa valeur finale. La réaction ralentit au fil du temps (on verra pourquoi dans les leçons suivantes).
Le temps de demi-réaction, noté t1/2, est la durée au bout de laquelle l'avancement atteint la moitié de sa valeur finale :
x(t1/2) = xf2.
Ici, xf = 2,0 mmol ; on cherche sur la courbe le temps pour lequel n(I2) = 1,0 mmol : t1/2 ≈ 3,5 min. Attention : ce n'est pas la moitié de la durée totale de la réaction.
Le temps de demi-réaction donne un ordre de grandeur de la durée d'une réaction : on considère souvent qu'elle est pratiquement achevée au bout de quelques t1/2 (ici, vers 20 à 30 min). Il permet aussi de choisir la méthode de suivi : pour une réaction de t1/2 égal à 3,5 min, des prélèvements toutes les 2 minutes conviennent ; pour une réaction beaucoup plus rapide, il faut une méthode physique en continu.
Méthode
Pour déterminer un temps de demi-réaction :
- Je détermine l'avancement final xf (tableau d'avancement, ou valeur limite lue sur la courbe).
- Je calcule xf / 2.
- Je place xf / 2 sur l'axe des ordonnées et je trace une horizontale jusqu'à la courbe.
- Je descends verticalement sur l'axe des temps et je lis t1/2.
- Si la courbe représente un réactif qui disparaît, je cherche le temps où il en reste la moitié de ce qui doit disparaître.
Exemple
Une réaction a un avancement final xf = 8,0 mmol. La courbe x = f(t) passe par x = 4,0 mmol à t = 12 s. Quel est t1/2 ? Au bout de combien de temps environ la réaction sera-t-elle pratiquement terminée ?
xf / 2 = 4,0 mmol, atteint à t = 12 s : t1/2 = 12 s.
La réaction sera pratiquement achevée au bout de quelques t1/2, soit environ une minute.
3Je retiens
Je retiens
Cinétique chimique : étude de l'évolution d'un système chimique au cours du temps.
Réaction rapide : semble instantanée ; réaction lente : dure de quelques secondes à des heures ; très lente : des jours ou plus.
Suivi chimique : prélèvements, trempe (eau glacée : refroidir et diluer), dosage.
Suivi physique : volume ou pression de gaz, couleur (absorbance), conductivité, pH.
On trace x = f(t) (ou n = f(t)) : la courbe monte de moins en moins vite et tend vers xf.
Temps de demi-réaction t1/2 : durée pour que x = xf / 2.
4Erreurs fréquentes
- Croire que t1/2 est la moitié de la durée totale : c'est le temps pour atteindre la moitié de l'avancement FINAL.
- Oublier de multiplier par le facteur de prélèvement : le dosage d'un prélèvement de 10 mL sur 100 mL donne un dixième de la quantité totale.
- Oublier le coefficient 2 : I2 + 2 S2O3^2− → … donne n(I2) = n(S2O3^2−) / 2.
- Confondre réaction lente et réaction limitée : une réaction lente peut être totale.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Classe ces transformations en rapides, lentes ou très lentes : a) formation de la rouille sur un toit en tôle ; b) réaction de l'acide chlorhydrique avec la soude ; c) oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée ; d) précipitation de l'hydroxyde de cuivre II quand on verse de la soude dans une solution de sulfate de cuivre ; e) estérification à température ambiante.
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Rapides : b) et d). Lentes : c). Très lentes : a) et e) (l'estérification à température ambiante demande des jours, voire des mois).
2Exercice 2
On réalise la réaction H2O2 + 2 I^- + 2 H3O^+ → I2 + 4 H2O avec n0(H2O2) = 3,0 mmol et n0(I^-) = 4,0 mmol ; les ions H3O^+ sont en excès.
a) Dresse le tableau d'avancement.
b) Détermine le réactif limitant et xmax.
c) Quelle quantité de diiode aura-t-on formée au temps t1/2 ?
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a)
| H2O2 | 2 I^- | I2 | |
|---|---|---|---|
| Initial (mmol) | 3,0 | 4,0 | 0 |
| En cours | 3,0 - x | 4,0 - 2x | x |
| Final | 3,0 - xmax | 4,0 - 2xmax | xmax |
b) 3,0 - x = 0 donne x = 3,0 mmol ; 4,0 - 2x = 0 donne x = 2,0 mmol. La plus petite valeur l'emporte : les ions iodure sont limitants et xmax = 2,0 mmol.
c) La réaction est totale : xf = xmax = 2,0 mmol ; à t1/2, n(I2) = 1,0 mmol.
3Exercice 3
Dans l'expérience de Mariama, calcule le volume de thiosulfate à 2,0 × 10-2 mol/L nécessaire pour doser un prélèvement de 10,0 mL à t = 4 min (on lit n(I2) = 1,10 mmol dans tout le mélange de 100 mL).
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Dans le prélèvement : n(I2) = 1,1010 = 0,110 mmol ; n(S2O32-) = 2 × 0,110 = 0,220 mmol = 2,20 × 10-4 mol.
V = 2,20 × 10-42,0 × 10-2 = 1,10 × 10-2 L = 11,0 mL.
4Exercice 4
Explique ce qu'est une trempe et pourquoi on la réalise. Quels sont les deux facteurs qui ralentissent la réaction pendant la trempe ?
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La trempe consiste à verser le prélèvement dans de l'eau glacée. On bloque ainsi (presque) la réaction pour que la composition ne change pas pendant le dosage. Les deux facteurs sont la baisse de température et la dilution (baisse des concentrations des réactifs).
5Exercice 5
(Type BAC) Ibrahima fait réagir 0,12 g de magnésium avec un excès d'acide chlorhydrique : Mg + 2 H3O^+ → Mg2+ + H2 + 2 H2O. Il mesure le volume de dihydrogène dégagé (M(Mg) = 24 g/mol ; Vm = 24 L/mol).
| t (s) | 0 | 20 | 40 | 60 | 80 | 100 | 150 | 200 | 300 |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| V(H2) (mL) | 0 | 40 | 66 | 84 | 96 | 104 | 114 | 118 | 120 |
a) Calcule la quantité initiale de magnésium et le volume maximal de dihydrogène attendu. Est-il cohérent avec le tableau ?
b) Exprime l'avancement x en fonction de V(H2) et calcule x à t = 60 s.
c) Détermine le temps de demi-réaction.
d) Quelle méthode de suivi Ibrahima a-t-il utilisée ? Est-elle chimique ou physique ?
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a) n(Mg) = 0,1224 = 5,0 × 10-3 mol. L'acide est en excès : xmax = 5,0 × 10-3 mol et Vmax(H2) = 5,0 × 10-3 × 24 = 0,12 L = 120 mL. C'est bien la valeur finale du tableau : la réaction est totale.
b) n(H2) = x, donc x = V(H2)Vm. À 60 s : x = 0,08424 = 3,5 × 10-3 mol.
c) xf2 correspond à V = 60 mL, atteint entre 20 s (40 mL) et 40 s (66 mL). Sur la courbe tracée, on lit t1/2 ≈ 35 s.
d) Il a mesuré le volume d'un gaz dégagé au cours du temps : c'est une méthode physique, qui ne perturbe pas le mélange.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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