Karamö, le prof virtuelLeçon 19 sur 20
Les facteurs cinétiques
Je sais citer les facteurs qui modifient la vitesse d'une réaction, prévoir leur effet et l'expliquer par les chocs entre particules.
- 1 h
- 5 exercices corrigés
- 2 schémas
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Définir un facteur cinétique et citer les principaux (concentration, température, surface de contact, catalyseur, lumière)
- Prévoir et justifier l'effet de la concentration et de la température sur la vitesse et sur le temps de demi-réaction
- Interpréter ces effets par la théorie des chocs efficaces
- Utiliser les facteurs cinétiques dans la vie courante et au laboratoire (conservation, trempe, chauffage à reflux)
Avant de commencer : Les leçons « Cinétique chimique » (suivi, temps de demi-réaction) et « Vitesse moyenne et vitesse instantanée ».
1Je découvre
Au marché de Labé, Kadiatou remarque que le poisson frais se gâte en quelques heures au soleil, alors qu'il se conserve plusieurs jours dans la glace. À la maison, sa mère coupe le bois en petits morceaux pour que le feu prenne vite, et elle écrase le comprimé du petit frère pour qu'il agisse plus rapidement. Dans le laboratoire du lycée, l'eau oxygénée est rangée dans un flacon brun, à l'abri de la lumière.
Au laboratoire, Kadiatou verse de l'acide chlorhydrique sur une solution de thiosulfate de sodium placée au-dessus d'une croix tracée sur une feuille. Un dépôt jaune de soufre se forme peu à peu et finit par cacher la croix. Quand elle chauffe la solution avant l'expérience, la croix disparaît beaucoup plus vite.
Quels paramètres modifient la vitesse d'une réaction, et pourquoi ?
2Je comprends
1. Qu'est-ce qu'un facteur cinétique ?
Un facteur cinétique est un paramètre qui modifie la vitesse d'une réaction chimique. Les principaux sont :
- la concentration des réactifs ;
- la température ;
- la surface de contact entre les réactifs (état de division d'un solide) ;
- la présence d'un catalyseur (leçon suivante) ;
- parfois la lumière, ou la nature du solvant.
Un facteur cinétique change la durée de la réaction, mais pas l'état final : avec les mêmes quantités de réactifs, on obtient la même quantité de produits, plus ou moins vite.
2. Influence de la concentration des réactifs
Réaction étudiée par Kadiatou :
S2O32- + 2 H3O^+ → S + SO2 + 3 H2O.
Le soufre S, solide jaune insoluble, rend la solution opaque. On mesure la durée nécessaire pour que la croix disparaisse. Avec des solutions de thiosulfate de plus en plus diluées (même volume total, même acide, même température), la durée augmente.
Règle. En général, plus la concentration des réactifs est grande, plus la réaction est rapide.
C'est pour cela que la vitesse diminue au cours d'une réaction (leçon précédente) : les réactifs s'épuisent, leur concentration baisse. C'est aussi pour cela que la dilution fait partie de la trempe.
Exemple
On réalise deux fois la réaction entre l'eau oxygénée et les ions iodure, avec la même quantité d'eau oxygénée (2,0 mmol, réactif limitant) et le même excès d'ions iodure : A dans 100 mL, B dans 200 mL (on a ajouté de l'eau). Laquelle est la plus rapide ? Quelle quantité de diiode obtient-on à la fin ?
Dans B, toutes les concentrations sont deux fois plus petites que dans A : la réaction B est plus lente (son temps de demi-réaction est plus long).
L'état final ne dépend que des quantités : dans les deux cas, n(I2) final = xmax = 2,0 mmol.
Mais la concentration finale diffère : 2,0 / 0,100 = 20 mmol/L pour A et 2,0 / 0,200 = 10 mmol/L pour B.
3. Influence de la température
Règle. En général, plus la température est élevée, plus la réaction est rapide. Pour beaucoup de réactions proches de la température ambiante, une hausse de 10 °C multiplie la vitesse par un facteur de l'ordre de 2 (ce n'est qu'un ordre de grandeur).
Applications :
- ralentir une réaction en refroidissant : le réfrigérateur et la glace ralentissent les réactions qui dégradent les aliments ; la trempe arrête une réaction avant un dosage ;
- accélérer une réaction en chauffant : cuisson des aliments, chauffage à reflux dans la synthèse d'un ester ou d'un savon. L'autocuiseur (« cocotte-minute ») cuit plus vite car, sous pression, l'eau bout au-dessus de 100 °C. À l'inverse, en altitude, dans les hauteurs du Fouta-Djallon, l'eau bout un peu en dessous de 100 °C et la cuisson est un peu plus longue.
4. Influence de la surface de contact
Quand un réactif est solide, la réaction ne se produit qu'à sa surface. Plus le solide est divisé (en poudre, en petits morceaux), plus la surface de contact avec l'autre réactif est grande, et plus la réaction est rapide.
Exemples : du calcaire en poudre réagit plus vite avec l'acide chlorhydrique que des morceaux de marbre ; du bois fendu en petits morceaux brûle plus vite qu'une grosse bûche ; un comprimé écrasé se dissout et agit plus vite.
5. Autres facteurs
- La lumière : elle déclenche ou accélère certaines réactions (photosynthèse, noircissement du chlorure d'argent, décomposition de l'eau oxygénée). D'où les flacons bruns.
- Le catalyseur : une substance qui accélère une réaction sans être consommée. C'est l'objet de la leçon suivante.
6. Interprétation : la théorie des chocs efficaces
Pour réagir, deux particules (molécules ou ions) doivent se rencontrer : il faut un choc. Mais tous les chocs ne conduisent pas à une réaction : seuls les chocs assez énergiques et avec une bonne orientation sont efficaces.
- Concentration des réactifs
- Température
- Division d'un solide
- Catalyseur
- Plus de particules par litre : plus de chocs par seconde
- Particules plus rapides : chocs plus fréquents et surtout plus énergiques
- Plus de particules en surface : plus de chocs possibles
- Chemin de réaction plus facile : plus de chocs efficaces
La vitesse d'une réaction est proportionnelle au nombre de chocs efficaces par unité de temps et de volume. Tout ce qui augmente ce nombre accélère la réaction.
Méthode
Pour comparer deux expériences de cinétique :
- Je repère le seul paramètre qui change entre les expériences (concentration, température, division, catalyseur).
- Je prévois l'effet avec la règle : plus de chocs efficaces, réaction plus rapide.
- Sur les courbes x = f(t), la réaction la plus rapide a la pente initiale la plus grande et le t1/2 le plus court.
- Je vérifie l'état final : il ne change que si les QUANTITÉS de réactifs changent.
- Je justifie par la théorie des chocs.
Exemple
Deux courbes n(I2) = f(t) ont été obtenues avec les mêmes quantités de réactifs, l'une à 20 °C, l'autre à 30 °C. La courbe 1 a un t1/2 de 3,5 min, la courbe 2 un t1/2 de 1,7 min. Associer chaque courbe à sa température.
La réaction est plus rapide à température plus élevée, donc son t1/2 est plus court.
Courbe 2 (t1/2 = 1,7 min) : 30 °C. Courbe 1 (t1/2 = 3,5 min) : 20 °C.
Les deux courbes tendent vers la même valeur finale, car les quantités de réactifs sont les mêmes.
3Je retiens
Je retiens
Facteur cinétique : paramètre qui modifie la vitesse d'une réaction (concentration, température, surface de contact, catalyseur, lumière).
Plus la concentration des réactifs est grande, plus la réaction est rapide.
Plus la température est élevée, plus la réaction est rapide.
Plus un solide est divisé, plus la réaction est rapide.
Un facteur cinétique change la durée (et t1/2), pas l'état final.
Théorie des chocs : la vitesse dépend du nombre de chocs efficaces (assez énergiques et bien orientés) par seconde.
Refroidir et diluer (trempe) ralentit ; chauffer (reflux) accélère.
4Erreurs fréquentes
- Croire qu'en chauffant on obtient plus de produit : on l'obtient plus vite, mais la quantité finale ne dépend que des quantités de réactifs (et de l'équilibre éventuel).
- Confondre quantité et concentration : ajouter de l'eau ne change pas la quantité de réactif, mais diminue sa concentration, donc ralentit la réaction.
- Penser que tous les chocs entre particules donnent une réaction : seuls les chocs efficaces comptent.
- Oublier que la dilution fait aussi partie de la trempe, avec le refroidissement.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Pour chaque situation, indique le facteur cinétique utilisé et s'il sert à accélérer ou à ralentir une réaction :
a) on conserve la viande au réfrigérateur ;
b) on écrase un comprimé avant de l'avaler ;
c) l'eau oxygénée est vendue en flacon opaque ;
d) on cuit le riz dans un autocuiseur ;
e) on fend le bois en petits morceaux pour allumer le feu.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Température (baisse) : ralentir la dégradation.
b) Surface de contact (division) : accélérer la dissolution et l'action.
c) Lumière (absence) : ralentir la décomposition.
d) Température (hausse, eau bouillant au-dessus de 100 °C) : accélérer la cuisson.
e) Surface de contact : accélérer la combustion.
2Exercice 2
Kadiatou prépare trois béchers contenant chacun 50 mL de solution de thiosulfate de sodium, de concentrations 0,20 ; 0,10 et 0,05 mol/L. Elle ajoute dans chacun 5 mL du même acide chlorhydrique, à la même température.
a) Dans quel bécher la croix disparaîtra-t-elle en premier ? En dernier ?
b) Justifie à l'aide de la théorie des chocs.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) La croix disparaît en premier dans le bécher à 0,20 mol/L (le plus concentré) et en dernier dans celui à 0,05 mol/L.
b) Plus la solution est concentrée, plus il y a d'ions thiosulfate par litre, donc plus il y a de chocs, et de chocs efficaces, par seconde avec les ions oxonium : la réaction est plus rapide.
3Exercice 3
On réalise la même réaction à 25 °C (expérience 1) et à 45 °C (expérience 2), avec les mêmes quantités de réactifs.
a) Dans quelle expérience la vitesse initiale est-elle la plus grande ?
b) Compare les temps de demi-réaction.
c) Compare les avancements finaux. Justifie.
d) Pourquoi la température augmente-t-elle le nombre de chocs efficaces ?
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Dans l'expérience 2 (45 °C) : la réaction est plus rapide à température plus élevée.
b) t1/2 est plus court dans l'expérience 2.
c) Les avancements finaux sont égaux : la température modifie la durée, pas l'état final, car les quantités de réactifs sont les mêmes.
d) À température plus élevée, les particules se déplacent plus vite : les chocs sont plus fréquents et une plus grande partie d'entre eux a assez d'énergie pour être efficace.
4Exercice 4
Explique pourquoi, au cours d'une réaction, la vitesse diminue alors que la température reste constante.
Voir le corrigéCacher le corrigé
Au cours de la réaction, les réactifs sont consommés : leurs concentrations diminuent. Il y a donc de moins en moins de chocs efficaces par seconde, et la vitesse diminue. La concentration des réactifs est un facteur cinétique.
5Exercice 5
(Type BAC) Alpha fait réagir 1,0 g de carbonate de calcium avec 100 mL d'acide chlorhydrique (en excès) : CaCO3 + 2 H3O^+ → Ca2+ + CO2 + 3 H2O. Il mesure le volume de CO2 dégagé. M(CaCO3) = 100 g/mol ; Vm = 24 L/mol. Il réalise quatre expériences :
| Expérience | État du solide | Température | Concentration de l'acide |
|---|---|---|---|
| 1 | morceaux | 20 °C | 0,5 mol/L |
| 2 | poudre | 20 °C | 0,5 mol/L |
| 3 | morceaux | 40 °C | 0,5 mol/L |
| 4 | morceaux | 20 °C | 1,0 mol/L |
a) Calcule la quantité de CaCO3 et vérifie que l'acide est en excès dans les quatre expériences.
b) Calcule le volume final de CO2. Est-il le même dans les quatre expériences ?
c) Les temps de demi-réaction relevés sont : expérience 1 : 90 s ; expérience 2 : 20 s ; expérience 3 : 40 s ; expérience 4 : 50 s. Pour chacune des expériences 2, 3 et 4, indique le facteur cinétique modifié par rapport à l'expérience 1 et son effet.
d) Explique pourquoi l'expérience 2 est plus rapide que l'expérience 1.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) n(CaCO3) = 1,0100 = 1,0 × 10-2 mol. Il faut 2 × 1,0 × 10-2 = 2,0 × 10-2 mol d'ions H3O^+. Avec 0,5 mol/L : 0,5 × 0,100 = 5,0 × 10-2 mol ; avec 1,0 mol/L : 0,10 mol. Dans les deux cas, l'acide est en excès.
b) n(CO2) = n(CaCO3) = 1,0 × 10-2 mol ; V = 1,0 × 10-2 × 24 = 0,24 L = 240 mL. Le carbonate de calcium est limitant dans toutes les expériences et sa quantité est la même : le volume final est le même.
c) Expérience 2 : on a divisé le solide (poudre) ; t1/2 passe de 90 s à 20 s, la réaction est plus rapide. Expérience 3 : on a augmenté la température (40 °C au lieu de 20 °C) ; t1/2 passe à 40 s. Expérience 4 : on a augmenté la concentration de l'acide (1,0 au lieu de 0,5 mol/L) ; t1/2 passe à 50 s. Dans chaque cas, un seul facteur a été changé et la réaction est accélérée ; l'expérience 1 est la plus lente.
d) En poudre, le carbonate de calcium offre une surface de contact beaucoup plus grande avec la solution acide : davantage de particules sont accessibles, il y a plus de chocs efficaces par seconde et la réaction est plus rapide.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
Choisis une réponse pour chaque question : la correction s’affiche aussitôt.
Crée ton compte élève gratuit pour cocher les leçons terminées, suivre ta progression et gagner des points au QCM.
