2 * 2(**) +2* − (**) +2* + (**) →* 2(**) +2* 2

Thème 2 :
I) La vitesse d'une réaction
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A) Les réactions lentes et les réactions rapides
Réaction lente
Une réaction sera considérée lente si l'évolution temporelle d'un
paramètre physico-chimique (comme la couleur, l'acidité, etc) de
ce système peut s'apprécier à l'œil nu ou à l'aide d'un appareil de
mesure.
𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)+2𝐼−(𝑎𝑞)+2𝐻+(𝑎𝑞)→𝐼2(𝑎𝑞)+2𝐻2𝑂(𝑙)
Par exemple: Réaction des ions iodure avec l'eau oxygénée
(peroxyde d'hydrogène).
L'apparition du diiode est progressive comme en témoigne la
coloration progressive de la solution.
Transformation rapide
On dit qu'une transformation est rapide si elle se fait en une
durée trop courte pour que son évolution puisse être suivie "à
l'œil nu" ou avec les appareils de mesure courants. C'est-à-dire
qu'il est impossible de distinguer des états intermédiaires entre
l'état initial et l'état final du système.
Par exemple:
 La décomposition d'un explosif:
 Les réactions de précipitations :
 Les réactions acido-basiques :
B) Le suivi cinétique d'une réaction.
Le suivi cinétique d'une réaction chimique consiste à suivre
l'évolution temporelle d'un système chimique afin de connaître
son état à chaque instant.
Pour effectuer un suivi cinétique, il faut connaître la quantité de
matière ou la concentration d'au moins une espèce chimique
participant à la réaction (réactif ou produit) à intervalles de
temps réguliers et suffisamment proches.
C) Le temps de demi-réaction
Le temps de demi-réaction caractérise la vitesse d'une réaction.
Le temps de demi-réaction, noté t1/2, est la durée au bout de
laquelle l'avancement x(t1/2) est égal à la moitié de l'avancement
final de la réaction xf.
REMARQUE:
Le temps de demi-réaction peut
aussi se définir comme étant la
durée au bout de laquelle :
La moitié de la quantité de
matière initiale du réactif limitant a
été consommée.
La concentration initiale en
réactif limitant a été divisée par
deux.
II) Les méthodes de suivi cinétique
Les méthodes chimiques
Les méthodes chimiques permettent de suivre l'évolution
temporelle de la composition du milieu réactionnel de deux
manières différentes :
La détermination de la quantité de matière (ou de la
concentration) d'un réactif limitant (ou d'un produit) par titrage.
La séparation des espèces composant le milieu réactionnel par
un procédé chimique comme la chromatographie sur couche
mince
Les méthodes physiques.
Les méthodes physiques reposent sur la mesure d'une grandeur
physique proportionnelle à la concentration d'un réactif ou d'un
produit à intervalles de temps réguliers.
La spectrophotométrie et la conductimétrie sont deux
techniques permettant le suivi cinétique par mesure de
l'absorbance et de la conductance respectivement.
III) Les facteurs cinétiques
Un facteur cinétique est un paramètre physique qui modifie la
vitesse d'une réaction chimique.
a) La température:
En gardant tous les autres paramètres fixes, une augmentation de la
température augmente la vitesse de la réaction.
Applications:
b) La concentration:
En gardant tous les autres paramètres fixes, mettre un réactif en
excès (ou un produit en défaut) augmente la vitesse de la
réaction.
A droite la concentration initiale en ions
thiosulfate est deux fois plus élevée qu'à gauche.
c) Le solvant:
Le solvant peut influer sur la vitesse de réaction en favorisant (ou
en défavorisant) le contact entre les réactifs.
d) La catalyse
La catalyse est le phénomène par lequel la vitesse d'une réaction
peut être grandement augmentée grâce à l'action d'un
catalyseur.
Catalyseur
Les différents types de catalyse:
Voici les trois types de catalyse que l'on peut rencontrer :
La catalyse homogène : le catalyseur et les réactifs ne forment qu'une seule
phase (liquide ou gazeuse).
La catalyse hétérogène : le catalyseur et les réactifs forment deux phases
distinctes (le catalyseur est souvent un solide).
La catalyse enzymatique : le catalyseur est une macromolécule organique
appelée enzyme.
Exemple:
La réaction de décomposition (dismutation) de l'eau oxygénée (ou peroxyde
d'hydrogène: H2O2) peut être catalysée par les ions fer (III) en solution
aqueuse. Il n'y a qu'une seule phase, la phase aqueuse.
L’équation de la réaction s’écrit : 2𝐻2𝑂2
𝐹𝑒3+(𝑎𝑞)
2𝐻2𝑂+𝑂2
La réaction est
exothermique. La
température étant un
facteur cinétique, l’élévation
de température provoque
un emballement de la
réaction ce qui est très
visible à la fin de la vidéo.