La cinétique des réactions chimiques

La cinétique des réactions chimiques
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Unité 4 La cinétique des réactions chimiques
Dans ce chapitre, nous aborderons l’étude du déroulement temporel des réactions
chimiques, c’est-à-dire, l’étude de leur cinétique.
1. Qu’est-ce qu’une réaction chimique ?
2. Les changements suivants, sont-ils des réactions chimiques ?
Justifiez votre réponse.
- L’oxydation du fer
- La fermentation d’un jus de fruits.
- Une explosion
3. Comparez les réactions chimiques suivantes et classifiez-les selon leur vitesse
- Formation de la rouille.
- La décomposition de l’eau oxygénée par photolyse.
- La combustion du butane.
- La décomposition de l’eau par électrolyse.
- La formation d’un précipité d’iodure de plomb.
- Une explosion.
- La dégradation des peintures
Les transformations chimiques peuvent s’effectuer rapidement ou elles peuvent prendre
des années, voire plusieurs siècles. Il y a des transformations très lentes, lentes, rapides
ou très rapides. Il n’y a pas de frontière bien définie entre elles.
- Une transformation est considérée comme rapide lorsqu’elle paraît se
faire sitôt que les réactifs sont en contact.
- Une transformation est considérée comme lente si son évolution peut être
observée à l’œil nu.
4. On va manipuler différents produits chimiques. Sur leurs étiquettes, on trouve les
pictogrammes suivants.
Consultez le site http://www.ac-nancy-metz.fr/enseign/physique/Securite/Symboles.htm,
indiquez leur signification et la description des risques qu’ils comportent.
Produits
chimiques Pictogramme Signification
Description des risques
Solutions
commerciales
de HCl (C) et
H2SO4 (C)
Solutions
requises de
HCl (XI) y
H2SO4 (XI)

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Zinc métal,
poudre (F),
Magnésium
métal, ruban
(F)
Chlorure de
cuivre (II)
5. Faites les expériences. Indiquez les changements et le temps nécessaire pour les
observer et classifiez les transformations suivantes :
1. Ajoutez quelques gouttes d’une solution de soude dans un bécher contenant une
solution de nitrate de fer.
2. Ajoutez à une solution incolore d’acide oxalique quelques millilitres d’une solution
diluée et acidifiée de permanganate de potassium.
3. Versez une solution d’acide chlorhydrique dans un erlenmeyer contenant un petit
morceau de marbre.
4. Ajoutez une solution d’acide sulfurique dans un erlenmeyer contenant des copeaux
de zinc.
5. Faites l’électrolyse d’une solution de chlorure de cuivre (II).
6. Dans un bécher, mélangez une solution de thiosulfate de sodium et une solution
d’acide chlorhydrique.
7. Ajoutez de l’eau dans un erlenmeyer contenant un tout petit morceau de ruban de
magnésium et quelques gouttes de phénophtaléine. Agiter continuellement le
mélange.
Réaction
Classification
selon le temps de
réaction
Description de l’état initial
Description de l’état
final
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Ces réactions chimiques peuvent être représentées par les équations suivantes :
1. 3 NaOH (aq) + Fe(NO3)3 (aq) → Fe(OH)3 (s) + 3 NaNO3 (aq)
2. 2 KMnO4 (aq) + 6 HCl (aq) + 5 H2C2O4 (aq) → 2 MnCl2 (aq) + 8 H2O (l) + 10 CO2 (g) + 2 KCl (aq)
3. CaCO3(s) + 2 HCl (aq) → CaCl2(aq) + H2O (l) + CO2 (g)
4. Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)
5. CuCl2 (aq) → Cu (s) + Cl2 (g)
6. Na2S2O3 (aq) + 2 HCl (aq) → 2 NaCl (aq) + H2O (l) + S (s) + SO2 (aq)
7. Mg (s) + 2 H2O (l) → Mg(OH)2 (aq) + H2 (g)
6. Indiquez la signification des symboles (aq), (l), (s), (g) et des coefficients
stœchiométriques.
Pourquoi la vitesse des réactions est-elle différente?
La vitesse des réactions chimiques dépend de la nature des réactifs, mais, y a-t-il
d’autres facteurs à prendre en considération ? La théorie des collisions interprète les
réactions chimiques et elle explique l’influence des différents facteurs sur la vitesse des
réactions.
Pour qu’il y ait une réaction chimique, par exemple du type A2 + B → BA2, il faut :
- que les particules (atomes, molécules ou ions) qui constituent A2 et B se
rencontrent et qu’il y ait un choc entre eux.
- que le choc soit efficace, c’est-à-dire, qu’il conduise à la formation de AB2.
La vitesse d’une réaction chimique dépend du nombre de chocs efficaces par unité de
temps. Pour modifier la vitesse d’une réaction, il faut changer le nombre de chocs
efficaces

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7. Indiquez différentes façons d’augmenter la vitesse de la réaction représentée par
l’équation Zn (s) + H
2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H 2 (g), c’est-à-dire, d’augmenter le
nombre de chocs efficaces entre les atomes de zinc et les ions H+.
- Concentration des réactifs
Dans une solution, les molécules et les ions sont en mouvement incessant. Au cours de leur
mouvement, des chocs entre les particules se produisent. La vitesse de formation des
produits de la réaction est d’autant plus grande que le nombre de chocs efficaces est grand.
La probabilité de choc est d’autant plus grande que le volume du récipient est petit et que
le nombre de particules des réactifs est élevé. La grandeur qui permet de tenir compte des
deux effets est la concentration des réactifs.
- État de division d’un solide ou extension de la surface des solides
Lorsque l’un des réactifs d’une réaction chimique se trouve à l’état solide, l’état de
division constitue le facteur cinétique par lequel le solide agit sur le déroulement de la
réaction. L’extension de sa surface comporte une augmentation du nombre de chocs entre
les particules des réactifs, donc une augmentation de la vitesse de la réaction.
- Température
Une élévation de température correspond à une augmentation de l’agitation des particules,
atomes, molécules ou ions, leur vitesse augmente. Cela implique une augmentation du
nombre de chocs et du nombre de chocs efficaces, la transformation chimique est de ce fait
accélérée.
Étude expérimentale
8. Comment peut-on définir la vitesse d’une réaction chimique ?
9. Comment peut-on mesurer la vitesse de chacune des réactions chimiques
lentes antérieures?
Réaction Mesure de la vitesse de réaction
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10. Étude expérimentale de la vitesse de réaction de dismutation de l’ion thiosulfate
(réaction 6).

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Propriété qui change pendant la réaction : Lorsqu’on ajoute une solution de thiosulfate
de sodium à une solution d’acide chlorhydrique, au bout de quelques secondes apparaît
un précipité blanc jaunâtre qui rend le mélange opaque. Si, avant l’expérience, on place
sous le bécher une feuille de papier portant une croix noire, elle disparaîtra.
Définition de la vitesse de réaction. La vitesse moyenne de formation du soufre dans
cette réaction est :
temps forméesoufredequantité
v=
Façon de mesurer la vitesse de réaction : Pour mesurer la vitesse d’apparition du
soufre, déclenchez le chronomètre au moment de mélanger les réactifs et notez la
durée nécessaire pour que le motif ne soit plus visible par un observateur placé au-
dessus du bécher.
Afin que l’épaisseur à travers laquelle nous observons le motif soit toujours la même,
nous utiliserons une série de béchers identiques contenant le même volume total.
Puisque la quantité de soufre sera la même dans toutes les expériences, la durée
nécessaire pour que le motif ne soit plus visible est inversement proportionnel à la
vitesse moyenne de formation du soufre.
Conditions de réaction : si on introduit un thermomètre dans le mélange, on constate
que la température n’a quasiment pas varié au cours de l’expérience. La réaction se
déroule à température constante. Il faut préciser les concentrations des solutions
d’acide chlorhydrique et de thiosulfate de sodium employées.
C acide chlorhydrique = 36’5 g/L
C thiosulfate de sodium = 31’6 g/L
Ces concentrations vont être modifiées pour mettre en évidence l’influence des
concentrations sur la vitesse des réactions.
Procédé expérimental : Dans un bécher, on mélange V1 mL de solution d’acide
chlorhydrique, V2 mL de solution de thiosulfate de sodium et V3 mL d’eau, de manière à
ce que V1 + V2 + V3 soit égal a 50 mL.
Pour étudier l’influence de la concentration d’acide on réalise une série d’expériences
où la concentration de la solution de thiosulfate de sodium est toujours la même, c’est-
à-dire, le volume V2 est constant.