Fiche révision N° 4 Cinétique chimique

Fiche de révision

QCM Questy

Pour s'autoévaluer

Cinétique chimique

Cours

I- Introduction.

II- Méthodes à maîtriser.

III- Erreurs fréquentes à éviter.

IV- Avant un exercice.

V- Résumé des concepts clés avant le QCM.

VI- À retenir pour le QCM.

VII- Encadré de révision : cinétique chimique

VIII- Fiche mémo express — Cinétique chimique

IX- Fiche visuelle type carte mentale — Cinétique chimique

Fiche de révisions — Cinétique chimique

I- Introduction

1. L’essentiel à retenir

- La cinétique chimique étudie l’évolution d’une transformation chimique au cours du temps.

- Une transformation peut être rapide, lente ou extrêmement lente selon sa durée observable.

- Les principaux facteurs cinétiques sont la température, la concentration des réactifs, la présence d’un catalyseur, l’éclairement et parfois le solvant.

- Quand la température ou la concentration augmente, la vitesse de réaction augmente généralement.

- Un catalyseur accélère une réaction sans apparaître dans l’équation-bilan, car il est régénéré en fin de réaction.

2. Formules et définitions importantes

Grandeur

Définition / formule

Point à retenir

Vitesse d’apparition

d’un produit P

v_app (P) = d [P] / dt

Positive : la concentration

du produit augmente.

Vitesse de disparition

d’un réactif R

v_disp(R) = - d [R] / dt

On met un signe moins

pour obtenir une vitesse positive.

Unité d’une

vitesse volumique

mol . L^–1 . s^–1 ou mol . L^–1 . min^–1

L’unité dépend de l’unité

choisie pour le temps.

Temps de

demi-réaction

t_1/2 : durée nécessaire

pour consommer

la moitié du réactif limitant.

Plus t_1/2 est petit, plus

la réaction est rapide.

Loi d’ordre 1

[A]_t = [A]₀ . e^{–
k . t}

ln ([A]) = ln ([A]₀) – k . t :

la courbe est une droite.

Temps de

demi-réaction ordre 1

t_1/2 = ln (2) / k

Il ne dépend pas de la

concentration initiale.

II- Méthodes à maîtriser

1)- Déterminer une vitesse sur un graphique :

- Tracer la tangente à la courbe au point demandé, choisir deux points lisibles sur la tangente, calculer le coefficient directeur, puis appliquer le signe adapté.

2)- Déterminer t_1/2 :

- Repérer la valeur finale ou initiale, calculer la moitié, lire l’abscisse correspondante sur la courbe.

3)- Vérifier une loi d’ordre 1 :

- Tracer ln ([A]) en fonction du temps ; si les points sont alignés, la réaction est d’ordre 1 par rapport à A.

- Exemple :

- k = 0,15 par heure

4)- Trouver k avec une droite ln ([A]) = f (t) :

- Relever le coefficient directeur a ; comme a = – k, alors k = – a.

- Détermination de la valeur de la constante de la vitesse k :

5)- Exploiter un catalyseur :

- vérifier qu’il accélère la réaction, qu’il est régénéré et qu’il n’apparaît pas dans l’équation-bilan.

III- Erreurs fréquentes à éviter

- Oublier le signe moins pour la vitesse de disparition d’un réactif.

- Confondre vitesse d’apparition et vitesse de disparition.

- Utiliser t_1/2 = ln (2) / k alors que la réaction n’est pas d’ordre 1.

- Lire t_1/2 à partir de la moitié de la concentration finale au lieu de la moitié de la concentration initiale du réactif limitant.

- Oublier les unités : secondes ou minutes changent la valeur numérique de k.

- Dire qu’un catalyseur est consommé : il participe au mécanisme mais est régénéré.

- Confondre concentration et quantité de matière lorsque le volume n’est pas constant.

- Prendre deux points expérimentaux au lieu de deux points bien lisibles sur la tangente pour calculer une vitesse instantanée.

IV- Avant un exercice

- Identifier l’espèce suivie : réactif ou produit ?

- Repérer la grandeur étudiée : concentration, quantité de matière, absorbance, conductivité, pression ou volume.

- Vérifier les unités du temps et de la concentration.

- Si une courbe est donnée, déterminer si l’on demande une pente moyenne ou une tangente.

- Pour une loi d’ordre 1, tester l’alignement de ln ([A]) en fonction du temps.

- Pour conclure, toujours relier le résultat à la question : réaction plus rapide, ordre 1, valeur de k, valeur de t_1/2, réaction terminée ou non.

V- Résumé des concepts clés avant le QCM.

- La cinétique chimique étudie l’évolution temporelle d’un système chimique.

- Elle permet de distinguer les transformations quasi instantanées, lentes ou extrêmement lentes, et d’analyser les paramètres qui modifient leur rapidité :

- température, concentration des réactifs, catalyseur, éclairement ou solvant.

- Les facteurs cinétiques essentiels sont à connaître qualitativement :

- une augmentation de la température ou de la concentration des réactifs accélère généralement la réaction.

- Un catalyseur accélère la transformation en modifiant le mécanisme réactionnel ; il peut être consommé dans une étape, mais il est régénéré ensuite et n’apparaît pas dans l’équation-bilan.

- Le suivi cinétique consiste à mesurer une grandeur liée à l’avancement au cours du temps :

- concentration, quantité de matière, absorbance, conductivité, pression ou volume.

- On peut aussi effectuer des titrages successifs après trempe, c’est-à-dire après un refroidissement brutal qui bloque pratiquement l’évolution du système à une date donnée.

- Les vitesses volumiques s’expriment généralement en mol . L^–1 . s^–1 ou en mol . L^–1 . min^–1.

- Pour un produit, la vitesse d’apparition est positive et correspond à l’augmentation de sa concentration.

- Pour un réactif, la vitesse de disparition est définie avec un signe moins afin d’obtenir une grandeur positive.

- Le temps de demi-réaction t_1/2 est la durée au bout de laquelle la moitié du réactif limitant a été consommée.

- Il permet d’estimer la durée globale d’une transformation : au bout de quelques temps de demi-réaction, le système peut souvent être considéré comme pratiquement arrivé à son état final.

- Pour une réaction d’ordre 1 par rapport à un réactif A, la vitesse de disparition est proportionnelle à [A].

- La concentration suit une décroissance exponentielle : [A]_t = [A]₀ . e^{–
k .
t}.

- On peut aussi écrire ln ([A]) = ln ([A]₀) – k . t :

- la représentation de ln ([A]) en fonction du temps est alors une droite de coefficient directeur – k.

- Dans le cas particulier d’un ordre 1, le temps de demi-réaction vaut :

- t_1/2 = ln (2) / k

- Elle ne dépend pas de la concentration initiale.

- Après n temps de demi-réaction, il reste environ 1 / 2ⁿ du réactif limitant.

- Ces relations ne doivent être utilisées que si l’ordre 1 a été établi.

- Cas d’un produit :

- Représentation graphique de [P]_t = g (t)

- On remarque que :

- Entre 0 et 1 t_1/2, la concentration de l’espèce P a augmenté de [P]_max / 2¹.

- Entre 1 t_1/2 et 2 t_1/2, la concentration de l’espèce P a augmenté de [P]_max / 2².

- Entre 2 t_1/2 et 3 t_1/2, la concentration de l’espèce P a augmenté de [P]_max / 2³.

- Ceci est caractéristique d’une réaction qui suit une loi de vitesse d’ordre 1 par rapport au produit P.

VI- À retenir pour le QCM :

- Vérifier systématiquement si l’espèce suivie est un réactif ou un produit,

- Contrôler les unités, convertir les durées si nécessaire,

- Ne pas confondre concentration initiale et logarithme de la concentration initiale,

- Et ne jamais conclure à un ordre 1 sans indice expérimental solide.

VII- Encadré de révision : cinétique chimique

ENCADRÉ DE RÉVISION — CINÉTIQUE CHIMIQUE

1. Idée générale

La cinétique chimique étudie l’évolution

d’un système chimique au cours du temps.

À savoir classer :

rapide : durée inférieure à la seconde ;

lente : quelques secondes à quelques minutes ;

extrêmement lente : plusieurs jours ou semaines.

2. Facteurs qui accélèrent

Température plus élevée :

réaction généralement plus rapide.

Concentration des réactifs plus grande :

collisions plus fréquentes.

Catalyseur : accélère la réaction, est régénéré,

Il n’apparaît pas dans le bilan.

Éclairement ou solvant :

peuvent aussi influencer la vitesse.

3. Suivi cinétique

On suit une grandeur liée à l’avancement :

concentration ou quantité de matière ;

absorbance si une espèce est colorée ;

conductivité, pression ou volume ;

titrages successifs après trempe.

Astuce :

vérifier que la grandeur mesurée varie

réellement avec la réaction.

4. Vitesses volumiques

Produit P : v_app(P) = d [P] / dt

Réactif R : v_disp(R) = – d [R] / dt

Unités : mol . L^–1 . s^–1 ou mol . L^–1 . min^–1

Piège : une vitesse de disparition est positive

grâce au signe moins.

5. Temps de demi-réaction

t_1/2 : durée nécessaire pour consommer

la moitié du réactif limitant.

Après n demi-réactions, il reste environ

1 / 2ⁿ du réactif limitant.

Repère rapide : 9 demi-réactions

→ il reste 1 / 512 ≈ 0,20 %.

6. Réaction d’ordre 1

v_disp = k . [A]

[A]_t = [A]₀ . e^{– k . t}

Ln ([A]) = ln ([A]₀) – k . t

Test clé : ln ([A]) = f (t) est une droite

de coefficient directeur – k.

Formule utile : t_1/2 = ln (2) / k,

uniquement si l’ordre 1 est établi.

Méthode express

a)- Identifier l’espèce suivie : réactif ou produit.

b)- Choisir la bonne formule.

c)- Convertir les unités.

d)- Pour une courbe, distinguer pente moyenne

et tangente.

e)- Pour l’ordre 1, tester ln ([A])

en fonction du temps.

Pièges à éviter

Oublier le signe moins pour un réactif.

Confondre ln (C₀) et C₀.

Utiliser t_1/2 = ln (2) / k sans ordre 1.

Conclure à un ordre 1 parce que la réaction ralentit.

Dire qu’un catalyseur est consommé définitivement.

Fiche mémo express — Cinétique chimique

Notions importantes

Formules importantes

Unités / remarques

Cinétique chimique :

étude de l’évolution d’une

transformation au

cours du temps.

Rapide : durée < 1 s ;

lente : secondes à minutes ;

très lente : jours à semaines.

Unité du temps :

s, min,

h selon l’expérience.

Facteurs cinétiques :

température, concentration,

catalyseur,

éclairement, solvant.

À seuil identique :

facteur d’accélération

F ≈ Δt_lent / Δt_rapide.

Sans unité.

Si Δt diminue,

la réaction est

plus rapide.

Vitesse d’apparition d’un produit P.

v_app(P) = d [P] / dt

mol . L^–1 . s^–1

ou mol . L^–1 . min^–1

Vitesse de disparition d’un réactif R.

v_disp(R) = – d [R] / dt

Le signe – rend

la vitesse positive.

Temps de demi-réaction :

moitié du réactif limitant

consommée.

À t_1/2 : [A] = [A]₀ / 2

Unité : s, min ou h.

Plus t_1/2 est petit,

plus la réaction

est rapide.

Réaction d’ordre 1 par rapport à A.

[A]_t = [A]₀ . e^{–k . t}
ln ([A]) = ln ([A]₀) – k . t

k en s^–1 si t en s.

Test :

ln ([A]) = f (t)

est une droite.

Demi-réaction ordre 1.

t_1/2 = ln (2) / k

Valable uniquement

pour une

réaction d’ordre 1.

Catalyseur : accélère une réaction.

Il est consommé puis

régénéré dans le mécanisme.

N’apparaît pas dans

l’équation-bilan globale.

Fiche visuelle type carte mentale — Cinétique chimique

CINÉTIQUE CHIMIQUE

Étudier la vitesse d’évolution d’une transformation chimique

1. Observer

Transformation rapide :

durée < 1 s.

Transformation lente :

secondes à minutes.

Transformation très lente :

jours à semaines.

Indice visuel :

couleur, précipité,

dégagement gazeux.

2. Accélérer / ralentir

Température ↑

→ réaction souvent plus rapide.

Concentration ↑

→ collisions plus fréquentes.

Catalyseur

→ accélère, est régénéré.

Trempe

→ refroidissement brutal

pour stopper ou ralentir.

3. Mesurer

Grandeurs suivies :

concentration, quantité de matière.

Méthodes :

absorbance, conductivité,

pression, volume.

Titrages successifs :

prélèvement + trempe.

Graphique :

pente moyenne ou tangente.

4. Vitesses

Produit P : v_app(P) = d [P] / dt

Réactif R : v_disp(R) = – d [R] / dt

Unité : mol . L^–1 . s^–1

Piège :

la disparition est positive

grâce au signe –.

5. Temps de demi-réaction

Définition :

moitié du réactif limitant consommée.

À t_1/2 : [A] = [A]₀ / 2

Plus t_1/2 est petit,

plus la réaction est rapide.

Après n demi-réactions :

reste ≈ 1 / 2ⁿ.

6. Ordre 1

Loi : [A]_t = [A]₀ . e^{–k . t}

Test : ln ([A]) = ln ([A]₀) – k . t

Si ln ([A]) = f (t) est une droite : ordre 1.

Formule : t_1/2 = ln (2) / k

À retenir pour éviter les erreurs

Identifier d’abord l’espèce suivie : produit ou réactif → choisir le bon signe.

Vérifier les unités de temps.

Ne pas utiliser t_1/2 = ln (2) / k si l’ordre 1 n’est pas démontré.

Un catalyseur accélère mais n’apparaît pas dans l’équation-bilan.