I- Classification cinétique des réactions naturelles.

1)- Réaction rapide.

-  Une réaction est rapide si sa durée est très inférieure à la seconde.

-  Exemples : les réactions de précipitations sont généralement rapides, de même des réactions acido-basiques sont des réactions rapides.

Ag ⁺ _(aq)  +  Cl ^– _(aq)  →  AgCl _(s)

-  Le précipité blanc apparaît immédiatement : la réaction est instantanée.

2)- Réaction lente.

-  Une réaction est lente si sa durée est de l'ordre de quelques secondes à plusieurs minutes.

-  On peut observer l'évolution de la réaction.

-  Exemples : réaction entre l'eau oxygénée et les ions iodure.

-  Expérience : cette expérience sera étudiée  lors d'une séance de travaux pratique. La réaction est lente à température ambiante.

-  Le milieu réactionnel se teinte en jaune brun au cours du temps.

3)- Réaction infiniment lente.

-  Une réaction est infiniment lente si sa durée est de l'ordre de plusieurs jours à plusieurs semaines.

-  Exemple : solution aqueuse de permanganate de potassium pour un peu réviser.

-  Étude de la réaction :

 

 

-  écrire les demi-équations électroniques et écrire l'équation bilan de la réaction naturelle.

-  On utilise la méthode suivante :

-  On équilibre l'oxygène avec de l'eau, l'hydrogène avec H⁺ et les charges avec les électrons.

   

-  L'apparente stabilité de la solution provient de la grande lenteur de la réaction naturelle.

 

II- Étude expérimentale de la cinétique d'une réaction chimique. (TP chimie N° 7).

1)- Les techniques du suivi de l'évolution de la réaction.

a)-  Introduction :

-  Le suivi de la réaction peut se faire de deux façons :

-  Par dosage (dosage acido-basique ou dosage d'oxydoréduction).

-  Par spectrophotométrie.

b)-  Le dosage :

-  il faut arrêter la réaction à un instant quelconque t.

-  Pour ce faire, on réalise la trempe du mélange réactionnel, c'est-à-dire que l'on refroidit brutalement le mélange réactionnel pour bloquer la réaction.

-  On réalise le dosage d'un des réactifs ou d'un des produits à l'aide d'une solution titrée.

-  Ainsi, on peut connaître la quantité de matière d'un des réactifs ou d'un des produits à un instant donné.

c)-  La spectrophotométrie :

-  On utilise cette méthode en cinétique chaque fois qu'un réactif ou un produit absorbe sélectivement la lumière.

-  Lorsqu'il se forme du diiode au cours de la réaction entre les ions iodure et l'eau oxygénée, le mélange réactionnel change de couleur au cours du temps.

-  On peut suivre l'avancement de la réaction grâce à la variation absorbance du mélange réactionnel et à la loi de BEER-LAMBERT :

-  Pour une lumière monochromatique de longueur d'onde λ qui traverse une substance S sur une longueur L, on utilise la relation suivante :

 

 

-  Exemple : Dans le cas du diiode :

-  λ = 410 nm

-  ε = 1,8 x 10⁴ mol ^–1.L. cm ^–1.

-  Remarque : ε dépend de la longueur d'onde et de la température et de la substance).

-  On peut écrire :

-   

-  L'absorbance est proportionnelle à la concentration.

 

III- Vitesse d'évolution d'une espèce chimique.

1)- Cas général.

-  Considérons la réaction naturelle suivante :

α . A  +  β . B  →  γ . C  +  δ . D

-  A et B sont les réactifs,  C et D sont les produits et α, β, γ et δ sont les coefficients stœchiométriques.

-  Pour connaître l'évolution d'une réaction chimique, il suffit de connaître à chaque instant la quantité de matière présente de l'une des espèces chimiques.

-  Exemple : considérons la réaction chimique suivante.

-  Au temps t = 0 s, on mélange 100 mL d'une solution de peroxodisulfate de potassium de concentration C₁ = 0,05 mol / L et 100 mL d'une solution d'iodure de potassium de concentration C₂ = 0,5 mol / L.

-  Il se produit la réaction suivante :

 

 

-  x est lié à « l’avancement de la réaction » : x ≤ n₁ et 2 x ≤ n₂

-  Si par dosage, on détermine la concentration en diiode au temps t, on peut en déduire la quantité de matière x en diiode,

-  puis les quantités de matière des espèces présentes dans le milieu réactionnel.

2)- Vitesse moyenne de formation d'un produit P.

 

3)- Vitesse moyenne de disparition d'un réactif R.

 

4)- Vitesse instantanée de formation d'un produit P.

 

5)- Vitesse instantanée de disparition d'un réactif R.

 

6)- Relation entre les vitesses.

-  Équation bilan générale :

α . A  +  β . B  →  γ . C  +  δ . D

-  D'après le bilan molaire de la réaction :

-  δ et g sont des constantes indépendantes du temps.

-   

-  On peut généraliser : ceci est valable aussi pour les réactifs :

-   

-  Étude d'un exemple :

-   

7)- Cas particulier important. Vitesse volumique.

-  Si le mélange réactionnel a un volume constant V au cours de la réaction, on peut dans ce cas suivre l'évolution de la réaction en travaillant avec les concentrations : 

-  n_A = [A] . V avec V =cte.

-   

-  On parle alors de vitesse volumique de formation pour un produit et de disparition pour un réactif.

-  On écrit :

-  Vitesse moyenne :

- 

-  Vitesse instantanée :

- 

-  Unités : dans le S.I : mol. L^–1. S ^–1 

-  on utilise souvent : mol. L^–1.min ^–1

 

8)- Temps de demi-réaction.

 

IV- Applications : ex 5 page 33 ; ex 6 page33 ; ex 15 page 35.

1)- Exercice 5 page 33.

 

2)- Exercice 6 page 33.

 

3)- Exercice 15 page 35.