Pour aller plus loin : 

I- Rappels d’oxydoréduction.

1)- Réaction d’oxydoréduction.

-  Une réaction d’oxydoréduction met en jeu un transfert d’électrons entre un oxydant et un réducteur.

-  Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons. (Oxydant : gagne)

-  Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. (Réducteur : perd)

-  Une oxydation est une perte d’électrons et une réduction est un gain d’électrons.

-  Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

2)- Couple oxydant / réducteur.

-  Un oxydant et un réducteur conjugué forment un couple oxydant/réducteur, noté Ox / Red.

-  Le passage possible d’un oxydant à son réducteur conjugué et réciproquement est formalisé par une demi-équation électronique : 

-  Ox  +  n e ^– = Red 

-  Exemples :

Fe ³⁺ _(aq)   +   e ^– =  Fe ²⁺ _(aq)

3)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction.

-  Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox₁ et le réducteur Red₂ de deux couples oxydant réducteur Ox₁ / Red₁  et Ox₂ / Red₂.

-  Dans le bilan de la réaction, les électrons ne doivent pas apparaître.

II- Transformations rapides et lentes.

1)- Cinétique chimique.

-  Chaque système chimique évolue à une certaine vitesse.

-  L’étude de l’évolution temporelle de systèmes chimiques constitue la cinétique chimique.

2)- Classification cinétique.

-  À l’échelle humaine, on distingue trois catégories de transformations chimiques :

III- Mise en évidence expérimentale d’une transformation rapide.

1)- Réaction entre les ions permanganate et les ions fer (II) en solution aqueuse acidifiée.

a)- Expérience.

On verse une solution aqueuse de permanganate de potassium (burette) dans un bécher contenant une solution aqueuse acidifiée de sulfate de fer II.

-  Observations : il se produit une décoloration immédiate de la solution de permanganate de potassium.

-  La coloration violette de la solution de permanganate de potassium est due à la présence des ions permanganate en solution aqueuse.

b)- Interprétation.

-  En présence des ions fer II en solution aqueuse, ils disparaissent.

-  Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les couples oxydant / réducteur suivants : 

-  Mn O₄^– _(aq) / Mn ²⁺ _(aq)  et Fe ³⁺ _(aq) / Fe ²⁺ _(aq) 

écrire la demi-équation associée à chaque couple et écrire l’équation de la réaction.

-  Solution :

-  Couple  : Mn O₄ ^– _(aq) / Mn ²⁺ _(aq)

-  Conservation de l’élément manganèse : 

-  Conservation de l’élément oxygène : on équilibre l’oxygène avec de l’eau :

-  Conservation de l’élément hydrogène : on équilibre l’hydrogène avec H⁺ _(aq) en milieu acide :

-  Conservation de la charge : on équilibre la charge avec les électrons :  

-  Couple :  Fe ³⁺ _(aq) / Fe ²⁺ _(aq) 

-  équation de la réaction :

2)- Réaction de précipitation.

-  Formation d’un précipité d’hydroxyde de fer III.

On verse quelques gouttes de soude dans un bécher contenant une solution aqueuse de chlorure de fer III.

-  Il se forme un précipité jaune orangé d’hydroxyde de fer III.

-  La formation du précipité est immédiate.

-  C’est une réaction rapide.

-  Équation de la réaction : 

Fe ³⁺ _(aq)   + 3 HO ^– _(aq)  →  Fe (OH)_{3 (s)}

IV- Mise en évidence expérimentale de transformations lentes.

1)- Oxydation des ions iodure par de peroxyde d’hydrogène en milieu acide.

a)-     Expérience :

A l’instant t = 0, 0 s, on verse un volume V₃ = 100 mL d’une solution d’iodure de potassium de concentration C₃ = 0,20 mol / L

-  un volume V₁ = 100 mL d’une solution d’eau oxygénée de concentration C₁ = 5,6 x 10^–2 mol / L

-  dans un erlenmeyer de 250 mL.

On ajoute quelques gouttes d’acide sulfurique concentré.

-  Le peroxyde d’oxygène est de l’eau oxygénée, c’est l’oxydant du couple : H₂O_{2 (aq)} / H₂O _(ℓ) 

-  Observations :

-  Au cours du temps, la solution contenue dans le bécher prend une teinte brun orangé de plus en plus intense.

-  On peut observer l’évolution de la transformation grâce au changement de teinte de la solution.

-  Le changement de teinte est dû à la formation de diiode en milieu aqueux (pour simplifier).

-  Autre couple qui intervient : I_{2 (aq)} / I ^– _(aq)

b)-     Interprétation.

-  Il se produit une réaction d’oxydoréduction entre les ions iodure et l’eau oxygénée en milieu acide.

-  Cette transformation est lente par rapport à l’échelle humaine.

Écrire l’équation de la réaction chimique.

(H2O2 (aq)     +       2 H +(aq)   +     2 e –       =           2 H2O (ℓ)  ) x 1

(  2 I - (aq)                   =         I 2 (aq)    +   2 e –  )  x 1

H2O2 (aq)     +       2 H +(aq)   +   2 I - (aq)       →      2 H2O (ℓ)   + I 2 (aq)

2)- Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide.

a)-     Expérience :

Dans un bécher de 100 mL, on verse :

-  45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C₁ = 0,13 mol / L,

-  5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C₂ = 0,10 mol / L.

-  on observe la formation d’un précipité qui trouble peu à peu la solution.

-  La transformation est lente, on peut observer son évolution.

b)-     Interprétation.

-   Le précipité obtenu est un précipité jaune de soufre.

-  Couples mis en jeu : S₂O₃ ^{2 –} _(aq) / S _(s) et  SO_{2 (aq)} / S₂O₃ ^{2 –} _(aq) 

Écrire l’équation de la réaction de dismutation.

-  On dit que l’ion thiosulfate se dismute car il apparaît dans deux couples différents en tant que réducteur dans un couple et oxydant dans l’autre couple.

-  La réaction de dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide est une transformation lente.

V- Les facteurs cinétiques.

1)- Influence de la concentration des réactifs.

a)-     Dismutation de l’ion thiosulfate en milieu acide.

-  On utilise la réaction précédente.

-  En milieu acide, l’ion thiosulfate réagit lentement avec les ions hydrogène et donne un précipité de soufre qui reste en suspension.

-  La solution devient peu à peu opaque.

-  On utilise ce phénomène pour évaluer la vitesse moyenne de formation de soufre.

-  On place, avant le début de l’expérience, sous le bécher, une feuille de papier portant une croix à l’encre noire.

-  On déclenche le chronomètre au moment ou l’on mélange la solution de thiosulfate de sodium et l’acide chlorhydrique.

-  On note la durée nécessaire Δt pour que la croix ne soit plus visible.

-  Pour que l’épaisseur à travers laquelle on observe la croix soit toujours la même, on utilise des béchers identiques et des volumes de solutions identiques.

-  On admet que la quantité de matière n_d de soufre nécessaire à la disparition du motif est la même dans toutes les expériences.

Influence de la concentration de la solution en ions thiosulfate.

-  Dans un bécher de 100 mL, on verse :

-  45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C₁.

-  5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C₂ = 0,10 mol / L.

-  tableau :

Influence de la concentration de la solution d’acide chlorhydrique.

-  Dans un bécher de 100 mL, on verse :

-  45 mL de thiosulfate de sodium de concentration C₁ = 0,13 mol / L,

-  5 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration C₂.

-  tableau :

b)-    Conclusion.

-  La vitesse de formation du soufre augmente avec la concentration des réactifs.

-  On dit que la concentration des réactifs est un facteur cinétique.

-  L’avancement temporel d’une réaction augmente généralement avec la concentration des réactifs.

2)- Influence de la température.

a)- Expérience : oxydation des ions iodure par l’eau oxygénée.

-  On observe l’évolution de la coloration de la solution au cours du temps à différentes températures.

-  Tableau :

b)-    Conclusion.

-  La température d’un mélange réactionnel est un facteur cinétique.

-  L’avancement temporel d’une réaction augmente généralement avec la température.

3)- Cas des solides.

-  La réaction est d’autant plus rapide que la surface de contact entre les réactifs est importante.

-  Pour faire réagir le soufre et le fer, on prend du fer et du soufre en poudre. 

-  On les mélange intimement. Pour amorcer la réaction, on crée un point chaud. Il faut initier la réaction chimique.

-  D’autre part, une élévation de la température accélère les réactions chimiques entre solides.

-  La surface de contact et la température sont deux facteurs cinétiques importants des réactions mettant en jeu des solides.

VI- Applications.

1)- La trempe.

Elle désigne le refroidissement brutal d’un milieu réactionnel pour le rendre cinétiquement inerte. 

On utilise ce procédé lors de dosages en séances de travaux pratiques pour arrêter la réaction à un instant donné t.

2)- Conservation des aliments.

Pour ralentir les réactions indésirables, on place les aliments au réfrigérateur ou au congélateur.

3)- Accélération des réactions.

Pour accélérer la cuisson des aliments, on utilise des autocuiseurs.

En augmentant la température, on diminue le temps de cuisson des aliments.

4)- Interprétation microscopique des facteurs cinétiques.

-  Les facteurs cinétiques sont : la concentration des réactifs et la température.

Une réaction chimique a lieu entre les espèces chimiques A et B si après rencontre dans un solvant, il se forme les espèces chimiques C et D.

Au cours de la réaction chimique des liaisons chimiques ont été rompues et de nouvelles liaisons chimiques se sont formées.

Pour que la réaction chimique ait lieu entre les espèces chimiques A et B, il faut deux conditions :

-  Il faut que les deux espèces chimiques A et B se rencontrent,

-  Il faut que le choc entre les deux espèces chimiques soit efficace. (Les deux espèces chimiques peuvent se rencontrer et entrer en collision. 

-  Si l'énergie n’est pas suffisante, il ne se passe rien. 

-  Si l’énergie est suffisante, il y a rupture de certaines liaisons chimiques et les espèces chimiques A et B donnent les espèces chimiques C et D.

-  En conséquence, plus la concentration des réactifs est grande, plus la probabilité de rencontre est grande et plus la transformation est rapide.

-  D’autre part, plus la température est élevée, plus l’énergie cinétique des espèces chimiques sera importante. 

-  Il découle de ceci que le nombre de choc efficace entre les espèces chimiques augmente avec la température. 

-  Une augmentation de la température permet à la transformation chimique de se produire plus vite.

5) QCM :

6)- Exercices.