La cinétique chimique étudie la vitesse des réactions chimiques et les facteurs qui l'influencent. Suivi temporel, temps de demi-réaction et facteurs cinétiques sont des notions clés du bac Physique-Chimie Terminale.
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Le suivi temporel consiste à mesurer l'évolution de la concentration d'un réactif ou d'un produit au cours du temps. Techniques : spectrophotométrie (absorbance), conductimétrie, dosage par titrage, suivi de pression ou de volume de gaz. Le tableau d'avancement permet de relier les concentrations à l'avancement x(t).
Question probable
Expliquer comment suivre la cinétique d'une réaction par spectrophotométrie.
Réponse
→La spectrophotométrie mesure l'absorbance A d'une solution colorée à une longueur d'onde donnée. D'après la loi de Beer-Lambert : A = ε⋅l⋅c, où ε est le coefficient d'extinction molaire, l le trajet optique et c la concentration. Si un réactif ou produit absorbe la lumière, on suit A(t) qui est proportionnelle à la concentration. On en déduit c(t) = A(t)/(ε⋅l). La cinétique est ainsi déterminée sans prélèvement.
Mnémotechnique
Suivi cinétique → mesurer [X](t). Spectrophotométrie : A = ε⋅l⋅c → c proportionnel à A. Conductimétrie : σ proportionnelle aux ions. Choisir la méthode adaptée à la réaction.
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PHY
La vitesse de réaction
Définition
La vitesse volumique de réaction est définie par rapport à l'avancement x et au volume V : v = (1/V)·(dx/dt) ≥ 0. Pour une espèce X de coefficient stœchiométrique νX : v = −(1/νX)·d[X]/dt si X est réactif, ou v = (1/νX)·d[X]/dt si X est produit. Elle s'exprime en mol·L⁻^1·s⁻^1.
Question probable
Pour la réaction H₂ + I₂ → 2HI, exprimer la vitesse en fonction de d[H₂]/dt, d[I₂]/dt et d[HI]/dt.
Réponse
→La vitesse volumique : v = −d[H₂]/dt = −d[I₂]/dt = (1/2)·d[HI]/dt. Les coefficients stœchiométriques sont ν(H₂) = 1, ν(I₂) = 1, ν(HI) = 2. Vérification : si [H₂] diminue de 0,1 mol·L⁻^1·s⁻^1, [HI] augmente de 0,2 mol·L⁻^1·s⁻^1 et v = 0,1 mol·L⁻^1·s⁻^1. La vitesse est toujours positive.
Mnémotechnique
v = −(1/ν)·d[réactif]/dt = +(1/ν)·d[produit]/dt. Toujours positive. Diviser par le coefficient stœchiométrique. Unité : mol·L⁻^1·s⁻^1.
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PHY
Le temps de demi-réaction t½
Définition
Le temps de demi-réaction t½ est le temps nécessaire pour que la moitié du réactif limitant ait été consommé : [A](t½) = [A]₀/2. Il permet de comparer la rapidité de réactions. On le lit graphiquement sur la courbe [A] = f(t) à la valeur [A]₀/2. Il est lié à la constante de vitesse k pour les réactions d'ordre simple.
Question probable
Déterminer graphiquement le temps de demi-réaction à partir d'une courbe [A] = f(t) et expliquer sa signification.
Réponse
→Sur la courbe [A] = f(t), on identifie la concentration initiale [A]₀. On trace la droite horizontale à [A]₀/2. L'abscisse du point d'intersection avec la courbe donne t½. Signification : à t = t½, 50% du réactif A a été consommé. Si t½ est petit, la réaction est rapide. Pour une réaction d'ordre 1 : t½ = ln(2)/k, indépendant de [A]₀. Pour l'ordre 0 : t½ = [A]₀/(2k).
Mnémotechnique
t½ : moitié du réactif consommé. Lire graphiquement : [A]₀/2 sur l'axe y → abscisse = t½. Petit t½ → réaction rapide. Ordre 1 : t½ = 0,693/k.
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PHY
Les facteurs cinétiques
Définition
La vitesse d'une réaction chimique dépend de : la température (T↑ → v↑, règle de van't Hoff : T+10°C → v×2 à 4), la concentration des réactifs ([A]↑ → v↑ généralement), l'état physique et la surface de contact (solides pulvérisés → v↑), la présence d'un catalyseur (v↑ sans être consommé), la lumière (pour certaines réactions photochimiques).
Question probable
Expliquer pourquoi la vitesse d'une réaction chimique augmente avec la température.
Réponse
→D'après la théorie des collisions, une réaction a lieu lorsque les molécules entrent en collision avec une énergie supérieure à l'énergie d'activation Ea. À température plus élevée, les molécules ont une énergie cinétique moyenne plus grande (Em = (3/2)kT) : plus de collisions efficaces par unité de temps. La loi d'Arrhenius quantifie ceci : k = A·e^{−Ea/(RT)}, où k est la constante de vitesse. Une augmentation de T diminue Ea/RT et augmente k exponentiellement.
Mnémotechnique
T↑ → agitation↑ → collisions efficaces↑ → v↑. Règle des 10°C : v × 2 à 4. Arrhenius : k = A·e^{−Ea/RT}. Concentration↑ → collisions↑ → v↑.
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PHY
La catalyse
Définition
Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d'une réaction chimique sans être consommée au bilan. Il fournit un chemin réactionnel de plus faible énergie d'activation Ea. Types : homogène (même phase que les réactifs), hétérogène (phase différente), enzymatique (enzymes biologiques). Le catalyseur ne modifie pas l'état d'équilibre thermodynamique.
Question probable
Distinguer catalyse homogène et hétérogène. Donner un exemple de chaque.
Réponse
→Catalyse homogène : le catalyseur est dans la même phase que les réactifs. Exemple : ions Fe+ catalysant la réaction entre H₂O₂ et I⁻ en solution aqueuse. Catalyse hétérogène : le catalyseur est dans une phase différente. Exemple : platine solide catalysant l'oxydation de SO₂ en SO₃ gazeux (synthèse de l'acide sulfurique). Dans les deux cas, Ea diminue et la vitesse augmente, sans que la constante d'équilibre Keq soit modifiée.
Mnémotechnique
Catalyseur → Ea↓ → vitesse↑, non consommé. Homogène = même phase (ions en solution). Hétérogène = phases différentes (métal solide/gaz). Enzymatique = biologique. Keq inchangé.
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