Cours de Chimie : Cinétique Chimique

Lycée Secondaire COURS DE

CHIMIE

Année Scolaire : 2025-2026

Sciences Physiques CINÉTIQUE CHIMIQUE Niveau : 4

ème

Sc.

Expérimentales

Chapitre 1 : Évolution temporelle d’un système chimique et Facteurs cinétiques

OBJECTIFS DU CHAPITRE (Programme Officiel : 5,5 à 7 heures)

À l’issue de ce chapitre, l’élève doit être capable de :

• Distinguer une transformation rapide (quasi-instantanée) d’une transformation lente.

• Réaliser le suivi temporel d’une réaction chimique à travers l’évolution de son avancement

x(t).

• Comprendre le dispositif expérimental de mesure par conductimétrie à l’aide d’un GBF et

d’une cellule conductimétrique.

• Définir et calculer la vitesse moyenne d’une réaction chimique entre deux instants t1 et t2.

• Définir et déterminer graphiquement la vitesse instantanée v(t) =

dx

dt

et la vitesse volumique

vv(t) =

1

V

dx

dt

.

• Définir et déterminer graphiquement le temps de demi-réaction t1/2.

• Reconnaître et expliquer l’effet des facteurs cinétiques : concentration initiale des réactifs et

température du milieu (trempe thermique, conservation des aliments au réfrigérateur).

• Distinguer un catalyseur d’un réactif, et différencier la catalyse homogène, hétérogène et

enzymatique.

• Citer les propriétés fondamentales des catalyseurs (action à faible dose, spécificité, sélectivité)

et comprendre leur importance économique et industrielle.

I. Transformation lente – Transformation rapide

La cinétique chimique est la branche de la chimie qui étudie l’évolution temporelle des systèmes

chimiques au cours des réactions ainsi que la vitesse à laquelle elles se produisent.

Définition 1 : Transformation rapide

Une transformation est dite rapide (ou quasi-instantanée) lorsque son évolution s’achève en

un temps extrêmement court, impossible à suivre à l’œil nu ou avec les instruments de mesure

usuels (durée inférieure au dixième de seconde, ∆t < 10

−1

s).

Exemples de transformations rapides :

→ Réactions de précipitation : Formation immédiate du précipité blanc de chlorure d’argent

AgCl lors du mélange d’une solution de nitrate d’argent (Ag

+

+ NO

−

3

) et de chlorure de sodium

(Na

+

+ Cl

−

) :

Ag

+

(aq) + Cl

−

(aq) −→ AgCl(s)

→ Réactions acide-base fortes : Neutralisation quasi-immédiate entre les ions H3O

+

et OH

−

.

→ Réactions de combustion et d’explosion.

1

Définition 2 : Transformation lente

Une transformation est dite lente si son déroulement est progressif et dure de quelques se-

condes, minutes, à plusieurs heures ou jours. Il est alors possible de suivre son évolution au

cours du temps par des méthodes physiques ou chimiques.

Exemples de transformations lentes :

→ Oxydation des ions iodure I

−

par les ions peroxodisulfate S2O

2−

8

(apparition progressive d’une

coloration brune due au diiode I2).

→ Dismutation spontanée de l’eau oxygénée H2O2.

→ Réactions d’estérification et d’hydrolyse en chimie organique.

→ Formation de la rouille (oxydation du fer par le dioxygène de l’air humide).

II. Évolution d’un système chimique au cours d’une réaction

II-1. Évolution de l’avancement x = f (t) et méthodes de suivi

Considérons la réaction d’oxydoréduction lente entre les ions peroxodisulfate S2O

2−

8

et les ions

iodure I

−

en solution aqueuse :

S2O

2−

8

(aq) + 2 I

−

(aq) −→ 2 SO

2−

4

(aq) + I2(aq)

À la date t = 0, on mélange un volume V1 = 50 mL de peroxodisulfate de potassium (K

+

+S2O

2−

8

)

de concentration C1 = 0,10 mol · L

−1

et un volume V2 = 50 mL d’iodure de potassium (K

+

+ I

−

) de

concentration C2 = 0,30 mol · L

−1

. Volume total du mélange : V = V1 + V2 = 100 mL = 0,10 L.

Tableau d’avancement du système :

État du système Avancement Quantités de matière (en mmol)

Équation bilan – S2O

2−

8

+ 2 I

−

−→ 2 SO

2−

4

+ I2

Initial (t = 0) 0 n1 = C1V1 = 5,0 n2 = C2V2 = 15,0 0 0

En cours (t) x(t) 5,0 − x 15,0 − 2x 2x x

Final (tf ) xmax 5,0 − xmax 15,0 − 2xmax 2xmax xmax

• Si S2O

2−

8

est limitant : 5,0 − xmax = 0 =⇒ xmax = 5,0 mmol.

• Si I

−

est limitant : 15,0 − 2xmax = 0 =⇒ xmax = 7,5 mmol.

L’ion peroxodisulfate S2O

2−

8

est le réactif limitant et l’avancement maximal vaut xmax = 5,0 mmol.

Méthode expérimentale de suivi par Conductimétrie : Lorsque la réaction fait intervenir

des ions dont la concentration varie au cours du temps, on utilise un montage conductimétrique

alimenté par un Générateur Basse Fréquence (GBF) délivrant une tension alternative pour éviter la

polarisation des électrodes.

GBF u(t)

A

Cellule conductimétrique RsolV

Fig. 1 : Schéma électrique du suivi par conductimétrie

2

La conductance G(t) =

I

U

de la solution est liée à l’avancement x(t) par une relation affine

G(t) = a · x(t) + b, ce qui permet de dresser la courbe expérimentale x = f (t).

II-2. Vitesses d’une réaction chimique

a) Vitesse moyenne de réaction

Définition 3 : Vitesse moyenne

La vitesse moyenne d’une réaction entre deux instants t1 et t2 est égale au quotient de la

variation d’avancement ∆x = x(t2) − x(t1) par l’intervalle de temps ∆t = t2 − t1 :

vmoy(t1, t2) =

∆x

∆t

=

x(t2) − x(t1)

t2 − t1

(1)

Unité SI : mol · s

−1

(Unité usuelle : mmol · min

−1

).

Signification géométrique : vmoy(t1, t2) représente le coefficient directeur de la sécante reliant

les points A(t1, x(t1)) et B(t2, x(t2)) sur la courbe x = f (t).

b) Vitesse instantanée de réaction

Définition 4 : Vitesse instantanée

La vitesse instantanée v(t) à une date t est la limite de la vitesse moyenne lorsque ∆t tend

vers zéro. Elle correspond à la dérivée première de l’avancement x(t) par rapport au temps t :

v(t) = lim

∆t→0

∆x

∆t

=

dx

dt

(t) (2)

Détermination graphique :

1. Tracez la tangente (T ) à la courbe x = f (t) au point d’abscisse t.

2. Choisissez deux points distincts M (tA, xA) et N (tB , xB ) appartenant à cette tangente.

3. Calculez la pente : v(t) =

(

dx

dt

)

t

=

xB −xA

tB −tA

.

c) Vitesse volumique de réaction

Définition 5 : Vitesse volumique (volume constant)

Pour un mélange réactionnel de volume constant V , la vitesse volumique de réaction vv(t)

est définie par :

vv(t) =

1

V

·

dx

dt

(t) (3)

Unités : mol · m

−3

· s

−1

(SI) ou mmol · L

−1

· min

−1

(usuelle).

Évolution de la vitesse au cours du temps : Au fur et à mesure que la réaction progresse, les

réactifs se consomment, leur concentration diminue, ce qui diminue la fréquence des chocs efficaces.

Ainsi, la vitesse instantanée est maximale à t = 0 et décroît continuellement jusqu’à s’annuler

en fin de réaction.

3

d) Temps de demi-réaction t1/2

Définition 6 : Temps de demi-réaction

Le temps de demi-réaction t1/2 est la durée nécessaire pour que l’avancement x(t) atteigne

la moitié de sa valeur maximale finale xmax :

x(t1/2) =

xmax

2

(4)

EXEMPLE D’APPLICATION 1 : Analyse graphique de la réaction S2O

2−

8

/I

−

(RÉ-

SOLU)

Énoncé : On étudie la réaction entre les ions S2O

2−

8

et I

−

dans un mélange de volume V =

100 mL. Le graphique ci-dessous donne l’évolution de x(t) avec la tangente tracée à la date

t = 10 min.

0 10 20 30 40 50 60

0

1

2

2.5

3

4

5

6

xmax = 5,0 mmol

Tangente à t = 10 min

t1/2 ≈ 14 min

t (min)

x

(mmol)

Fig. 2 : Courbe x = f (t), tangente à t = 10 min et repérage de t1/2

Solution détaillée :

1) Avancement maximal xmax et temps de demi-réaction t1/2 :

→ Graphiquement, l’asymptote horizontale donne xmax = 5,0 mmol.

→ Pour x =

xmax

2

= 2,5 mmol, la projection sur l’axe des abscisses donne t1/2 = 14 min.

2) Vitesse moyenne entre t1 = 0 et t2 = 20 min :

→ x(0) = 0 mmol et x(20) = 3,15 mmol.

→ vmoy(0, 20) =

3,15−0

20−0

= 0,1575 ≈ 0,16 mmol · min

−1

.

3) Vitesse instantanée et volumique à t = 10 min :

→ Pente de la tangente passant par (0 min, 0 mmol) et (25 min, 5,0 mmol) :

v(10 min) =

5,0 − 0

25 − 0

= 0,20 mmol · min

−1

→ Vitesse volumique (V = 0,10 L) :

vv(10 min) =

v(10 min)

V

=

0,20

0,10

= 2,0 mmol · L

−1

· min

−1

4

III. Principaux facteurs cinétiques et Catalyse

Définition 7 : Facteur cinétique

Un facteur cinétique est un paramètre physique ou chimique capable de modifier la vitesse

d’une réaction chimique sans altérer son état final d’équilibre.

III-1. Concentration initiale des réactifs

Principe : Plus la concentration initiale des réactifs est élevée, plus le nombre de molécules par

unité de volume est important, augmentant la fréquence des chocs efficaces. La vitesse de réaction

initiale est donc plus élevée.

III-2. Température du milieu réactionnel

Principe : Une élévation de température augmente l’agitation thermique, fournissant aux réactifs

une énergie cinétique supérieure. Le nombre de chocs efficaces augmente considérablement : la vitesse

de réaction augmente avec la température.

0 10 20 30 40 50

0

2

4

5

6

t (min)

x

(mmol)

Température T2 = 40

◦

C

Température T1 = 20

◦

C (< T2)

Fig. 3 : Influence de la température sur la courbe x = f (t) (T2 > T1)

Applications concrètes du quotidien :

• Conservation au réfrigérateur : À basse température (T ≈ 4

◦

C), les réactions de dégrada-

tion bactérienne de la nourriture sont fortement ralenties.

• Trempe thermique : Refroidissement brutal d’un milieu réactionnel (par exemple ajout d’eau

glacée) pour stopper instantanément la réaction avant d’effectuer un dosage.

III-3. La Catalyse

a) Définition et distinction avec un réactif

Définition 8 : Catalyseur

Un catalyseur est une espèce chimique qui accélère une réaction chimique spontanée. Il par-

ticipe aux étapes chimiques intermédiaires mais est intégralement régénéré à la fin de la trans-

formation.

→ Réactif vs Catalyseur : Un réactif est consommé au cours de la réaction (sa quantité diminue

et il figure dans l’équation-bilan), alors qu’un catalyseur n’apparaît pas dans l’équation bilan

et ne modifie pas l’avancement final xmax.

5

b) Classification des trois types de catalyse

Type de catalyse Définition physique Exemples concrets du programme

Catalyse Homogène Le catalyseur et les réactifs forment

une seule phase (ex : liquide

aqueux).

Dismutation de H2O2 catalysée par

les ions fer III (Fe

3+

).

Catalyse Hétérogène Le catalyseur et les réactifs appar-

tiennent à des phases différentes.

Synthèse de l’ammoniac (N2 +3H2 →

2NH3) sur du fer solide Fe

(s)

, ou

décomposition de H2O2 sur platine

Pt

(s)

.

Catalyse Enzymatique Le catalyseur est une macromolécule

biologique (enzyme).

– Chymosine : fait cailler le lait

pour la fabrication du fromage.

– Levure de boulanger : fermenta-

tion pour faire lever le pain.

– Catalase : enzyme du navet/foie

décomposant H2O2.

c) Propriétés des catalyseurs et rôle industriel

1) Faible quantité : Une quantité minime de catalyseur suffit pour transformer de très grandes

quantités de réactifs.

2) Spécificité et Sélectivité : Un catalyseur n’agit que sur une réaction précise (spécificité) ou

oriente la réaction vers un seul produit désiré.

3) Intérêt économique : Gain de temps majeur et réduction considérable des coûts énergétiques

dans l’industrie chimique.

EXEMPLE D’APPLICATION 2 : Dismutation de l’eau oxygénée H2O2 (RÉSOLU)

Énoncé : On prépare trois béchers contenant chacun V = 20 mL d’eau oxygénée H2O2 :

• Bécher 1 : Laissé à température ambiante sans aucun ajout.

• Bécher 2 : On ajoute quelques gouttes d’une solution de chlorure de fer III (Fe

3+

+3Cl

−

).

• Bécher 3 : On introduit un morceau de navet (contenant de la catalase).

Solution détaillée :

1) Observations :

— Bécher 1 : Aucun dégagement gazeux décelable à l’œil nu (réaction très lente).

— Bécher 2 : Effervescence modérée et régulière de dioxygène O2.

— Bécher 3 : Moussage extrêmement rapide et dégagement intense de dioxygène O2.

2) Types de catalyse :

— Bécher 2 : Phase aqueuse unique =⇒ Catalyse homogène.

— Bécher 3 : Catalyseur biologique (catalase) =⇒ Catalyse enzymatique.

3) Quantité finale de dioxygène O2 formée à t → ∞ : La quantité finale de O2 sera

rigoureusement identique dans les trois béchers, car le catalyseur accélère la vitesse

de la réaction sans modifier l’état final d’équilibre ni l’avancement maximal xmax.

6

IV. L’essentiel du chapitre

SYNTHÈSE DES FORMULES ET DÉFINITIONS CLÉS

1) Vitesse moyenne : vmoy =

x(t2)−x(t1)

t2−t1

=

∆x

∆t

2) Vitesse instantanée : v(t) =

dx

dt

(t) (pente de la tangente à la courbe x = f (t) à la date

t)

3) Vitesse volumique (V = constante) : vv(t) =

1

V

dx

dt

(t)

[

mmol · L

−1

· min

−1

]

4) Temps de demi-réaction : x(t1/2) =

xmax

2

5) Facteurs cinétiques : Concentrations initiales ↑ ou Température T ↑ =⇒ Chocs efficaces

↑ =⇒ Vitesse ↑.

6) Types de catalyse : Homogène (1 seule phase), Hétérogène (phases différentes), Enzy-

matique (macromolécule biologique : catalase, chymosine, levure).

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