T_spe Chapitre 09

Chapitre 9 CINETIQUE CHIMIQUE FEUILLE DE

Chap. 4 du livre ROUTE

T spe PC

Sommaire Ressources ❏ exercice
❏ vidéo du cours :
❏ Feuille de route
❏ Synthèse du cours
❏ Activité 1 : facteurs cinétiques
❏ Activité 2 : suivi cinétique d’une réaction
❏ Activité 3 : loi de vitesse et ordre d’une réaction

S’entraîner – p81 à 92 J’ai du mal ? ❏ Ex. 6*
❏ qcm p81 ❏ Ex. 7
Les numéros d’exercices sur fond blanc sont corrigés à la fin du livre ❏ Ex. 1 p82 ❏ Ex. 8*
(p462 et plus). ❏ Ex. 2* ❏ Ex. 10*
❏ Ex. 4*
❏ Ex. 14
❏ Ex. 15* Je réussi ?
❏ Ex. 17 ❏ Ex. 18
❏ Ex. 20
❏ Ex. 21

Comprendre et mémoriser Se tester avant le DS

❏ Ranger tous les documents du chapitre en suivant l’ordre du ❏ Ex. 22*
sommaire ❏ Ex. 23*
❏ Ex. 24*
❏ Lire le cours dans le livre p 77-80 ❏ Ex. ECE*
❏ Si besoin, regarder activement une vidéo de cours
❏ Réaliser une fiche résumé du cours ou une carte mentale
❏ Faire un maximum d’exercices
❏ S’entraîner sur des annales du bac sur Labolycee.org

Chapitre 9 CINETIQUE CHIMIQUE COURS

Chap. 4 du livre

T Spé PC

I. Les facteurs cinétiques

Catalyseur et Catalyseur et réactifs Catalyseur =
réactifs sont dans ne sont pas dans la enzyme
la même phase. (protéine)
même phase.
II. Vitesse volumique d’apparition et de disparition

T spe – PC – Chapitre 9 – cours Page 1

III. Suivi de l’évolution des concentrations

IV. Temps de demi-réaction Page 2

Définition :
Le temps de demi-réaction noté t1/2 est la durée nécessaire, à partir de l'instant
initial, pour que l'avancement atteigne la moitié de sa valeur finale.
Plus le temps de demi-réaction est court, plus la transformation est rapide.
Pour une réaction totale :

• si on suit l’évolution de la concentration C d’un réactif, t1/2 est la durée
nécessaire pour atteindre Ci/2 où Ci est la concentration initiale du
réactif.

• si on suit l’évolution de la concentration C d’un produit, t1/2 est la durée
nécessaire pour atteindre Cf/2 où Cf est la concentration finale du
produit.

T spe – PC – Chapitre 9 – cours

V. Loi de vitesse d’ordre 1

Définition :
Une réaction est dite d’ordre 1 par rapport à un réactif A si la vitesse volumique de disparition de A est proportionnelle à la
concentration en quantité de matière de ce réactif :

( ) = . [ ]
avec constante de vitesse exprimée en s-1

Loi d’évolution :

Puisque ( ) = − [ ]


il vient − [ ] = . [ ]


soit [ ] + . [ ] = 0

équation qui admet comme solution
où ⌈ ⌉0 est la concentration initiale de l’espèce A [ ] = [ ]0. − .

que l’on peut également écrire ln ([ ]) = ln ([ ]0) − .

Conséquence : ln 2

Le temps de demi-réaction vaut alors 1/2 = : il est indépendant de la concentration initiale ⌈ ⌉0 de l’espèce A

Synthèse

T spe – PC – Chapitre 9 – cours Page 3

Chapitre 9 FACTEURS CINETIQUES ACTIVITE
T Spé PC 1

Contexte du sujetDocument 1

Toutes les réactions chimiques ne sont pas instantanées, comme l’élimination
de l’alcool dans le sang. Le graphique ci-contre représente la durée minimum
d’élimination de 7 verres d’alcool chez une personne de 70 kg.
Dans l’industrie chimique il est parfois nécessaire d’accélérer les réactions
chimiques par intérêt économique.
Quels sont les paramètres qui modifient la vitesse d’une réaction chimique ?

Documents

Réactions lentes / réactions rapides

Une réaction est dite rapide lorsqu’elle semble achevée dès que les réactifs entrent en contact. L’évolution du système
s’effectue en une durée inférieure à celle de la persistance rétinienne (0,1 seconde environ).
Une transformation est dite lente si elle dure de quelques secondes à quelques années. On peut alors en apprécier
l’évolution à l’œil nu ou avec un appareil de mesure courant.

Document 2 La catalyse

Document 3 Un catalyseur est une espèce chimique qui augmente la vitesse d’une réaction chimique et qui n’est pas consommé par
la réaction chimique.
Le catalyseur ne figure pas dans l’équation bilan
de la transformation, car il se retrouve inchangé à
la fin de celle-ci : il réagit puis est régénéré.
Il ne modifie donc pas l’état final du système
chimique, son action est purement cinétique.
La catalyse est homogène lorsque les réactifs et le catalyseur sont dans le même état physique (gazeux ou liquide).
La catalyse est hétérogène lorsque les réactifs et le catalyseur sont dans des états physiques différents.

Vidéos à étudier
Regarder les deux vidéos des expérience schématisées à la page suivante
(doc.4 et 5).

• https://youtu.be/9biu7kA6st0
• https://youtu.be/7Wt4LjRxp58

Travail à effectuer

1. Etude de la vidéo 1
1.1. Écrire l’équation de la réaction chimique qui se produit.
1.2. Compléter pour les durées de réaction sur le doc. 4.
1.3. Identifier les conditions expérimentales modifiées. En déduire la/les condition(s) qui permettent d’accélérer une
réaction chimique.
1.4. Un catalyseur a-t-il été introduit dans la première réaction ? Si oui, lequel et de quel type ?

2. Etude de la vidéo 2
2.1. Écrire l’équation de la réaction chimique qui se produit.
2.2. Compléter les observations sur le doc. 5.
2.3. Un catalyseur a-t-il été introduit dans la première réaction ? Si oui, lequel et de quel type ?

T spe – PC – Chapitre 9 – activité 1 Page 1

Document 4

Document 5

T spe – PC – Chapitre 9 – activité 1 Page 2

Chapitre 9 SUIVI CINETIQUE D’UNE REACTION ACTIVITE
T Spé PC 2

Contexte du sujet

Pour étudier une vitesse de réaction, il faut effectuer le suivi de la concentration d’au moins une
des espèces chimiques présentes dans l’équation-bilan.
Comment suivre une transformation impliquant une espèce colorée ?

Documents

Document 1 Conditions expérimentales Document 2 Spectre d’absorption du diiode

Les ions peroxodisulfate S2O82−(aq)et les ions
iodure I−(aq) réagissent selon l’équation de
réaction suivante :

S2O82−(aq)+2 I−(aq)→ 2 SO42−(aq)+I2 (aq)

Pour étudier cette réaction, on se propose de
suivre la concentration en diiode I2 (aq) formé,
seule espèce chimique colorée.

Lors de cette expérience, la concentration
apportée en iodure de potassium (K+(aq) ; I−(aq))
est égale à 5,0×10−1 mol·L-1 . Celle du
peroxodisulfate de potassium (2 K+(aq) ;
S2O82−(aq)) vaut 5,0×10−3 mol·L-1.

Document 3 Temps de demi-réaction :

Le temps de demi-réaction noté t1/2 est la durée nécessaire, à partir de l'instant initial, pour que l'avancement atteigne la
moitié de sa valeur finale.

Plus le temps de demi-réaction est court, plus la transformation est rapide.

Pour une réaction totale :

• si on suit l’évolution de la concentration C d’un réactif, t1/2 est la durée
nécessaire pour atteindre Ci/2 où Ci est la concentration initiale du réactif.

• si on suit l’évolution de la concentration C d’un produit, t1/2 est la durée
nécessaire pour atteindre Cf/2 où Cf est la concentration finale du produit.

Travail à effectuer

1. Avant de commencer

1.1. Prévoir la couleur de la solution en fin d’expérience. Justifier le choix du colorimètre comme technique de suivi
cinétique.

1.2. Déterminer la longueur d’onde pour le réglage du colorimètre.

2. Protocole expérimental :

• Préparer la tablette (étape ① à ⑤).

• Préparer le colorimètre et faire le blanc à l’aide de la bonne longueur d’onde.

• Préparer la solution à étudier :
◦ Verser 10,0 mL de solution d’iodure de potassium (K+(aq) ; I−(aq)) dans un bécher.
◦ Prélever avec précision, puis placer dans un second bécher 10,0 mL de solution de peroxodisulfate de
potassium (2 K+(aq) ; S2O82−(aq)).

• Verser le contenu du premier bécher dans le second.
• Agiter brièvement pour homogénéiser.
• Remplir rapidement une cuve avec ce mélange et l’introduire dans le colorimètre.
• Lancer l’acquisition sur la tablette (étape ⑥)

T spe – PC – Chapitre 9 – activité 2 Page 1

• Choisir les options ci-dessous sur l’application sparkvue : ⓪ Sélectionner le
capteur « voltage »
① Sélectionner l’icône
« graphique » ② Sélectionner l’icône
« 1.23 »

③ Sélectionner le ④ Sélectionner le
capteur « tension » capteur « tension »

⑤ Régler l’intervalle
d’échantillon sur 30 s

⑥ Pour lancer les
mesures, cliquer ici.

3. Détermination du temps de demi-réaction
3.1. À l’aide du tableau d’avancement ci-dessous, déterminer la concentration finale attendue Cf en diiode I2 (aq).

avancement S2O82−(aq) + 2 I−(aq) → 2 SO42−(aq) + I2 (aq)

État initial x=0 mol
État intermédiaire x

État final xmax

3.2. Exprimer la concentration [I2] en fonction de l’absorbance du milieu réactionnel A, de l’absorbance finale Af et de
la concentration finale Cf.

3.3. A partir du tracé de l’évolution de la concentration en diiode I2 en fonction du temps t, déterminer la durée de la
réaction.

T spe – PC – Chapitre 9 – activité 2 Page 2

Chapitre 9 ORDRE DE REACTION ACTIVITE
T Spé PC 3

Contexte du sujet

Lors de l’activité précédente, on a réalisé le suivi de la réaction entre les ions peroxodisulfate S2O82−(aq)et les ions iodure I−(aq)
réagissent selon l’équation de réaction suivante :

S2O82−(aq)+2 I−(aq)→ 2 SO42−(aq)+I2 (aq)

Pour rappel : lors de cette expérience, la concentration en iodure de potassium (K+(aq) ; I−(aq)) apporté est égale à 5,0×10−1 mol·L-1
et celle du peroxodisulfate de potassium (2 K+(aq) ; S2O82−(aq)) à 5,0×10−3 mol·L-1.

Lors de cette réaction, du diiode est apparu à une certaine vitesse. Comment peut-on modéliser la vitesse de réaction
d’apparition du diiode ?

Documents

Document 1 Vitesses volumiques de réaction

Soit la réaction chimique : A + B → C + D

La vitesse volumique de disparition d'un réactif et d'apparition d'un produit est une grandeur exprimée en mol. L−1.s−1
qui permet de quantifier la variation de la concentration d'un réactif ou d'un produit en fonction du temps.

• Formation d'un produit : La vitesse volumique d'apparition d'un produit vaut

( ) = [ ]( )


• Disparition d’un réactif : La vitesse volumique de disparition d'un réactif vaut

( ) = − [ ]( )


Document 2 Vitesses volumiques de réaction en pratique

Expérimentalement, on peut donc approcher la vitesse volumique à partir de n mesures de la concentration d’une espèce

chimique :

( ) ≈ [ ] = [ ] +1 − [ ]
+1 −

( ) ≈ − [ ] = [ ] −[ ] +1
− +1

Document 3 Réaction d’ordre 1

Soit la réaction chimique : a. A + b. B → c.C + d.D

On dit que cette réaction est d’ordre 1 par rapport au réactif A si, lorsque le réactif B est en large excès :
( ) = . [ ]

où k est une constante (unité : s-1)

T spe – PC – Chapitre 9 – activité 3 Page 1

Document 4 Comment déterminer si une réaction suit une loi de vitesse d’ordre 1 ?

Si la réaction est d’ordre 1 par rapport au réactif A alors : ( ) = . [ ]

Or ( ) = − [ ].

Cela revient donc à résoudre l’équation : [ ] + . [ ] = 0

C’est une équation différentielle dont la solution est :[ ] = [ ] ⋅ − ⋅

On peut aussi écrire : ln[ ] = ln[ ] − .

Pour vérifier si une réaction est d’ordre 1, on peut :

① Tracer la courbe : ② Tracer la courbe ③ Tracer la courbe
( ) = ([ ]) ln([ ]) = ( ) [A]= ( )

et vérifier que c’est une fonction et vérifier que c’est une fonction et vérifier que c’est une fonction
linéaire affine exponentielle.

Travail à effectuer

On souhaite réaliser un programme en Python permettant de déterminer si la réaction étudiée lors de l’activité 2 est
d’ordre 1.

 Aller sur Atrium puis Capytale et entrer le code 4dfa-1101984.

1. Peut-on dire que la réaction étudiée est d’ordre 1 par rapport aux ions S2O82- ? Justifier la réponse. Si c’est le cas, donner
la valeur de la constante k.

2. Application : le sucre de consommation est principalement constitué de saccharose, une molécule susceptible de se
décomposer et de former du glucose et du fructose en quantité équimolaire. Le tableau ci-dessous présente l’évolution
au cours du temps de la concentration en saccharose [C12H22O11] à 370 K. Quelle équation peut modéliser la vitesse de
réaction ?

 Pour répondre à la question, vous pourrez utiliser le programme 9a22-1102055 dans Capytale.

t(s) 0 50 100 150 200 250 300 350 400 450 500

[C12H22O11] 5 4,52 4,08 3,68 3,33 3 2,71 2,45 2,21 2 1,81
en mol/L

T spe – PC – Chapitre 9 – activité 3 Page 2