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Cinétique chimique : l’essentiel
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La cinétique chimique étudie l’évolution des systèmes chimiques.
La durée d’une réaction est la durée nécessaire pour que le système chimique associé passe de son
état initial à son état final, c’est-à-dire un état dans lequel il n’y a plus d’évolution perceptible.
Pour une observation à l’oeil nu, une réaction est dite rapide lorsqu’elle paraît terminée dès que les
réactifs entrent en contact.
Une transformation est dite lente si l’évolution dans le temps des quantités des réactifs et produits
peut être suivie pendant plusieurs secondes, minutes ou heures, à l’oeil ou par les instruments de
mesure usuels du laboratoire.
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Suivi qualitatif :
Une méthode qualitative consiste à réaliser des chromatographies sur couche mince (CCM) à divers
instants. Les taches correspondant aux réactifs disparaissent progressivement, celles correspondant
aux produits apparaissent : la réaction est terminée lorsqu’il n’y a plus d’évolution entre deux
plaques successives.
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Suivi quantitatif
Pour décrire l’évolution d’un système chimique qui est le siège d’une réaction lente, il faut suivre
l’augmentation de l’avancement au cours du temps, grâce à la diminution de quantité de matière
d’un réactif ou à l’augmentation de quantité de matière d’un produit.
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Pour décrire la durée d’une transformation on utilise
souvent le temps de demi-réaction t1/2 : il s’agit de la durée
au bout de laquelle l’avancement x est égal à la moitié de
l’avancement maximal x max.
On peut traduire mathématiquement cette définition par :
x
xt1 / 2   max
2
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La vitesse de réaction est microscopiquement proportionnelle au nombre de rencontres entre les
molécules.
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La température est un facteur cinétique : lorsque celle-ci augmente, la vitesse de la réaction
augmente également.
θ2 > θ1
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La concentration est un facteur cinétique : lorsqu’on augmente la concentration en réactifs, la
vitesse de la réaction augmente également.
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La présence d’un catalyseur est un facteur cinétique :
- Un catalyseur est une espèce chimique, différente des réactifs, dont la présence diminue la
durée de la réaction.
- Le catalyseur interagit toujours avec les réactifs, mais il est intégralement restitué en fin de
réaction : il n’apparaît donc pas dans l’équation de la transformation et il est réutilisé sans
l’altérer.
On parle de :
- catalyse homogène lorsque le catalyseur et les réactifs forment un mélange homogène, par
exemple en solution aqueuse.
- catalyse hétérogène lorsque le catalyseur et les réactifs forment un mélange hétérogène. Les
catalyseurs hétérogènes les plus fréquents sont les métaux et les oxydes métalliques.
- catalyse enzymatique lorsque le catalyseur est une enzyme (protéine dont le nom se termine en
général par –ase)
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Un catalyseur introduit un état intermédiaire à la réaction plus facile à réaliser que la réaction
directe.
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Exemple : catalyse homogène de l’oxydation des ions tartrate par le peroxyde d’hydrogène
On réalise dans un bécher le mélange suivant :
- 3g de tartrate de sodium dissout dans 20mL d’eau
- 10mL de solution de chlorure de cobalt
- 20mL d’eau oxygénée à 9%
Observations :
- la solution initialement rose devient verte (transformation lente)
- un dégagement de gaz de plus en plus important apparait
- la solution redevient rose en fin de réaction (transformation rapide)
Quelques données :
Les couples oxydo-réducteurs intervenant dans la réaction sont :
CO2 / C4H4O62H2O2 / H2O
Co3+/ Co2+
Les ions Co2+ sont roses en solution aqueuse ; les ions Co+3 sont verts en solution aqueuse.
Interprétation :
- Etablir l’équation traduisant l’oxydation des ions tartrate par le peroxyde d’hydrogène.
- Expliquer comment les ions Co2+ interviennent dans la réaction en tant que catalyseur.
Réponse :
Cette transformation est très lente à température ambiante, mais elle peut être catalysée par les
ions cobalt(II) de couleur rose en solution aqueuse.
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Dans un premier temps, les ions Co2+(aq) sont transformés en ions cobalt(III) Co3+(aq) de couleur
verte au cours de leur oxydation par l’eau oxygénée :
Oxydation des ions Co2+ :
Co2+ aq = Co3+aq + eRéduction du peroxide d’hydrogène :
H2O2aq + 2H+aq + 2e- = 2H2O(l)
Bilan
2Co2+ aq + H2O2aq + 2H+aq = 2Co3+aq + 2H2O(l)
Dans un second temps les ions Co2+ sont régénérés au cours de la réduction des ions Co3+ par les
ions tartrate :
Réduction des ions Co3+ :
Co3+aq + e- = Co2+ aq
Oxydation des ions tartrate :
C4H4O62- aq + 2 H2O(l) = 4 CO2(g) + 8 H+aq + 10 e2Bilan
C4H4O6 aq+ 10 Co3+aq + 2 H2O(l)= 4 CO2(g) +10 Co2+ aq+ 8 H+ aq
Bilan global de la reaction :
Réduction du peroxyde d’hydrogène :
H2O2aq + 2H+aq + 2e- = 2H2O(l)
2Oxydation des ions tartrate :
C4H4O6 aq + 2 H2O(l) = 4 CO2(g) + 8 H+aq + 10 eBilan :
C4H4O62- aq + 5 H2O2(l) + 2 H+aq = 4 CO2(g) + 10 H2O(l)
2+
Ni les ions Co , ni les ions Co3+ n’apparaissent dans l’équation de réaction.