Physique-Chimie — Terminale
Cinétique chimique et catalyse — Terminale Physique-Chimie
Vitesse de réaction, facteurs cinétiques, lois de vitesse, temps de demi-réaction, catalyse homogène et hétérogène. Programme complet Terminale.
Par ProfBot
Cinétique chimique et catalyse — Terminale Physique-Chimie
🎯 Objectif : Comprendre comment évoluent les réactions chimiques dans le temps, maîtriser les facteurs cinétiques et la catalyse pour le Bac.
1. Introduction à la cinétique chimique
La cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques et des mécanismes par lesquels elles se produisent.
Pourquoi certaines réactions sont-elles lentes ou rapides ?
- La combustion du gaz → quasi instantanée
- La rouille du fer → des années
- La digestion des aliments → quelques heures
La cinétique permet de comprendre et contrôler ces différences.
2. Avancement et taux d'avancement
L'avancement x
Pour une réaction : aA + bB → cC + dD
L'avancement x (mol) à l'instant t mesure la progression de la réaction :
n(A) = n₀(A) − a·x
n(B) = n₀(B) − b·x
n(C) = n₀(C) + c·x
n(D) = n₀(D) + d·x
Taux d'avancement τ
τ = x_final / x_max (0 ≤ τ ≤ 1)
- τ = 1 → réaction totale (réactif limitant épuisé)
- τ < 1 → réaction limitée (équilibre chimique)
3. Vitesse de réaction
Définition
La vitesse volumique de réaction à l'instant t :
v = (1/V) × dx/dt (mol·L⁻¹·s⁻¹)
En pratique, on mesure la variation de concentration d'un réactif ou produit :
v = −(1/a) × d[A]/dt = +(1/c) × d[C]/dt
Représentation graphique
- Courbe [A] = f(t) → décroissante (réactif consommé)
- Courbe [C] = f(t) → croissante (produit formé)
- La pente tangente à t donne la vitesse instantanée
Vitesse initiale v₀
Vitesse au tout début de la réaction (t = 0) : pente de la tangente à l'origine.
4. Facteurs cinétiques
4.1 La température
Augmenter la température accélère la réaction.
Explication : En augmentant T, les molécules ont une énergie cinétique plus grande → les chocs sont plus nombreux et plus énergétiques → plus de chocs efficaces (franchissement de la barrière d'activation Eₐ).
Règle approchée : La vitesse double environ tous les 10°C.
| Température | Vitesse relative |
|---|---|
| 0°C | 1 |
| 10°C | 2 |
| 20°C | 4 |
| 30°C | 8 |
4.2 La concentration des réactifs
Augmenter la concentration accélère la réaction.
Plus les réactifs sont concentrés → plus les chocs entre molécules sont fréquents → réaction plus rapide.
4.3 L'état de division / surface de contact
Pour les réactions hétérogènes (solide-liquide ou solide-gaz) :
- Plus le solide est divisé (poudre vs bloc), plus la surface de contact est grande → réaction plus rapide.
- Exemple : le sucre en poudre se dissout plus vite qu'un morceau de sucre.
4.4 La lumière (photosensibilité)
Certaines réactions sont accélérées par la lumière (photochimie) :
- Blanchiment des vêtements au soleil
- Développement photographique argentique
5. Lois de vitesse (ordre de réaction)
Loi de vitesse
Pour : A → produits
La vitesse peut s'écrire :
v = k × [A]ⁿ
- k = constante de vitesse (dépend de T, du solvant...)
- n = ordre de la réaction par rapport à A
- k et n sont déterminés expérimentalement
Réaction d'ordre 1
v = k × [A]
[A](t) = [A]₀ × e^(−kt)
La concentration décroît exponentiellement. Exemple : décomposition radioactive, hydrolyse en milieu tampon.
Réaction d'ordre 2
v = k × [A]²
1/[A](t) = 1/[A]₀ + k·t
La concentration décroît moins vite qu'en ordre 1.
Réaction d'ordre 0
v = k (indépendant de [A])
[A](t) = [A]₀ − k·t
Décroissance linéaire de la concentration.
6. Temps de demi-réaction t₁/₂
Définition
t₁/₂ est la durée au bout de laquelle la moitié du réactif limitant a été consommée :
[A](t₁/₂) = [A]₀ / 2
Pour une réaction d'ordre 1
t₁/₂ = ln 2 / k ≈ 0,693 / k
Le t₁/₂ est indépendant de [A]₀ — propriété caractéristique de l'ordre 1.
Pour une réaction d'ordre 2
t₁/₂ = 1 / (k × [A]₀)
Le t₁/₂ dépend de la concentration initiale.
7. Catalyse
Définition
Un catalyseur est une substance qui accélère une réaction chimique sans être consommée au final (sa quantité est inchangée après la réaction).
Mécanisme d'action
Le catalyseur offre un chemin réactionnel alternatif avec une énergie d'activation plus faible :
Sans catalyseur : Eₐ élevée → réaction lente
Avec catalyseur : Eₐ' < Eₐ → réaction rapide
Important : Le catalyseur ne modifie pas l'état d'équilibre final, seulement la vitesse pour l'atteindre.
7.1 Catalyse homogène
Le catalyseur est dans la même phase que les réactifs (tous en solution ou tous gazeux).
Exemples :
- Oxydation des ions iodure I⁻ par H₂O₂ catalysée par Fe³⁺ (tous en solution)
- Réaction : H₂O₂ + 2H⁺ + 2I⁻ → I₂ + 2H₂O (catalysée par Fe³⁺)
7.2 Catalyse hétérogène
Le catalyseur est dans une phase différente des réactifs. Généralement : catalyseur solide + réactifs gazeux ou liquides.
Mécanisme : adsorption sur la surface
- Adsorption : les réactifs se fixent sur la surface du catalyseur
- Réaction : les molécules adsorbées réagissent plus facilement
- Désorption : les produits quittent la surface
Exemples industriels :
| Réaction | Catalyseur solide |
|---|---|
| Synthèse de l'ammoniac (Haber) : N₂ + 3H₂ → 2NH₃ | Fer (Fe) |
| Oxydation du SO₂ en SO₃ | V₂O₅ (pentoxyde de vanadium) |
| Pot catalytique (CO → CO₂) | Platine, rhodium, palladium |
| Hydrogénation des huiles | Nickel (Ni) |
7.3 Catalyse enzymatique
Les enzymes sont des catalyseurs biologiques (protéines) :
- Très spécifiques (une enzyme = une réaction)
- Très efficaces (accélèrent d'un facteur 10⁶ à 10¹²)
- Sensibles à la température et au pH
Exemple : La catalase décompose H₂O₂ → H₂O + O₂ dans les cellules.
Modèle clé-serrure : Le substrat (réactif) s'adapte parfaitement au site actif de l'enzyme.
8. Méthodes de suivi de réaction
| Méthode | Grandeur mesurée | Réaction concernée |
|---|---|---|
| Dosage | Concentration | Toutes |
| Spectrophotométrie | Absorbance (Beer-Lambert) | Espèces colorées |
| Conductimétrie | Conductance | Espèces ioniques |
| Manométrie | Pression (gaz) | Réactions gazeuses |
| pH-métrie | pH | Acides/bases |
Loi de Beer-Lambert
A = ε × l × c
- A : absorbance (sans unité)
- ε : coefficient d'extinction molaire (L·mol⁻¹·cm⁻¹)
- l : longueur du trajet optique (cm)
- c : concentration (mol·L⁻¹)
Exercices d'application
- La décomposition de H₂O₂ est d'ordre 1 avec k = 3,4 × 10⁻³ min⁻¹. Calculer le temps de demi-réaction.
- Pour une réaction d'ordre 0, [A]₀ = 0,40 mol/L et k = 0,02 mol·L⁻¹·min⁻¹. Calculer [A] après 10 min.
- Expliquer pourquoi un pot catalytique doit être chaud pour fonctionner efficacement.
- Tracer l'allure des courbes A pour les ordres 0, 1 et 2.
- La concentration d'un réactif passe de 0,80 mol/L à 0,40 mol/L en 15 minutes. Calculer k si la réaction est d'ordre 1.
- Une enzyme fonctionne à pH 7 et 37°C. Expliquer ce qui se passe si on chauffe la solution à 90°C.