-    Une réaction est rapide si sa durée est très inférieure à la seconde.

-    Exemples : les réactions de précipitations sont généralement rapides, de même des réactions acido-basiques sont des réactions rapides.

Ag ⁺ _(aq)  +  Cl ^– _(aq)   →    AgCl _(s)

-    Le précipité blanc apparaît immédiatement : la réaction est instantanée.

 

I.2. Réaction lente

-    On peut observer l'évolution de la réaction.

-    Exemples : réaction entre l'eau oxygénée et les ions iodure.

-    Expérience : cette expérience sera étudiée  lors d'une séance de travaux pratique. La réaction est lente à température ambiante. Le milieu réactionnel se teinte en jaune brun au cours du temps.

 

I.3. Réaction infiniment lente

-    Une réaction est infiniment lente si sa durée est de l'ordre de plusieurs jours à plusieurs semaines.

-    Exemple : solution aqueuse de permanganate de potassium pour un peu réviser.

-    Étude de la réaction :

 

-    Écrire les demi-équations électroniques et écrire l'équation bilan de la réaction naturelle.

-    On utilise la méthode suivante :

-    On équilibre l'oxygène avec de l'eau, l'hydrogène avec H⁺ et les charges avec les électrons.

 

-    L'apparente stabilité de la solution provient de la grande lenteur de la réaction naturelle.

 

II. Etude expérimentale d'une réaction chimique

II.1. Les techniques de suivi de l'évolution de la réaction

a)-  Introduction :

-    Le suivi de la réaction peut se faire de deux façons :

-    Par dosage (dosage acido-basique ou dosage d'oxydoréduction).

-    Par spectrophotométrie.

b)-  Le dosage :

-    Il faut arrêter la réaction à un instant quelconque t.

-    Pour ce faire, on réalise la trempe du mélange réactionnel, c'est-à-dire que l'on refroidit brutalement le mélange réactionnel pour bloquer la réaction.

-    On réalise le dosage d'un des réactifs ou d'un des produits à l'aide d'une solution titrée.

-    Ainsi, on peut connaître la quantité de matière d'un des réactifs ou d'un des produits à un instant donné.

c)-  La spectrophotométrie :

-    On utilise cette méthode en cinétique chaque fois q'un réactif ou un produit absorbe sélectivement la lumière.

-    Lorsqu'il se forme du diiode au cours de la réaction entre les ions iodure et l'eau oxygénée, le mélange réactionnel change de couleur au cours du temps.

-    On peut suivre l'avancement de la réaction grâce à la variation absorbance du mélange réactionnel et à la loi de BEER-LAMBERT :

-    Pour une lumière monochromatique de longueur d'onde λ qui traverse une substance S sur une longueur L, on utilise la relation suivante :

 

 

-    Exemple : Dans le cas du diiode :

-    λ = 410 nm

-    ε = 1,8 x 10⁴ mol^–1.L. cm^–1.

-    Remarque : ε dépend de la longueur d'onde et de la température et de la substance).

-    On peut écrire :

-    

-    L'absorbance est proportionnelle à la concentration.

 

III. Vitesse d'évolution d'une réaction chimique

III.1. Cas général

-    Considérons la réaction naturelle suivante :

α . A      +  β . B     →    γ . C    +    δ . D

-    A et B sont les réactifs,  C et D sont les produits et α, β, γ et δ sont les coefficients stœchiométriques.

-    Pour connaître l'évolution d'une réaction chimique, il suffit de connaître à chaque instant la quantité de matière présente de l'une des espèces chimiques.

-    Exemple : considérons la réaction chimique suivante.

-    Au temps t = 0 s, on mélange 100 mL d'une solution de peroxodisulfate de potassium de concentration C₁ = 0,05 mol / L et 100 mL d'une solution d'iodure de potassium de concentration C₂ = 0,5 mol / L.

-    Il se produit la réaction suivante :

 

-    x est lié à « l’avancement de la réaction » : x ≤ n ₁ et 2 x ≤ n ₂

-    Si par dosage, on détermine la concentration en diiode au temps t, on peut en déduire la quantité de matière x en diiode, puis les quantités de matière des espèces présentes dans le milieu réactionnel.

III.2. Vitesse moyenne de formation d'un produit P

 

-    On suit l'évolution de la quantité de matière d'un produit au cours du temps : np = f (t). -    Par définition, la vitesse moyenne de formation du produit P : -     -    Cette vitesse est un nombre positif et l'unité S.I : mol / s. -    Elle est numériquement égale au coefficient directeur de la droite passant par les points M1 et M2 d'abscisses t1 et t2.

 

III.3. Vitesse moyenne de disparition d'une réaction R

 

-    On suit l'évolution de la quantité de matière d'un réactif au cours du temps : nR = g (t). -    Par définition, la vitesse moyenne de disparition du réactif R : -     -    Cette vitesse est un nombre positif et l'unité S.I : mol / s. -    Elle est numériquement égale à l'opposé du coefficient directeur de la droite passant par les points M1 et M2d'abscisses t1 et t2.

 

III.4. Vitesse instantanée de formation d'un produit P

 

-    La vitesse instantanée v1(P) de formation du produit P à la date t1 est, par définition, la limite de la vitesse moyenne de formation de ce même produit entre t1et t2 quand t2 tend vers t1. -    On écrit :  -    Cette limite est égale à  la valeur prise par la dérivée de la fonction np = f (t) au temps t1. -    On écrit :  -    Graphiquement : cette vitesse est numériquement égale à la valeur du coefficient directeur de la tangente T à la courbe np = f(t) au point M1 d'abscisse t1.

 

III.5. Vitesse instantanée de disparition d'une réaction R

 

-    La vitesse instantanée v1(R) de disparition du réactif R à la date t1 est, par définition, la limite de la vitesse moyenne de disparition de ce même réactif entre t1et t2 quand t2 tend vers t1. -    On écrit : -    Cette limite est égale à l'opposée de la valeur prise par la dérivée de la fonction nR = g(t) au temps t1. -    On écrit :  -    Graphiquement : cette vitesse est numériquement égale à l'opposé de la valeur du coefficient directeur de la tangente T à la courbe nR = g(t) au point M1 d'abscisse t1.

 

III.6. Relation entre les vitesses

-    Équation bilan générale :

-    α . A      +  β . B     →    γ . C    +    δ . D

-    D'après le bilan molaire de la réaction : 

-    δ et g sont des constantes indépendantes du temps.

-    On peut généraliser : ceci est valable aussi pour les réactifs

 

III.7. Cas particulier important. Vitesse volumique

-    Si le mélange réactionnel a un volume constant V au cours de la réaction, on peut dans ce cas suivre l'évolution de la réaction en travaillant avec les concentrations : 

-    n_A = [A] . V avec V =cte.

-    

-    On parle alors de vitesse volumique de formation pour un produit et de disparition pour un réactif.

-    On écrit :

-    Vitesse moyenne :

-    

-    Vitesse instantanée :

-    

-    Unités : dans le S.I : mol. L^–1. s^–1   

-    On utilise souvent : mol. L^–1.min^–1

 

III.8. Temps de demi-réaction

 

-    Le temps de demi-réaction noté t ½ est défini par rapport à l'un des réactifs, en général celui qui est introduit par défaut. -    À la date t = 0, la concentration initiale du réactif A est [A0]. Le temps de demi-réaction t ½ est la date pour laquelle. -    Détermination graphique : -    Remarque : t ½ dépend en général de la concentration initiale du réactif A. -    Le temps de demi réaction n'est pas caractéristique de la substance A. -    Le temps de demi-réaction permet d’évaluer la durée nécessaire à l’achèvement de la transformation chimique étudiée.