Fiche de cours
Mise en évidence des facteurs cinétiques
- Fiche de cours
- Quiz et exercices
- Vidéos et podcasts
Objectifs :
• Étudier les paramètres principaux qui
peuvent influer sur la rapidité d’une
réaction lente.
• Voir ainsi comment il est possible d’accélérer une réaction de ce type.
• Pour chaque paramètre, donner des arguments physiques permettant d’expliquer les résultats obtenus.
• Voir ainsi comment il est possible d’accélérer une réaction de ce type.
• Pour chaque paramètre, donner des arguments physiques permettant d’expliquer les résultats obtenus.
1. Influence de la concentration des réactifs
a. Expérience
Plaçons dans trois béchers 50 mL d'une
solution d'eau oxygénée
(H2O2) (solution incolore), de
concentration c = 0,01 mol.L–1.
Dans chaque bécher, on verse ensuite un volume de
50 mL de solution incolore d’iodure de potassium
KI acidifiée (présence de
H+ en excès). Toutefois, on
varie la concentration de la solution de KI
utilisée d’un bécher à
l’autre :
• Pour le premier bécher, c1= 0,20 mol.L-1 ;
• Pour le deuxième bécher, c2= 0,40 mol.L-1 ;
• Pour le troisième bécher c3= 0,60 mol.L-1.
• Pour le premier bécher, c1= 0,20 mol.L-1 ;
• Pour le deuxième bécher, c2= 0,40 mol.L-1 ;
• Pour le troisième bécher c3= 0,60 mol.L-1.
b. Observations
Dans les trois béchers, la solution devient
progressivement jaune, puis brune.
Mais l'évolution de la couleur des solutions ne se fait pas au même rythme. La solution contenue dans le troisième bécher est la première à se colorer en brun, suivie par celle du deuxième bécher, elle-même suivie par celle contenue du premier bécher.
Mais l'évolution de la couleur des solutions ne se fait pas au même rythme. La solution contenue dans le troisième bécher est la première à se colorer en brun, suivie par celle du deuxième bécher, elle-même suivie par celle contenue du premier bécher.
c. Interprétation au niveau macroscopique
Dans chaque bécher, il se produit une
réaction d’oxydoréduction
lente entre H2O2
et les ions I– apportés
par KI. En effet, cette réaction fait
intervenir les couples rédox
H2O2 /
H2O et I2 /
I–. Elle s’écrit, en
milieu acidifié, comme
2I–(aq) + H2O2(aq) +2H+ → 2H2O(l) + I2(aq).
Le diiode est de couleur brune en solution (jaune quand il est dilué). Ainsi, la formation de diiode par la réaction explique l’apparition de la coloration jaune puis brune du milieu réactionnel, dans chaque bécher.
D’un bécher à l’autre, on pourrait vérifier à l’aide d’un tableau d’avancement que H2O2 est toujours le réactif limitant. Cela signifie que la concentration finale de diiode formé est la même pour les trois béchers. La seule différence est la concentration initiale en ions I–. À travers cette expérience, on note donc que plus la concentration en I– est forte, plus la réaction évolue rapidement vers la coloration brune, c'est-à-dire vers son état final.
Le diiode est de couleur brune en solution (jaune quand il est dilué). Ainsi, la formation de diiode par la réaction explique l’apparition de la coloration jaune puis brune du milieu réactionnel, dans chaque bécher.
D’un bécher à l’autre, on pourrait vérifier à l’aide d’un tableau d’avancement que H2O2 est toujours le réactif limitant. Cela signifie que la concentration finale de diiode formé est la même pour les trois béchers. La seule différence est la concentration initiale en ions I–. À travers cette expérience, on note donc que plus la concentration en I– est forte, plus la réaction évolue rapidement vers la coloration brune, c'est-à-dire vers son état final.
De manière générale, pour une
réaction lente agissant en phase aqueuse ou
liquide, on retiendra que plus la concentration
d’un ou de plus plusieurs réactifs est
grande, plus la réaction évolue
rapidement. À l’opposé, plus
les réactifs sont dilués, plus la
réaction est lente.
On dit que la concentration des réactifs est un facteur cinétique.
On dit que la concentration des réactifs est un facteur cinétique.
Remarque : la concentration du réactif en
excès agit sur la rapidité de la
réaction, mais pas sur son état final.
d. Interprétation au niveau microscopique
Une réaction chimique, par exemple A +
B → C + D, résulte de la
rencontre entre le réactif A et le
réactif B. En phase liquide ou gazeuse,
ces deux espèces évoluent librement dans le
milieu réactionnel.
→ Plus A et B sont dilués, plus le nombre de rencontres entre A et B va être faible : la réaction sera donc très lente.
→ À l’inverse, plus ces deux réactifs sont concentrés, plus on peut trouver de A et de B dans un volume donné, et donc plus le nombre de rencontres par unité de temps entre A et B va augmenter, ce qui va induire que la réaction va se produire plus vite.
→ Plus A et B sont dilués, plus le nombre de rencontres entre A et B va être faible : la réaction sera donc très lente.
→ À l’inverse, plus ces deux réactifs sont concentrés, plus on peut trouver de A et de B dans un volume donné, et donc plus le nombre de rencontres par unité de temps entre A et B va augmenter, ce qui va induire que la réaction va se produire plus vite.
2. Influence de la température
a. Expérience
Plaçons dans trois tubes à essai 5 mL d'une
solution de liqueur de Fehling (solution bleue) et 1 mL
d'une solution de glucose (incolore).
• Plaçons le premier tube dans un bain-marie d'eau glacée (
=
0°C).
• Plaçons le deuxième tube dans un bain-marie d'eau tiède (
=
30°C).
• Plaçons le troisième tube dans un bain-marie d'eau chaude (
=
80°C).
• Plaçons le premier tube dans un bain-marie d'eau glacée (
=
0°C).• Plaçons le deuxième tube dans un bain-marie d'eau tiède (
=
30°C).• Plaçons le troisième tube dans un bain-marie d'eau chaude (
=
80°C).
b. Observations
Dans le premier tube, on n'observe pas de
changement.
Dans le deuxième tube, une légère coloration orange apparaît au bout de plusieurs minutes.
Dans le troisième tube, un précipité rouge brique apparaît au bout de quelques secondes.
Dans le deuxième tube, une légère coloration orange apparaît au bout de plusieurs minutes.
Dans le troisième tube, un précipité rouge brique apparaît au bout de quelques secondes.
c. Interprétations au niveau macroscopique
On rappelle que la liqueur de Fehling est un
réactif utilisé en SVT pour
détecter la présence de sucres
réducteurs, comme le glucose ou le galactose.
Le test est positif quand il y a formation d’un
précipité rouge brique. Ce dernier est
constitué d’oxyde de cuivre (I)
Cu2O, produit par une
réaction d’oxydoréduction lente entre
une fonction aldéhyde portée par le sucre
réducteur et les ions cuivre de la liqueur de
Fehling.
Les résultats observés nous amènent à conclure qu’il n’y a pas réaction dans le premier tube, même si les réactifs sont présents. La réaction est très lente dans le deuxième tube et plus rapide dans le troisième tube. La température étant le seul paramètre modifié d’un tube à l’autre, elle est donc responsable de ces différentes évolutions.
Les résultats observés nous amènent à conclure qu’il n’y a pas réaction dans le premier tube, même si les réactifs sont présents. La réaction est très lente dans le deuxième tube et plus rapide dans le troisième tube. La température étant le seul paramètre modifié d’un tube à l’autre, elle est donc responsable de ces différentes évolutions.
De manière générale, on retiendra
qu’une température trop faible peut
bloquer une réaction chimique lente, alors
qu’une température
élevée (dans une certaine mesure)
est capable d’accélérer la
réaction lente. La température est
un facteur cinétique.
d. Quelques remarques
• Du moment que la température ne bloque pas
la réaction, elle n’agit pas sur son
état final.
• Le principe d’un réfrigérateur est de refroidir suffisamment un aliment pour stopper ou du moins ralentir l’action des bactéries (assimilée à des réactions chimiques lentes), pour qu’il reste consommable.
• En particulier en biochimie, une température trop forte peut dénaturer les réactifs, au lieu d’accélérer la réaction.
• En Travaux Pratiques, on peut chauffer un milieu réactionnel (chauffage à reflux, chauffage au bain marie), afin d’accélérer une réaction de synthèse.
• Toujours en Travaux Pratiques, pour stopper une réaction lente, on effectue une « trempe », qui consiste à verser de l’eau froide, afin de refroidir et diluer les réactifs.
• Le principe d’un réfrigérateur est de refroidir suffisamment un aliment pour stopper ou du moins ralentir l’action des bactéries (assimilée à des réactions chimiques lentes), pour qu’il reste consommable.
• En particulier en biochimie, une température trop forte peut dénaturer les réactifs, au lieu d’accélérer la réaction.
• En Travaux Pratiques, on peut chauffer un milieu réactionnel (chauffage à reflux, chauffage au bain marie), afin d’accélérer une réaction de synthèse.
• Toujours en Travaux Pratiques, pour stopper une réaction lente, on effectue une « trempe », qui consiste à verser de l’eau froide, afin de refroidir et diluer les réactifs.
e. Interprétation au niveau microscopique
Considérons par exemple la réaction
A + B → C + D. Au niveau
microscopique, une réaction lente a un seuil en
énergie. Cela signifie que A et
B ne peuvent réagir ensemble que
s’ils se percutent avec une vitesse (donc une
énergie cinétique) suffisante. Dans ce
cas, on parle alors de choc efficace. La
température T (en K) d’un fluide est
une grandeur macroscopique liée à
l’énergie cinétique moyenne E
(en J) d’une particule du fluide par la relation
,
où kB = 1,38 ×
10–23 J/K est la constante de
Boltzmann.
→ Si la température est très faible, la vitesse moyenne des particules est basse, et ces dernières ne peuvent donc pas se percuter de manière efficace : la réaction est bloquée.
→ Quand la température augmente, la vitesse moyenne des particules croît, et donc le nombre de chocs efficaces par unité de temps augmente : la réaction est ainsi plus rapide.
,
où kB = 1,38 ×
10–23 J/K est la constante de
Boltzmann.→ Si la température est très faible, la vitesse moyenne des particules est basse, et ces dernières ne peuvent donc pas se percuter de manière efficace : la réaction est bloquée.
→ Quand la température augmente, la vitesse moyenne des particules croît, et donc le nombre de chocs efficaces par unité de temps augmente : la réaction est ainsi plus rapide.
3. Surfaces de contact entre les réactifs
a. Expérience
On considère un morceau de fer A, dont on
polit la surface afin d’enlever toute trace
d’impureté, que l’on recouvre ensuite
d’un vernis étanche.
On renouvelle l’opération avec un morceau de fer identique B, mais sans appliquer le vernis : la couche polie est exposée à l’air libre.
On considère aussi de la limaille (poudre) de fer C, de masse totale identique à celle de A ou B.
On laisse ces trois échantillons plusieurs jours dans un milieu fortement humide.
On renouvelle l’opération avec un morceau de fer identique B, mais sans appliquer le vernis : la couche polie est exposée à l’air libre.
On considère aussi de la limaille (poudre) de fer C, de masse totale identique à celle de A ou B.
On laisse ces trois échantillons plusieurs jours dans un milieu fortement humide.
b. Observations
Le morceau de fer A, dont la surface est
recouverte par un vernis, n’a pas
évolué durant cette expérience.
Sa surface présente toujours un aspect
brillant.
La surface du morceau de fer B s’est recouverte d’une légère couche d’oxydation (la « rouille »). En attendant suffisamment longtemps (plusieurs années), l’oxydation se propage dans le matériau de plus en plus profondément.
La limaille de fer C a été entièrement oxydée. La quantité de « rouille » formée est supérieure à celle observée avec B.
La surface du morceau de fer B s’est recouverte d’une légère couche d’oxydation (la « rouille »). En attendant suffisamment longtemps (plusieurs années), l’oxydation se propage dans le matériau de plus en plus profondément.
La limaille de fer C a été entièrement oxydée. La quantité de « rouille » formée est supérieure à celle observée avec B.
c. Interprétation
L’oxydation du fer est une
réaction d’oxydoréduction
très lente résultant de l’action
du dioxygène de l’air et de l’eau sur
le fer, afin de former de l’oxyde de fer
Fe2O3, de couleur
brun/rouille, selon la réaction 
.
La réaction ne peut avoir lieu que si les réactifs sont en contact. Au niveau microscopique, une réaction chimique résulte de la rencontre entre les entités (atomes/molécules, ...) constituant les réactifs. Si les réactifs ne peuvent pas se rencontrer, la réaction ne peut pas se produire. C’est ce qu’il s’est passé avec le morceau de fer A : la couche de verni a empêché le dioxygène et l’eau d’atteindre les atomes de fer, ce qui a protégé A de l’oxydation.
Avec B, seule la zone exposée à l’air et à l’humidité a subi l’oxydation. La réaction a lieu au niveau de la surface de contact entre le fer et les autres réactifs. Par contre, comme l’oxyde de fer est un matériau poreux, la couche d’oxydation ne protège pas les atomes de fer non oxydées se trouvant juste en dessous : le dioxygène et l’eau peuvent s’infiltrer de plus en plus profondément, jusqu’à l’oxydation complète du matériau.
Avec la limaille C, le fer a été complètement oxydé car la surface de contact entre le fer et les autres réactifs (dioxygène et eau) est plus forte qu’avec B, ce qui permet d’oxyder plus de fer pendant une même durée. La réaction est ainsi plus rapide.
.La réaction ne peut avoir lieu que si les réactifs sont en contact. Au niveau microscopique, une réaction chimique résulte de la rencontre entre les entités (atomes/molécules, ...) constituant les réactifs. Si les réactifs ne peuvent pas se rencontrer, la réaction ne peut pas se produire. C’est ce qu’il s’est passé avec le morceau de fer A : la couche de verni a empêché le dioxygène et l’eau d’atteindre les atomes de fer, ce qui a protégé A de l’oxydation.
Avec B, seule la zone exposée à l’air et à l’humidité a subi l’oxydation. La réaction a lieu au niveau de la surface de contact entre le fer et les autres réactifs. Par contre, comme l’oxyde de fer est un matériau poreux, la couche d’oxydation ne protège pas les atomes de fer non oxydées se trouvant juste en dessous : le dioxygène et l’eau peuvent s’infiltrer de plus en plus profondément, jusqu’à l’oxydation complète du matériau.
Avec la limaille C, le fer a été complètement oxydé car la surface de contact entre le fer et les autres réactifs (dioxygène et eau) est plus forte qu’avec B, ce qui permet d’oxyder plus de fer pendant une même durée. La réaction est ainsi plus rapide.
En conséquence, pour une réaction
lente faisant intervenir au moins un réactif
à l’état solide, la surface de
contact, où les réactifs peuvent se
rencontrer, est un facteur cinétique. Plus
la surface de contact est forte, plus la
réaction est rapide. Pour
accélérer une réaction de ce type,
cela suggère ainsi d’utiliser des
réactifs solides en poudre.
Remarque : l’état de la surface est
également important : lisse ou rugueuse, nue ou
couverte d’une couche protectrice, ...
4. Autres facteurs cinétiques
Il existe d’autres facteurs cinétiques pouvant
également être cités :
→ L’éclairement peut constituer un facteur cinétique. Par exemple avec la synthèse chlorophyllienne, il est même indispensable pour que la réaction se produise.
→ La nature du solvant peut également être importante. En effet, un solvant ayant par exemple de fortes affinités avec un des réactifs (si les deux sont polaires, par exemple) pourrait dans certains cas gêner la rencontre entre réactifs, et ainsi ralentir la réaction.
→ L’agitation du milieu réactionnel favorise le mélange entre les différents réactifs, et favorise donc leur rencontre, ce qui peut accélérer une réaction lente.
→ L’éclairement peut constituer un facteur cinétique. Par exemple avec la synthèse chlorophyllienne, il est même indispensable pour que la réaction se produise.
→ La nature du solvant peut également être importante. En effet, un solvant ayant par exemple de fortes affinités avec un des réactifs (si les deux sont polaires, par exemple) pourrait dans certains cas gêner la rencontre entre réactifs, et ainsi ralentir la réaction.
→ L’agitation du milieu réactionnel favorise le mélange entre les différents réactifs, et favorise donc leur rencontre, ce qui peut accélérer une réaction lente.
Remarque : les catalyseurs permettent
d’accélérer une réaction.
Cependant, un catalyseur n’est pas un facteur
cinétique car ce n’est pas un
paramètre, mais une espèce chimique.
L'essentiel :
On appelle facteur cinétique un
paramètre physico-chimique qui permet
d’accélérer une réaction chimique
lente, ou au contraire la ralentir.
La concentration des réactifs (pour réactifs liquides ou gazeux) et la température du système sont les facteurs cinétiques principaux. D’une manière générale, plus la concentration des réactifs est élevée et/ou plus la température est forte, plus la réaction est rapide.
Il existe d’autres facteurs cinétiques, comme la surface de contact des réactifs (pour des réactifs solides), l’éclairement, la nature du solvant, ...
La concentration des réactifs (pour réactifs liquides ou gazeux) et la température du système sont les facteurs cinétiques principaux. D’une manière générale, plus la concentration des réactifs est élevée et/ou plus la température est forte, plus la réaction est rapide.
Il existe d’autres facteurs cinétiques, comme la surface de contact des réactifs (pour des réactifs solides), l’éclairement, la nature du solvant, ...
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