Programme - Trendtage Gesundheit Luzern

Chimie - 6 ème année - Ecole Européenne
Chapitre n° 6 : CINETIQUE CHIMIQUE
I) Rappels d’oxydoréduction :
1) Réaction d’oxydoréduction :
Nous allons voir que certaines réactions d'oxydoréduction sont complètes mais lentes, aussi
allons nous revoir quelques définitions.
Une réaction chimique d’oxydoréduction met en jeu un transfert d’électrons entre deux
réactifs appelés oxydant et réducteur.
Un oxydant est une entité chimique susceptible de gagner un ou des électrons.
Un réducteur est une entité chimique susceptible de perdre un ou des électrons.
2) Couple oxydant-réducteur :
Lorsqu’un oxydant est réduit, il se transforme en son réducteur conjugué et réciproquement.
Un oxydant et un réducteur conjugués forment un couple oxydant/réducteur, noté : Ox/Réd.
Le passage possible d’un oxydant à son réducteur conjugué et vice versa est formalisé par
la demi-équation : Ox + n e− ←


→ Réd.
3+
Exemple : Les ions fer III (Fe ) et fer II (Fe2+) constituent le couple Fe3+/Fe2+, et la demi2+
équation associée s’écrit : Fe3+ + e− ←


→ Fe .
Exemple : Rappel de la méthode pour écrire la demi-équation d’un couple : S2O32−/S.
* écriture de l’élément principal, ici le soufre :
S2O32− ←


→ S
* conservation de l’élément principal :
S2O32− ←


→ 2S
* conservation de l'oxygène en milieu aqueux :
S2O32− ←


→ 2 S + 3 H2O
* conservation de l'hydrogène :
S2O32− + 6 H+ ←


→ 2 S + 3 H2O
* conservation de la charge électrique par introduction d’électrons :
S2O32− + 6 H+ + 4 e− ←


→ 2 S + 3 H2O
3) Equation d’une réaction d’oxydoréduction :
Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox1 et le réducteur Réd2 de deux
couples Ox1/Réd1 et Ox2/Réd2.
Pour écrire l’équation d’oxydoréduction, on utilise les demi-équations des deux couples,
dans le sens où elles se déroulent : Ox1 + n1 e− → Réd1 et Réd2 → Ox2 + n2 e−.
On fait ensuite la somme pondérée des deux demi-équations pour que le nombre d’électrons
gagnés par l’oxydant soit identique au nombre d’électrons perdus par le réducteur.
Exemple : Réaction d’oxydoréduction entre les ions fer II et les ions permanganate :
(Fe2+ → Fe3+ + e−) x 5
(MnO4− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O) x 1
+
2+
2+
3+
soit
MnO4− + 8 H + 5 Fe → Mn + 4 H2O + 5 Fe
II) Transformations lentes et transformations rapides :
Lors d’une transformation chimique, la durée d’évolution du système chimique, entre l’état initial
et l’état final, est plus ou moins grande. L’étude de l’évolution au cours du temps d’un système
chimique constitue la cinétique chimique.
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Cinétique chimique
1) Réactions rapides :
- Précipitation de l'hydroxyde de cuivre :
Dans un tube à essai contenant une solution de
sulfate de cuivre on verse une solution concentrée
d’hydroxyde de sodium, il apparaît instantanément un
précipité bleu d’hydroxyde de cuivre (voir figure).
rapide
2+



→ Cu(OH)2
Cu + 2 HO− 
- Réactions acide-base : nous verrons par la suite que
les réactions entre un acide et une base sont des
réactions rapides.
- Combustions : nous avons vu en 4ème année puis en 5ème année un certain nombre de
réaction de combustion (oxydation) dont certaines sont même explosives.
Une réaction chimique pourra être considérée comme rapide (quasi instantanée) si son
évolution dans le temps est inférieure à la durée de persistance rétinienne (≈ 1/10 s).
Avec des dispositifs spéciaux (caméra ultra-rapide) il est possible de suivre "au ralenti"
l'évolution d'une réaction explosive.
2) Réactions lentes :
- Action de l'acide oxalique sur le permanganate de potassium :
Dans un tube à essai, versons 2 mL de
permanganate de potassium, quelques
gouttes d'acide sulfurique et 20 mL de
solution d’acide oxalique (voir figure).
La solution de permanganate, de couleur
violette, se décolore très lentement.
- Estérification : nous verrons par la suite que
les réactions de formation d'un ester, à partir
d'un acide et d'un alcool, sont des réactions
lentes.
Dans toutes ces réactions les produits n'apparaissent que progressivement.
L'évolution est perceptible et peut durer de quelques secondes à quelques jours.
Ces réactions sont des réactions lentes. Elles sont fréquentes en chimie organique.
Il existe des réactions extrêmement lentes dont la durée d’évolution est supérieure à une
journée ou plus.
- Fermentation alcoolique : nous savons que la fermentation alcoolique des sucres est une
réaction très lente.
- Formation de la rouille : la formation de la rouille, qui est un mélange d’oxydes de fer, sur le
fer, en présence d’air humide, est une réaction extrêmement lente.
3) Réactions qui n’évoluent pas :
- Réaction thermodynamiquement possible :
Une solution d'ions péroxodisulfate (S2O82−) du couple S2O82−/SO42− dans l'eau (H2O) du
couple O2/H2O ne donne aucune réaction alors qu’elle est thermodynamiquement possible.
Les ions péroxodisulfate sont conservés en solution aqueuse au laboratoire.
La réaction est thermodynamiquement possible mais sa vitesse d'évolution est nulle
(réaction infiniment lente).
- Réaction thermodynamiquement impossible :
Nous avons vu en 5ème année qu'une lame de cuivre (Cu) dans une solution de sulfate de
zinc (Zn2+) ne donne pas de réaction.
Cette réaction est thermodynamiquement impossible.
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III) Facteurs de la cinétique :
1) Présentation de la réaction :
Dans la suite, nous allons considérer la réaction d’oxydoréduction des ions péroxodisulfate
S2O82− sur les ions iodure I−. Nous sommes en présence des couples : I2/I− et S2O82−/SO42−
lente
L’équation-bilan s’écrit :
S2O82− + 2 I− 




→ SO42− + I2
Dans la suite, nous allons utiliser une solution A de péroxodisulfate de sodium (Na2S2O8) de
concentration CA = 0,1 mol.L−1, et une solution B d'iodure de potassium (KI) de concentration
CB = 0,1 mol.L−1
2) Influence de la concentration :
Pour montrer l’influence de la concentration en se servant de l’intensité de la coloration de la
solution de diiode, il faut que, à la fin de la réaction, les différentes solutions finales aient la
même concentration en diiode.
On prépare deux exemplaires du mélange pour lesquels I− constitue le réactif limitant.
- 1ère expérience : 3 volumes de A et 1 volume de B.
- 2ème expérience : 1 volume de A + 2 volumes d’eau et 1 volume de B
L'apparition du diiode colore progressivement le milieu réactionnel en marron.
La réaction avance d’autant plus rapidement que les réactifs sont plus concentrés.
Généralisation :
Pour une réaction ayant lieu en solution de volume constant, la vitesse de la réaction
augmente quand les concentrations molaires d'un ou des réactifs augmentent.
3) Influence de la température :
On prépare trois exemplaires du mélange de 1 volume
de A et 1 volume de B que l'on porte à des températures
différentes : dans la glace, à la température ambiante et
dans l'eau bouillante.
L'apparition du diiode est caractérisée par une coloration
marron (voir figure).
L'expérience montre nettement que le diiode se forme
d’autant plus rapidement que la température du
mélange est plus élevée.
Au bout d'un long temps, les trois mélanges ont des
colorations identiques : la réaction est devenue
complète dans les trois béchers (voir figure).
Généralisation :
Dans la grande majorité des réactions chimiques, la
vitesse de la réaction augmente avec la température.
Remarque : la température est un facteur cinétique
important, quand la température augmente
de 20 °C, la vitesse de la réaction est
multipliée par un facteur 2 à 4 !
Remarque : En abaissant brutalement et de façon
importante la température d’un milieu
réactionnel, on fige la réaction : on dit qu’on
effectue une trempe.
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Cinétique chimique
4) Présence d’un catalyseur :
a) Définition :
Un catalyseur est une espèce chimique qui augmente la vitesse d'une réaction sans
intervenir dans l'équation-bilan de cette réaction.
Remarque : le catalyseur n'est pas consommé dans la réaction : ce n'est pas un réactif
Une espèce qui ralentit une réaction est un inhibiteur.
b) Différents types de catalyses :
- Catalyse hétérogène :
Le catalyseur et les réactifs ne constituent pas une seule phase. La lampe sans flamme
(oxydation ménagée d'un alcool par le dioxygène de l'air en présence de cuivre)
constitue un exemple de catalyse hétérogène.
- Catalyse homogène :
Le catalyseur et les réactifs constituent une seule phase. La réaction d'oxydoréduction
des ions péroxodisulfate S2O82− avec les ions iodure I− peut être catalysée par les ions
fer II (Fe2+).
- Autocatalyse :
Le catalyseur est constitué par l'un des produits de la réaction. La réaction
d'oxydoréduction des ions permanganate MnO4− avec l'éthanol CH3CH2OH est catalysée
2+
par les ions manganèse (Mn ) :
lente
MnO4− + CH3CH2OH 




→ Mn2+ + CH3COOH
c) Possibilités et limites :
- orientation d'une réaction : le catalyseur peut "privilégier" une réaction quand il existe
des réactions concurrentes.
A 400 °C, l'éthanol donne deux réactions concurrentes :
Cu
CH3CH2OH 


→ CH3CHO + H2 : déshydrogénation en présence de cuivre,
Al2O3
CH3CH2OH 



→ C2H4 + H2O : déshydratation en présence d'alumine.
- ne modifie pas la limite : en présence d'une réaction limitée un catalyseur permet
d'atteindre plus rapidement la limite mais ne modifie pas cette limite : voir l’estérification.
- sans effet sur une réaction thermodynamiquement impossible : lorsqu'une réaction
chimique est thermodynamiquement impossible aucun catalyseur n'a d'effet sur elle.
IV) Evolution temporelle de l’avancement d’une réaction :
1) Modélisation d’une transformation chimique :
Considérons une réaction lente théorique sous la forme :
αA
+
βB
→ γ C
+
δD
i
i
nB
0
0
Etat initial :
nA
i
i
Etat intermédiaire : nA − α.x(t)
nB − β.x(t)
γ.x(t)
δ.x(t)
Etat final :
nAi − α.xmax
nBi − β.xmax
γ.xmax
δ.xmax
La réaction étant lente, l’avancement x est une fonction du temps : x = f(t)
On a vu qu’il était toujours possible de passer de l’avancement x à une autre grandeur en
appliquant les définitions :
x( t )
Pour un réactif :
nA(t) = nAi − α.x(t) et [A](t) = [A]i − α.
V
x( t )
Pour un produit :
nC(t) = γ.x(t) et [C](t) = γ.
V
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2) Courbes d’évolution des concentrations :
Quelle que soit l’espèce considérée, la
courbe représentant l’évolution de
l’avancement x(t), au cours du temps, a
souvent la même allure :
L’avancement x(t) est une fonction croissante
du temps.
x(t = 0) est nul à l’instant initial et tend vers
une valeur limite xmax lorsque t tend vers
l’infini.
Les courbes représentant l’évolution de la
quantité de matière nX(t) ou la concentration
[X](t)d’une espèce s’en déduisent aisément.
Pour un réactif la courbe est décroissante.
Considérons une réaction chimie théorique dont l’équation-bilan s'écrit :
α A + β B → γ C + δ D
A et B sont des réactifs en solution aqueuse, et B et C sont les produits de la réaction.
α, β, γ et δ sont les coefficients
stœchiométriques (nombres entiers les
plus petits possible).
Pour une réaction totale, si A est le réactif
limitant (B est en excès), les courbes
d'évolution des différentes concentrations
ont l'allure suivante :
- [A] = fA(t) est décroissante et fA(∞) = 0
- [B] = fB(t) est décroissante et fA(∞) ≠ 0
- [C] = fC(t) et [D] = fD(t) sont croissantes
3) Temps de demi-réaction :
Le temps de demi-réaction, noté t½, est
égal à la durée nécessaire, à partir de
l’instant correspondant à l’état initial du
système, pour que l’avancement x(t) de la
réaction soit parvenu à la moitié de sa
valeur finale xmax.
On considère le cas d’une réaction totale.
α A + β B → γ C + δ D
On a vu que nAf = nAi − α.xmax.
Supposons que A soit le réactif limitant :
nAf = nAi − α.xmax = 0 d’où xmax = nAi /α
Par définition, à l’instant t½, on a : x(t½) = xmax/2
i
i
On en déduit : nA(t½) = nAi − α.x(t½) = nAi − α. x max = nAi − α. x max = nAi − n A = n A
2
2
2
2
Le temps de demi-réaction représente donc la durée nécessaire pour qu’il disparaisse la
moitié de la quantité de matière du réactif limitant.
Sa valeur détermine le choix de la méthode expérimentale à utiliser :
- Le titrage nécessite un certain temps entre chaque mesure : réactions très lentes.
- Le pH-mètre, le conductimètre présentent un temps de réponse : réactions lentes.
- Le spectrophotomètre est utilisable pour des réactions relativement rapides.
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V) Vitesse volumique d’une réaction chimique (programme français) :
1) Vitesse de disparition et vitesse de formation :
Après avoir obtenu expérimentalement un ensemble de valeurs de la concentration [R] d’un
réactif R au cours du temps, on peut définir une vitesse de disparition de ce réactif.
d[R]
La vitesse de disparition d’un réactif R est : vdisparition = −
dt
C’est un nombre positif exprimé en mol.L−1.s−1.
De même, on peut définir la vitesse de formation d’un produit.
d [P ]
La vitesse de formation d’un produit P est : vformation =
dt
Les vitesses de formation d’un produit ou de disparition d’un réactif sont des grandeurs
déduites de l’expérience.
2) Définition de la vitesse volumique de réaction :
Pour décrire l’évolution temporelle d’un système chimique, on utilise une grandeur qui n’est
pas liée à une espèce chimique particulière de la transformation. On définit la vitesse
1 dx
volumique v d’une réaction :
v=
.
V dt
Où V est le volume du milieu réactionnel (supposé constant) ; dx/dt est la dérivée de la
fonction x = f(t). Si x est en mol, t en s et V en L, v s’exprime en mol.L−1.s−1.
La vitesse de réaction est une grandeur positive.
3) Expression en fonction des concentrations :
Considérons le cas d’une transformation totale.
α A + β B → γ C + δ D
i
n − nA (t )
Pour le réactif A :
x= A
et v = 1 . d [nAi − nA(t)]
α
α.V dt
Or, la quantité de matière initiale nAi ne dépend pas du temps, on a donc : v = −
Et comme [A] =
nA ( t )
, on a :
V
Pour le produit C :
Comme [C] =
nC ( t )
, on a :
V
1 . d[nA ( t )]
dt
α.V
d[ A ]
v=− 1.
= 1 .vdisparition de A
dt
α
α
nC ( t )
d[nC ( t )]
x=
et v = 1 .
γ
dt
γ.V
d[C]
v = 1.
= 1 .vformation de C
γ dt
γ
Si le coefficient stœchiométrique associé au produit X est 1, on a : v =
d[ X]
= vformation de X
dt
Soit l’équation-bilan :
α A + β B → γ C + δ D
Si on prend :
2.α A + 2.β B → 2.γ C + 2.δ D
Ce changement n’a pas d’influence sur la vitesse de formation de C, d[C]/dt, par exemple,
qui est une grandeur expérimentale. Par contre, pour la vitesse volumique de la réaction, on
d[C]
d[C]
aura : v’ = 1 .
au lieu de v = 1 .
.
γ dt
2.γ dt
La vitesse de réaction à un instant de date t aura donc une valeur différente.
La vitesse volumique d’avancement v dépend de la valeur des coefficients stœchiométriques
choisis. Conventionnellement, on prend des nombres entiers les plus petits possible.
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VI) Détermination graphique de la vitesse de réaction (programme français) :
1) Méthodes :
A un coefficient multiplicatif près, la vitesse
volumique de réaction est égale à la
dérivée du coefficient d'avancement x(t).
Graphiquement, la valeur de la vitesse
volumique de réaction, à un instant donné,
est donc égale à la pente de la tangente à
la courbe représentative de x(t) à cet
instant, divisée par le volume V du milieu
réactionnel.
On veut déterminer la vitesse volumique à
un instant particulier t1 :
- sur la courbe représentative de x = f(t), on trace la tangente au point d'abscisse t1,
- sur la tangente ainsi tracée, on prend deux points A et B (aussi éloignés que possible) dont
on détermine les abscisses tA et tB ainsi que les ordonnées xA et xB,
- la pente de la tangente à la courbe, à la date t1, est donnée par : xB − x A
tB − t A
pente
- par définition, on a :
v=
= 1 . xB − x A
V
V tB − t A
2) Evolution temporelle de la vitesse :
La vitesse volumique de réaction est
proportionnelle à la pente de la tangente
à la courbe x = f(t).
Lors d'une évolution "normale" :
- au début, la vitesse de réaction est la
plus grande v0 (c'est la plus grande
valeur de la pente de la tangente),
- la vitesse diminue au cours du temps (la
pente de la tangente diminue),
- au bout d'un long temps, la vitesse de
réaction tend vers zéro.
VII) Facteurs cinétiques :
1) Influence des facteurs cinétiques sur la courbe d’évolution :
a) Influence de la concentration d'un réactif :
Réalisons 2 expériences à
la même température et
sans catalyseur.
Dans la 2ème expérience la
concentration de l'un des
réactifs est supérieure à
celle du même réactif de
la première expérience :
[A]20 > [A]10 ou [B]20 > [B]10
Nous constatons que, dès le début, la
vitesse de réaction de l'expérience 2
est supérieure à celle de l'expérience 1.
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Cinétique chimique
Comme nous l'avion déjà vu, de façon qualitative, pour une réaction ayant lieu en solution
de volume constant, la vitesse de la réaction augmente quand les concentrations molaires
d'un ou des réactifs augmentent.
Remarque : D'une façon générale, pour une réaction donnée, c'est au début de la
réaction que les réactifs sont les plus concentrés, et l'expérience montre que
c'est au début de la réaction que la vitesse est la plus grande.
Remarque : A la fin de l'expérience (t = ∞), nous obtenons, en principe, plus de produits
(la concentration des produits est supérieure dans l'expérience 2 à celle
obtenue dans l'expérience 1) : [C]2∞ > [C]1∞ et [D]2∞ > [D]1∞
Attention, ceci n'est pas vrai si, le réactif pour lequel on augmente la
concentration dans la 2ème expérience, n'est pas le réactif limitant.
b) Influence de la température :
Deux expériences identiques
sont effectuées : [A]20 = [A]10
et [B]20 = [B]10
Dans la première expérience le
mélange réactionnel est porté à une
température θ1, et dans la deuxième,
à une température θ2 > θ1.
Nous constatons que dès le début, la
vitesse de réaction de l'expérience 2
est supérieure à celle de l'expérience 1.
Comme nous l'avions déjà, vu de façon
qualitative :
La vitesse de la réaction augmente avec la température.
Remarque : A la fin de l'expérience (t = ∞), nous obtenons la même quantité de produits
pour les deux températures (la concentration des produits est la même dans
les deux expériences) : [C]2∞ = [C]1∞ et [D]2∞ = [D]1∞.
L'augmentation de température permet d'atteindre plus rapidement la fin de
la réaction, mais ne modifie pas le résultat de cette réaction.
Remarque : la température est un facteur cinétique très important, quand la température
augmente de 20 °C, la vitesse de la réaction peut être multipliée par 2 à 4 !
Remarque : En abaissant brutalement et de façon importante la température d’un milieu
réactionnel, on fige la réaction : on dit qu’on effectue une trempe.
c) Présence d'un catalyseur :
2 expériences identiques sont
effectuées :
[A]20 = [A]10 et [B]20 = [B]10
Dans la 2ème expérience, un catalyseur
est ajouté au mélange réactionnel.
Nous obtenons des résultats très
semblables à ceux de l'influence de la
température.
Nous constatons que, dès le début, la
vitesse de réaction de l'expérience 2 est
supérieure à celle de l'expérience 1.
(la pente de la tangente initiale - en bleu - est supérieure).
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Comme nous l'avions déjà vu, de façon qualitative, la présence d'un catalyseur approprié
augmente la vitesse de réaction.
Remarque : A la fin de l'expérience (t = ∞), nous obtenons la même quantité de produits
pour les deux expériences (la concentration des produits est la même dans
les deux expériences) : [C]2∞ = [C]1∞ et [D]2∞ = [D]1∞.
Un catalyseur permet d'atteindre plus rapidement la fin de la réaction, mais
ne modifie pas le résultat de cette réaction.
2) Cas particulier de l'autocatalyse :
Le catalyseur est constitué par l'un des produits de la réaction. La réaction d'oxydoréduction
des ions permanganate MnO4− avec l'éthanol CH3CH2OH est catalysée par les ions
lente
manganèse (Mn2+) : MnO4− + CH3CH2OH → Mn2+ + CH3COOH
Nous étudions l'évolution de la
concentration, au cours du
temps, en ions manganèse
(Mn2+) ou en acide éthanoïque
(CH3CO2H).
Nous pouvons distinguer 2 phases :
- au début, la réaction commence
lentement puis accélère : des ions
Mn2+ se forment et augmentent la
vitesse de réaction jusqu'à une valeur
maximale vmax, à une date t1.
- à partir de cette date, l'effet de dilution
des réactifs l'emporte sur l'effet du catalyseur, et la réaction commence à ralentir jusqu'à
s'annuler en fin de réaction, comme pour une réaction "normale".
Remarque : le catalyseur constituant un produit de la réaction, il n'apparaît que
progressivement et son efficacité ne se fait pas sentir au début. La courbe
d'évolution a une allure caractéristique.
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Cinétique chimique
A RETENIR
I) Transformations lentes et transformations rapides :
1) Réactions rapides :
Une réaction chimique pourra être considérée comme rapide (quasi instantanée) si son
évolution dans le temps est inférieure à la durée de persistance rétinienne (≈ 1/10 s).
2) Réactions lentes :
L'évolution est perceptible et peut durer de quelques secondes à quelques jours.
Ces réactions sont des réactions lentes. Elles sont fréquentes en chimie organique.
3) Réactions qui n’évoluent pas :
Réaction est thermodynamiquement possible mais sa vitesse dévolution est nulle
Réaction est thermodynamiquement impossible.
III) Facteurs de la cinétique :
1) Influence de la concentration :
Pour une réaction ayant lieu en solution de volume constant, la vitesse de la réaction
augmente quand les concentrations molaires d'un ou des réactifs augmentent.
2) Influence de la température :
Dans la grande majorité des réactions chimiques, la vitesse de la réaction augmente avec la
température.
3) Présence d’un catalyseur :
Un catalyseur est une espèce chimique qui augmente la vitesse d'une réaction sans
intervenir dans l'équation-bilan de cette réaction.
- Catalyse hétérogène : Le catalyseur et les réactifs ne constituent pas une seule phase.
- Catalyse homogène : Le catalyseur et les réactifs constituent une seule phase.
- Autocatalyse : Le catalyseur est constitué par l'un des produits de la réaction.
- orientation d'une réaction : le catalyseur peut "privilégier" une réaction quand il existe
des réactions concurrentes.
- ne modifie pas la limite : en présence d'une réaction limitée un catalyseur permet
d'atteindre plus rapidement la limite mais ne modifie pas cette limite : voir l’estérification.
- sans effet sur une réaction thermodynamiquement impossible : lorsqu'une réaction
chimique est thermodynamiquement impossible aucun catalyseur n'a d'effet sur elle.
V) Evolution temporelle de l’avancement d’une réaction :
1) Courbes d’évolution des concentrations :
L’avancement x(t) est une fonction croissante du temps.
x(t = 0) est nul à l’instant initial et tend vers une valeur limite xmax lorsque t tend vers l’infini.
2) Temps de demi-réaction :
Le temps de demi-réaction, noté t½, est égal à la durée nécessaire, à partir de l’instant
correspondant à l’état initial du système, pour que l’avancement x(t) de la réaction soit
parvenu à la moitié de sa valeur finale xmax.
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POUR S'ENTRAÎNER
I) Facteurs de la cinétique chimique
On réalise l'oxydation des ions iodure I− (qui donnent du diiode I2) par les ions peroxodisulfate
S2O82− (qui se transforment en ions sulfate SO42−), en suivant la concentration molaire en iode
[I2] en fonction du temps, pour diverses conditions expérimentales.
On donne pour chaque expérience, les concentrations initiales dans le mélange de volume V
fixé et la température :
- 1 : [I−] = 2,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 1,00.10−2 mol.L−1; à 20 °C.
- 2 : [I−] = 2,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 2,00.10−2 mol.L−1; à 20 °C.
- 3 : [I−] = 2,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 1,00.10−2 mol.L−1; à 35 °C.
- 4 : [I−] = 4,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 2,00.10−2 mol.L−1; à 20 °C.
- 5 : [I−] = 4,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 4,00.10−2 mol.L−1; à 20 °C.
- 6 : [I−] = 4,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 2,00.10−2 mol.L−1; à 35 °C.
- 7 : [I−] = 2,00.10−2 mol.L−1; [S2O82−] = 1,00.10−2 mol.L−1; à 20 °C.; on a rajouté quelques
gouttes d'une solution de sulfate de
fer III dans le mélange réactionnel.
Les résultats obtenus sont rassemblés
sur le graphique ci-dessous.
a) Ecrire les deux demi-équations
électroniques correspondantes.
b) Ecrire l'équation-bilan de la réaction
chimique qui se produit.
c) Montrer comment les 7 expériences
ci-dessus permettent de mettre en
évidence les différents facteurs dont
dépend la vitesse de la réaction.
II) Cinétique chimique.
On étudie la cinétique de l'oxydation, en solution aqueuse, des ions oxalate C2O42− en CO2 par
les ions permanganate MnO4−. A cet effet, on réalise un mélange, à volumes égaux, de solution
aqueuse de KMnO4 à 0,2 mol.L−1 et de Na2C2O4 à 0,5 mol.L−1, que l'on acidifie par addition
d'acide sulfurique (H2SO4) et maintient à la température de 40 °C. Un procédé de mesure
optique, par absorption, permet de déterminer, de minute en minute, la concentration de MnO4−
restant dans le mélange. On obtient le tableau suivant :
T (min.)
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
[MnO4−] (mol.L−1) 0,100 0,096 0,089 0,070 0,030 0,011 0,005 0,002 0,001 0,000 0,000
a) Ecrire l'équation-bilan de la réaction d'oxydoréduction. Reste-t-il des ions C2O42− après 9
minutes de réaction ?
b) Tracer la courbe représentant l'évolution de [Mn2+] en fonction du temps en prenant 1 cm
pour 1 min. en abscisses et 1 cm pour 0,01 mol.L−1 en ordonnées.
c) Que peut-on dire de l'évolution de la vitesse de la réaction au cours du temps ? Comment
peut-on l'interpréter ?
Ecole Européenne de Francfort
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Cinétique chimique
III) Vieillissement d’une eau de Javel.
On se propose d’étudier la décomposition de l’eau de Javel.
L’eau de Javel se décompose lentement selon la réaction d’oxydoréduction suivante :
2 ClO− → 2 Cl− + O2 [1]
On utilise l’eau de Javel achetée en berlingot. Les indications du fabricant sont les suivantes :
- volume : 250 mL ;
- degré chlorométrique : 48 ° ;
- composition : solution aqueuse d’hypochlorite de sodium (Na+ + ClO−) et de chlorure de
sodium (Na+ + Cl−) ;
- date de fabrication : (3 ans avant aujourd’hui) ;
- à diluer dans les trois mois qui suivent la date de fabrication.
On dilue la solution commerciale afin d’obtenir une solution S1 cinq fois moins concentrée.
a) Etude de la cinétique de la réaction [1], catalysée par les ions cobalt Co2+.
Afin d’étudier la réaction sur une durée plus courte on utilise un catalyseur : les ions Co2+.
On utilise un volume V1 = 100 mL de solution S1.
Pour suivre l’évolution de la réaction, on mesure, à température et pression constantes, le
volume de dioxygène dégagé au cours du temps. On néglige la quantité de dioxygène
dissoute dans l’eau par rapport à la quantité de dioxygène produite.
Dans le tableau suivant, le volume de O2 dégagé VO2 est déterminé dans les conditions de
température et de pression telles que le volume molaire des gaz est : Vmol = 22,4 L.mol−1.
t (s)
VO2 (mL)
[ClO−] (mol.L−1)
0
0
?
30
76,9
0,196
t (s)
VO2 (mL)
[ClO−] (mol.L−1)
270
277
0,018
60
134
0,145
300
282
0,013
90
176
0,108
330
286
0,010
120
207
0,080
360
289
?
150
231
0,059
180
248
0,044
210
260
0,032
390
420
450
291
292
294
0,0054 0,0040 0,0029
240
270
0,024
∞
297
0
i. A partir de la mesure de VO2(∞), déterminer la concentration en ions hypochlorite [ClO−]0 à
t = 0 dans la solution S1.
ii. Etablir l’expression littérale de la concentration en ions hypochlorite [ClO−] dans la solution
S1 à chaque instant de date t en fonction de [ClO−]0, VO2(t), V1 et Vmol.
Calculer [ClO−] à t = 360 s.
iii. Représenter la courbe [ClO−] = f(t) sur papier millimétré.
Echelle : 1 cm → 2,0.10−2 mol.L−1 en ordonnées
1 cm → 30 s
en abscisses
iv. Donner la définition de la vitesse volumique instantanée de la réaction.
Calculer la vitesse volumique instantanée de la réaction à la date t = 240 s.
b) Vieillissement de l’eau de Javel.
Par définition, le degré chlorométrique français correspond au volume en litre de dichlore
gazeux (dans les conditions de température et de pression telles que Vmol = 22,4 L.mol−1)
utilisé lors de la préparation d’un litre d’eau de Javel.
La préparation s’effectue en dissolvant du dichlore (Cl2) dans une solution aqueuse
d’hydroxyde de sodium ou soude (Na+, OH−) suivant la réaction :
Cl2 + 2 Na+ +2 HO− → 2 Na+ + Cl− + ClO− + H2O [2]
i. Déterminer la concentration d’ions hypochlorite dans le berlingot à la date de fabrication.
ii. Déterminer la concentration d’ions hypochlorite dans le berlingot à la date d’expérience.
Conclure.
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Christian BOUVIER

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