L'essentiel
- Une transformation rapide semble achevée dès le mélange ; une transformation lente se suit sur des secondes, des heures ou des jours.
- On suit une transformation lente par absorbance, conductivité, pression ou volume de gaz, ou par titrage après une trempe.
- Une réaction a lieu lors de chocs efficaces entre entités : tout ce qui multiplie ces chocs l'accélère.
- La température, la concentration des réactifs, la surface de contact et un catalyseur sont des facteurs cinétiques.
- La vitesse volumique de disparition d'un réactif vaut − d[R]/dt, celle d'apparition d'un produit d[P]/dt, en mol·L⁻¹·s⁻¹.
- À un instant donné, la vitesse est la pente de la tangente à la courbe de concentration.
- Pour a A + b B → c C + d D, les vitesses divisées par leur coefficient stœchiométrique sont égales.
- La vitesse diminue en général au cours du temps, car les réactifs s'épuisent.
- Le temps de demi-réaction t½ est la durée pour que l'avancement atteigne la moitié de sa valeur finale.
- Une loi d'ordre 1 s'écrit v = k[A] ; elle donne [A](t) = [A]₀ exp(−kt) et ln[A] linéaire en t.
- Pour l'ordre 1, t½ = ln 2 / k ne dépend pas de la concentration initiale.
- Un catalyseur accélère la réaction sans changer l'état final : il est consommé puis régénéré.
- La catalyse est homogène (même phase), hétérogène (phase différente) ou enzymatique (enzyme).
- Un mécanisme est une suite d'actes élémentaires dont la somme redonne le bilan.
- Un intermédiaire réactionnel est formé puis consommé ; il n'apparaît pas dans le bilan.
- Une flèche courbe va d'un site donneur de doublet vers un site accepteur et décrit la formation ou la rupture d'une liaison.
Formules et définitions à connaître
| Grandeur | Formule | Unité | Condition |
|---|---|---|---|
| Vitesse de disparition | v_disp(R) = − d[R]/dt | mol·L⁻¹·s⁻¹ | volume constant |
| Vitesse d'apparition | v_app(P) = d[P]/dt | mol·L⁻¹·s⁻¹ | volume constant |
| Lien stœchiométrique | (1/a) v_disp(A) = (1/c) v_app(C) | mol·L⁻¹·s⁻¹ | a A + … → c C + … |
| Loi d'ordre 1 | v_disp(A) = k[A] | k en s⁻¹ | ordre 1 vérifié expérimentalement |
| Concentration au cours du temps | [A](t) = [A]₀ exp(−kt) | mol·L⁻¹ | ordre 1 |
| Temps de demi-réaction | t½ = ln 2 / k | s | ordre 1 |
| Loi de Beer-Lambert | A = ε × ℓ × c | sans unité | solution diluée, une seule espèce absorbante |
Pièges à éviter
- Calculer la pente entre deux points de la courbe au lieu de deux points de la tangente.
- Oublier le signe moins de la vitesse de disparition.
- Lire t½ à la moitié de la dernière valeur mesurée au lieu de la moitié de la valeur finale.
- Utiliser t½ = ln 2 / k pour une réaction qui n'est pas d'ordre 1.
- Croire qu'un catalyseur augmente la quantité de produit obtenue.
- Confondre intermédiaire (formé puis consommé) et catalyseur (consommé puis régénéré).
Je me teste
1. Cite deux transformations rapides. → Une réaction acide-base et la précipitation du chlorure d'argent.
2. Pourquoi la trempe fige-t-elle un prélèvement ? → La baisse de température rend la réaction très lente.
3. Comment lire une vitesse à un instant t ? → Pente de la tangente à la courbe en t.
4. Pour 2 N₂O₅ → 4 NO₂ + O₂, rapport v_app(NO₂)/v_disp(N₂O₅) ? → 2.
5. Définition de t½ ? → Durée pour atteindre la moitié de l'avancement final.
6. Quel graphe est une droite pour l'ordre 1 ? → ln[A] en fonction de t, de pente − k.
7. t½ si k = 0,10 min⁻¹ ? → 6,9 min.
8. Fraction restante après 4 t½ ? → 1/16.
9. Le catalyseur modifie-t-il l'état final ? → Non, il fait seulement gagner du temps.
10. Dans H₂O₂ + I⁻ → H₂O + IO⁻ puis H₂O₂ + IO⁻ → H₂O + O₂ + I⁻, qui est l'intermédiaire ? → IO⁻ (I⁻ est le catalyseur).