Chapitre 6 – Cinétique chimique et catalyse
Chapitre 6 | Première STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
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Objectifs du chapitre :
- Distinguer une transformation rapide d'une transformation lente.
- Définir la vitesse de disparition d'un réactif et la vitesse d'apparition d'un produit.
- Relier la vitesse au nombre dérivé : pente de la tangente à la courbe concentration-temps.
- Estimer un temps de demi-réaction \(t_{1/2}\) à partir d'une courbe ou d'un tableau de valeurs.
- Exploiter des données pour mettre en évidence l'influence de la température et des concentrations sur la vitesse.
- Définir un catalyseur et l'identifier dans une transformation.
- Qualifier la nature d'une catalyse : homogène, hétérogène ou enzymatique.
Situation. Une pastille effervescente plongée dans l'eau se dissout en quelques secondes ; une plaque de fer laissée dehors met des mois à rouiller ; le lait tourne plus vite hors du réfrigérateur qu'à l'intérieur. Ces trois transformations chimiques n'ont pas la même durée. La cinétique chimique est la partie de la chimie qui étudie la vitesse des transformations : comment la mesurer, et comment agir dessus (température, concentration, catalyseur) pour l'accélérer ou la ralentir. C'est un enjeu central en industrie, en biologie et dans la conservation des aliments.
1. Transformations rapides et transformations lentes
Définition — transformation rapide, transformation lente
Une transformation chimique est dite :
- rapide si elle paraît terminée dès que les réactifs sont mis en contact (elle semble instantanée : précipitation, combustion vive, réaction acide-base) ;
- lente si son évolution s'étale sur une durée mesurable (secondes, minutes, heures, jours), pendant laquelle on peut suivre l'évolution des quantités de matière.
Suivre une transformation au cours du temps
Pour étudier une transformation lente, on mesure une grandeur qui évolue avec l'avancement : la concentration d'un réactif ou d'un produit (par titrage, absorbance, conductimétrie, pression du gaz formé…). On obtient une courbe d'évolution temporelle \([X]=f(t)\), point de départ de toute la cinétique.
Mini-exercice 1. Classer en « rapide » ou « lente » : (a) la formation d'un précipité blanc quand on verse une solution de nitrate d'argent dans de l'eau salée ; (b) la fermentation du raisin en vin ; (c) la rouille qui se forme sur une grille de fer.
(a) rapide (précipité immédiat) ; (b) lente (plusieurs jours à semaines) ; (c) lente (mois). Seules (b) et (c) permettent une étude cinétique.
2. Vitesse de disparition et vitesse d'apparition
Considérons une transformation modélisée par une réaction où un réactif \(\text{R}\) se transforme en un produit \(\text{P}\). Au fur et à mesure du temps, \([\text{R}]\) diminue et \([\text{P}]\) augmente.
Définition — vitesse de disparition d'un réactif
La vitesse de disparition d'un réactif \(\text{R}\) est la vitesse à laquelle sa concentration diminue au cours du temps. À une date \(t\), elle est donnée par la valeur absolue du nombre dérivé de la fonction \([\text{R}]=f(t)\) :
\(v_{\text{disp}}(\text{R})=\left|\dfrac{\mathrm{d}[\text{R}]}{\mathrm{d}t}\right|\)
Comme \([\text{R}]\) diminue, sa dérivée \(\dfrac{\mathrm{d}[\text{R}]}{\mathrm{d}t}\) est négative : on prend sa valeur absolue pour obtenir une vitesse positive. Unité usuelle : \(\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\) (ou par minute, par heure…).
Définition — vitesse d'apparition d'un produit
La vitesse d'apparition d'un produit \(\text{P}\) est la vitesse à laquelle sa concentration augmente. À une date \(t\) :
\(v_{\text{app}}(\text{P})=\dfrac{\mathrm{d}[\text{P}]}{\mathrm{d}t}\)
Comme \([\text{P}]\) augmente, sa dérivée est positive : la vitesse d'apparition est déjà positive, sans valeur absolue. Même unité que ci-dessus.
Lien avec le nombre dérivé (passerelle avec les maths)
La vitesse à une date \(t\) est le nombre dérivé de la fonction concentration en \(t\), c'est-à-dire le coefficient directeur (la pente) de la tangente à la courbe \([X]=f(t)\) en ce point. Une vitesse cinétique n'est donc pas un nombre unique : elle change à chaque instant, car la pente de la courbe change.
Signe et valeur absolue
Pour un réactif, la courbe descend : le nombre dérivé est négatif, on prend sa valeur absolue. Pour un produit, la courbe monte : le nombre dérivé est positif. Dans les deux cas, une vitesse est toujours positive.
3. Estimer une vitesse à partir d'une courbe
Méthode — mesurer une vitesse sur une courbe \([X]=f(t)\)
- Repérer sur l'axe des temps la date \(t\) où l'on veut la vitesse, et placer le point correspondant sur la courbe.
- Tracer la tangente à la courbe en ce point (droite qui « épouse » la courbe localement).
- Choisir deux points bien lisibles de la tangente et calculer sa pente : \(\text{pente}=\dfrac{\Delta [X]}{\Delta t}=\dfrac{[X]_2-[X]_1}{t_2-t_1}\).
- La vitesse cherchée est cette pente (en valeur absolue pour un réactif).
Exemple travaillé — vitesse d'apparition d'un produit. Un produit \(\text{P}\) apparaît au cours d'une réaction. À la date \(t=20\ \text{s}\), on trace la tangente à la courbe \([\text{P}]=f(t)\). Cette tangente passe par les points \((10\ \text{s}\,;\,0{,}12\ \text{mol·L}^{-1})\) et \((30\ \text{s}\,;\,0{,}28\ \text{mol·L}^{-1})\).
\(v_{\text{app}}(\text{P})=\dfrac{\mathrm{d}[\text{P}]}{\mathrm{d}t}=\dfrac{0{,}28-0{,}12}{30-10}=\dfrac{0{,}16}{20}=8{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\)
À \(t=20\ \text{s}\), le produit apparaît à la vitesse de \(8{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).
La vitesse diminue au cours du temps
Dans la plupart des réactions, la vitesse est maximale à l'instant initial (les réactifs sont les plus concentrés) puis diminue au fur et à mesure que les réactifs sont consommés. Sur la courbe, cela se voit : la tangente est très inclinée au début, puis la courbe s'aplatit — la pente, donc la vitesse, tend vers zéro quand la réaction s'achève.
Mini-exercice 2. La concentration d'un réactif \(\text{R}\) est suivie au cours du temps. À \(t=0\), la tangente à la courbe passe par \((0\ \text{s}\,;\,1{,}00\ \text{mol·L}^{-1})\) et \((50\ \text{s}\,;\,0{,}40\ \text{mol·L}^{-1})\). Calculer la vitesse de disparition de \(\text{R}\) à \(t=0\).
Pente de la tangente : \(\dfrac{0{,}40-1{,}00}{50-0}=\dfrac{-0{,}60}{50}=-1{,}2\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\). La concentration diminue (pente négative), donc \(v_{\text{disp}}(\text{R})=\left|-1{,}2\times10^{-2}\right|=1{,}2\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).
4. Temps de demi-réaction
Définition — temps de demi-réaction \(t_{1/2}\)
Le temps de demi-réaction \(t_{1/2}\) est la durée au bout de laquelle la moitié de la quantité de réactif initialement présente a été consommée (autrement dit, l'avancement a atteint la moitié de sa valeur finale).
Lecture de \(t_{1/2}\) sur une courbe de réactif
Si l'on suit la concentration d'un réactif \([\text{R}]\), le temps de demi-réaction est la date à laquelle :
\([\text{R}]=\dfrac{[\text{R}]_0}{2}\)
où \([\text{R}]_0\) est la concentration initiale. On repère \(\dfrac{[\text{R}]_0}{2}\) sur l'axe des concentrations, on rejoint la courbe horizontalement, puis on descend sur l'axe des temps : on lit \(t_{1/2}\).
Exemple travaillé — \(t_{1/2}\) à partir d'un tableau. On suit la concentration d'un réactif \(\text{R}\) (\([\text{R}]_0=0{,}80\ \text{mol·L}^{-1}\)) :
La moitié de la concentration initiale est \(\dfrac{[\text{R}]_0}{2}=\dfrac{0{,}80}{2}=0{,}40\ \text{mol·L}^{-1}\). Dans le tableau, \([\text{R}]=0{,}42\) à \(t=4\) min et \([\text{R}]=0{,}30\) à \(t=6\) min : la valeur \(0{,}40\) est atteinte juste après \(t=4\) min. On estime donc \(t_{1/2}\approx4{,}5\ \text{min}\).
| \(t\) (min) | 0 | 2 | 4 | 6 | 8 | 10 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| \([\text{R}]\) (mol·L⁻¹) | 0,80 | 0,58 | 0,42 | 0,30 | 0,20 | 0,15 |
\(t_{1/2}\) : bien prendre la moitié consommée
Le temps de demi-réaction correspond à la moitié du réactif consommée, donc à \([\text{R}]=\dfrac{[\text{R}]_0}{2}\) (concentration tombée de moitié). Ne pas le confondre avec la fin de la réaction : à \(t_{1/2}\), il reste encore la moitié du réactif à transformer.
Mini-exercice 3. Une réaction démarre avec \([\text{R}]_0=1{,}0\ \text{mol·L}^{-1}\). On lit sur la courbe que \([\text{R}]\) vaut \(0{,}50\ \text{mol·L}^{-1}\) à \(t=12\) s. Que vaut le temps de demi-réaction \(t_{1/2}\) ?
La moitié de \([\text{R}]_0\) vaut \(\dfrac{1{,}0}{2}=0{,}50\ \text{mol·L}^{-1}\), atteinte à \(t=12\) s. Donc \(t_{1/2}=12\ \text{s}\).
5. Les facteurs cinétiques
Définition — facteur cinétique
Un facteur cinétique est une grandeur qui, lorsqu'on la modifie, change la vitesse d'une transformation chimique. Les deux principaux facteurs au programme sont la température et la concentration des réactifs.
5.1. Influence de la température
Une élévation de température accélère la réaction
À de rares exceptions près, augmenter la température accélère une transformation chimique (la vitesse augmente), tandis que la refroidir la ralentit. Interprétation microscopique : à température plus élevée, les molécules se déplacent plus vite, elles se rencontrent plus souvent et plus violemment, donc les chocs efficaces qui déclenchent la réaction sont plus fréquents.
Exemple concret. On conserve le lait et les aliments au réfrigérateur pour ralentir les réactions de dégradation (température basse). À l'inverse, on chauffe pour accélérer une cuisson ou une réaction en laboratoire. La règle empirique : une élévation de \(10\ \text{°C}\) multiplie souvent la vitesse par un facteur de l'ordre de 2 à 3.
Mini-exercice 4. Pourquoi range-t-on le yaourt au réfrigérateur plutôt qu'à température ambiante ? Formuler la réponse en termes de facteur cinétique.
La température est un facteur cinétique. En abaissant la température, on ralentit les transformations chimiques et biochimiques qui dégradent le yaourt : il se conserve donc plus longtemps.
5.2. Influence de la concentration des réactifs
Des réactifs plus concentrés → réaction plus rapide
Plus la concentration des réactifs est grande, plus la vitesse de la transformation est élevée. Interprétation microscopique : plus il y a de molécules de réactif par unité de volume, plus les chocs entre réactifs sont nombreux, donc plus la réaction avance vite. C'est aussi pourquoi la vitesse diminue au cours du temps : à mesure que les réactifs se consomment, leur concentration baisse.
Exemple. Le calcaire (marbre) attaqué par de l'acide chlorhydrique concentré mousse et se dissout beaucoup plus vite que dans le même acide dilué : c'est l'effet de la concentration sur la vitesse.
Mini-exercice 5. On réalise deux fois la même réaction entre un métal et un acide, l'une avec un acide dilué, l'autre avec le même acide plus concentré. Dans quel cas le dégagement gazeux est-il le plus rapide ? Pourquoi ?
Avec l'acide le plus concentré. Plus la concentration du réactif est grande, plus les chocs entre réactifs sont nombreux, donc plus la vitesse de la réaction (et le dégagement gazeux) est grande.
6. Les catalyseurs et la catalyse
Définition — catalyseur
Un catalyseur est une espèce chimique qui accélère une transformation sans figurer dans le bilan de la réaction : il est consommé puis régénéré, si bien qu'il se retrouve intact en fin de réaction. On peut donc en utiliser une petite quantité. La catalyse est le phénomène d'accélération d'une réaction par un catalyseur.
Comment reconnaître un catalyseur
Un catalyseur :
- accélère la réaction (il augmente la vitesse) ;
- n'apparaît pas dans l'équation-bilan (il n'est ni réactif net, ni produit net) ;
- est non consommé globalement : sa quantité est la même au début et à la fin ;
- ne modifie pas l'état final (mêmes produits, mêmes quantités) : il agit seulement sur la durée.
Définition — les trois natures de catalyse
On qualifie la nature d'une catalyse selon l'état physique du catalyseur par rapport aux réactifs :
- Catalyse homogène : le catalyseur est dans la même phase que les réactifs (par exemple, tout est en solution aqueuse). Exemple : les ions fer \(\text{Fe}^{2+}\) qui catalysent en solution la réaction entre les ions peroxodisulfate et iodure.
- Catalyse hétérogène : le catalyseur est dans une phase différente de celle des réactifs, le plus souvent un solide au contact de réactifs liquides ou gazeux. Exemple : le platine solide des pots catalytiques qui transforme les gaz d'échappement.
- Catalyse enzymatique : le catalyseur est une enzyme, protéine du monde vivant, extraordinairement efficace et spécifique. Exemple : la catalase qui décompose le peroxyde d'hydrogène \(\text{H}_2\text{O}_2\) dans les cellules.
Exemple — la décomposition de l'eau oxygénée. Le peroxyde d'hydrogène (eau oxygénée) se décompose lentement selon \(2\,\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2\). Cette réaction est accélérée :
- par les ions \(\text{Fe}^{3+}\) en solution → catalyse homogène ;
- par de la poudre de dioxyde de manganèse \(\text{MnO}_2\) (solide) → catalyse hétérogène ;
- par la catalase présente dans le foie ou la pomme de terre → catalyse enzymatique (effervescence immédiate).
Mini-exercice 6. On ajoute une pincée de platine solide finement divisé à un mélange gazeux de réactifs, ce qui accélère nettement leur réaction. (a) Le platine est-il un catalyseur ? (b) De quelle nature est la catalyse ?
(a) Oui : il accélère la réaction sans être consommé (on le retrouve intact) et n'apparaît pas dans le bilan → c'est un catalyseur. (b) Le platine est solide et les réactifs sont gazeux : phases différentes → catalyse hétérogène.
Mini-exercice 7. Dans une cellule, l'enzyme catalase décompose l'eau oxygénée \(\text{H}_2\text{O}_2\) en eau et dioxygène, beaucoup plus vite que sans elle. (a) De quelle nature est cette catalyse ? (b) La catalase est-elle consommée par la réaction ?
(a) La catalase est une enzyme : catalyse enzymatique. (b) Non : comme tout catalyseur, elle est régénérée et se retrouve intacte à la fin ; elle n'est pas consommée.
Erreurs fréquentes
- ❌ Prendre une vitesse comme un nombre fixe → ✅ la vitesse change à chaque instant : c'est la pente de la tangente, qui varie le long de la courbe.
- ❌ Oublier la valeur absolue pour un réactif → ✅ \(v_{\text{disp}}=\left|\dfrac{\mathrm{d}[\text{R}]}{\mathrm{d}t}\right|\) ; une vitesse est toujours positive.
- ❌ Croire qu'à \(t_{1/2}\) la réaction est finie → ✅ à \(t_{1/2}\), il reste encore la moitié du réactif à consommer.
- ❌ Penser qu'un catalyseur modifie les produits ou leurs quantités → ✅ il ne change que la vitesse, pas l'état final.
- ❌ Croire que le catalyseur est consommé → ✅ il est régénéré, on le retrouve intact en fin de réaction.
- ❌ Confondre les natures de catalyse → ✅ homogène = même phase ; hétérogène = phases différentes (solide) ; enzymatique = enzyme.
À retenir
- Une transformation lente peut être suivie au cours du temps : on trace \([X]=f(t)\).
- Vitesse de disparition d'un réactif : \(v_{\text{disp}}(\text{R})=\left|\dfrac{\mathrm{d}[\text{R}]}{\mathrm{d}t}\right|\) ; vitesse d'apparition d'un produit : \(v_{\text{app}}(\text{P})=\dfrac{\mathrm{d}[\text{P}]}{\mathrm{d}t}\).
- La vitesse à une date \(t\) est le nombre dérivé = la pente de la tangente à la courbe. Elle est maximale au début, puis diminue.
- Le temps de demi-réaction \(t_{1/2}\) est la durée pour consommer la moitié du réactif : \([\text{R}]=\dfrac{[\text{R}]_0}{2}\). On le lit sur une courbe ou un tableau.
- Facteurs cinétiques : la température (chauffer accélère, refroidir ralentit) et la concentration des réactifs (plus concentré = plus rapide).
- Un catalyseur accélère la réaction, n'apparaît pas dans le bilan et n'est pas consommé (régénéré). Il ne change pas l'état final.
- Trois natures de catalyse : homogène (même phase), hétérogène (phases différentes, catalyseur solide), enzymatique (enzyme).