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Chapitre 4 – Cinétique chimique et catalyse

Exercices par capacités · Terminale générale

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026, 11:06

Capacités travaillées

C1 — Identifier et interpréter les facteurs cinétiques

Exercice 1

Classer les transformations suivantes en « rapide » ou « lente » (à l'échelle de la perception) :

  1. la précipitation du chlorure d'argent AgCl lors du mélange de deux solutions ;
  2. la formation de la rouille sur un portail en fer ;
  3. l'explosion d'un mélange air-butane ;
  4. l'oxydation d'une pomme coupée à l'air.
  • Précipitation de AgCl : rapide (instantanée à l'œil).
  • Formation de la rouille : lente (jours à années).
  • Explosion air-butane : rapide (quasi instantanée).
  • Oxydation de la pomme : lente (minutes à heures — évolution observable).
Exercice 2

Un morceau de zinc réagit avec de l'acide chlorhydrique en produisant du dihydrogène. Pour chacune des modifications suivantes, indiquer l'effet sur la durée de la transformation et nommer le facteur cinétique mis en jeu :

  1. on utilise un acide deux fois plus concentré ;
  2. on chauffe le mélange de 20 °C à 40 °C ;
  3. on remplace le morceau de zinc par la même masse de poudre de zinc.
  1. La transformation est plus rapide : facteur cinétique concentration des réactifs.
  2. La transformation est plus rapide : facteur cinétique température.
  3. La transformation est plus rapide : la surface de contact entre les réactifs augmente (paramètre influant pour un solide, en plus des deux facteurs cinétiques du programme).
Exercice 3

Interpréter à l'échelle microscopique (modèle des chocs efficaces) :

  1. pourquoi une augmentation de concentration accélère la réaction ;
  2. pourquoi une augmentation de température accélère la réaction ;
  3. pourquoi on conserve les aliments au réfrigérateur.
  1. Plus les réactifs sont concentrés, plus les entités sont nombreuses par unité de volume : les chocs entre entités réactives sont plus fréquents, donc les chocs efficaces aussi.
  2. À température plus élevée, l'agitation thermique augmente : les chocs sont plus fréquents et plus énergétiques, donc une plus grande proportion d'entre eux dépasse l'énergie nécessaire pour réagir (chocs efficaces).
  3. Au réfrigérateur (≈ 4 °C), la température plus basse ralentit les réactions chimiques et biochimiques de dégradation des aliments.

C2 — Déterminer une vitesse volumique à partir d'un suivi temporel

Exercice 4

On suit la disparition d'un réactif A au cours du temps :

t (s)0100200400600
[A] (mmol·L⁻¹)10,07,86,13,72,2
  1. Définir la vitesse volumique de disparition de A.
  2. Calculer la vitesse moyenne de disparition de A entre t = 0 et t = 200 s.
  3. Calculer de même la vitesse moyenne entre t = 400 s et t = 600 s. Conclure.
  1. \(v_{\text{disp}}(A) = -\dfrac{\mathrm{d}[A]}{\mathrm{d}t}\) : opposé de la dérivée temporelle de la concentration (positive car [A] décroît), en mol·L⁻¹·s⁻¹.
  2. \(v = -\dfrac{6{,}1 - 10{,}0}{200 - 0} = \dfrac{3{,}9}{200} = \mathbf{2{,}0 \times 10^{-2}\ \text{mmol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}}\) soit 2,0 × 10⁻⁵ mol·L⁻¹·s⁻¹.
  3. \(v = -\dfrac{2{,}2 - 3{,}7}{600 - 400} = \dfrac{1{,}5}{200} = \mathbf{7{,}5 \times 10^{-3}\ \text{mmol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}}\) soit 7,5 × 10⁻⁶ mol·L⁻¹·s⁻¹. La vitesse diminue au cours du temps, car la concentration du réactif (facteur cinétique) diminue.
Exercice 5

La courbe [A] = f(t) d'un suivi cinétique est donnée ci-dessous.

100 200 300 400 t (s) 2 4 6 8 [A] (mmol·L⁻¹)
Suivi temporel [A] = f(t)
  1. Comment détermine-t-on graphiquement la vitesse volumique de disparition à un instant t ?
  2. Comparer, sans calcul, la vitesse à t = 0 et à t = 300 s. Justifier.
  1. On trace la tangente à la courbe au point d'abscisse t : la vitesse de disparition est l'opposé du coefficient directeur de cette tangente.
  2. La tangente à t = 0 est beaucoup plus pentue que celle à t = 300 s (courbe presque horizontale) : la vitesse est maximale à t = 0 et bien plus faible à 300 s, car la concentration du réactif a diminué (facteur cinétique).
Exercice 6

Pour la réaction \(A \rightarrow 2B\), on mesure qu'à un instant t la vitesse volumique de disparition de A vaut \(v_{\text{disp}}(A) = 3{,}0 \times 10^{-5}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).

  1. Définir la vitesse volumique de formation de B.
  2. Que vaut-elle à cet instant ? Justifier à partir de la stœchiométrie.
  1. \(v_{\text{form}}(B) = +\dfrac{\mathrm{d}[B]}{\mathrm{d}t}\), en mol·L⁻¹·s⁻¹.
  2. D'après l'équation, chaque mole de A disparue forme 2 moles de B : \(v_{\text{form}}(B) = 2 \times v_{\text{disp}}(A) = \mathbf{6{,}0 \times 10^{-5}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}}\).

C3 — Définir et déterminer le temps de demi-réaction t½

Exercice 7

Donner la définition du temps de demi-réaction t½ pour une transformation totale dont le réactif limitant est A. À quoi sert cette grandeur en pratique ?

t½ est la durée au bout de laquelle l'avancement atteint la moitié de sa valeur finale — pour une transformation totale, la moitié du réactif limitant a été consommée : \([A](t_{1/2}) = \dfrac{[A]_0}{2}\).

Il caractérise la durée de la transformation : on estime qu'un état final est pratiquement atteint au bout de quelques t½ (l'ordre de grandeur guide le choix de la méthode de suivi et la durée d'une manipulation).

Exercice 8

Un suivi spectrophotométrique de la disparition d'un colorant donne :

t (min)0246812
[C] (µmol·L⁻¹)40282014105
  1. Déterminer t½ (la transformation est totale, C est limitant).
  2. Vérifier la cohérence avec la concentration à t = 8 min.
  1. [C]₀ = 40 µmol·L⁻¹, donc [C](t½) = 20 µmol·L⁻¹, valeur atteinte à t½ = 4 min.
  2. À t = 8 min = 2 t½, on attend [C]₀/4 = 10 µmol·L⁻¹ si chaque durée t½ divise la concentration par 2 : c'est bien la valeur mesurée (comportement caractéristique d'une cinétique d'ordre 1).
Exercice 9

À 25 °C, une réaction a un temps de demi-réaction de 30 min. On refait la même expérience à 45 °C, toutes choses égales par ailleurs.

  1. Le temps de demi-réaction sera-t-il plus grand ou plus petit ? Justifier.
  2. Parmi les valeurs suivantes, laquelle est plausible pour t½ à 45 °C : 8 min ; 30 min ; 75 min ?
  1. La température est un facteur cinétique : à 45 °C la transformation est plus rapide, donc t½ est plus petit.
  2. Seule la valeur 8 min est plausible (30 min = aucune influence ; 75 min = ralentissement, contraires à l'effet de la température).

C4 — Caractériser un catalyseur et les types de catalyse

Exercice 10

L'eau oxygénée H₂O₂ se dismute lentement : 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂. L'ajout de quelques gouttes de solution de chlorure de fer(III) (ions Fe³⁺) provoque un dégagement gazeux immédiat ; en fin de réaction, les ions Fe³⁺ sont intégralement retrouvés.

  1. Quel rôle jouent les ions Fe³⁺ ? Donner les deux caractéristiques essentielles qui le prouvent.
  2. Un catalyseur modifie-t-il l'état final du système ?
  1. Les ions Fe³⁺ sont un catalyseur : ils accélèrent la transformation (dégagement de O₂ immédiat) et ne sont pas consommés (on les retrouve intégralement en fin de réaction). Ils n'apparaissent pas dans l'équation de la réaction.
  2. Non : le catalyseur ne modifie que la vitesse (il change le chemin réactionnel), pas l'état final (mêmes quantités finales de produits).
Exercice 11

Classer chaque situation en catalyse homogène, hétérogène ou enzymatique :

  1. la dismutation de H₂O₂(aq) catalysée par les ions Fe³⁺(aq) ;
  2. la transformation des gaz d'échappement sur les surfaces de platine du pot catalytique ;
  3. la digestion de l'amidon par l'amylase de la salive ;
  4. la dismutation de H₂O₂(aq) au contact du platine solide.
  1. Homogène : catalyseur et réactifs dans la même phase (aqueuse).
  2. Hétérogène : catalyseur solide, réactifs gazeux (la réaction a lieu à la surface).
  3. Enzymatique : le catalyseur est une enzyme (protéine), très spécifique de son substrat.
  4. Hétérogène : platine solide, réactif en solution aqueuse.
Exercice 12

On compare deux suivis de la même transformation, réalisée avec et sans catalyseur, à partir du même état initial :

t (min)051560État final
[A] sans catalyseur (mmol·L⁻¹)20181580
[A] avec catalyseur (mmol·L⁻¹)2010300
  1. Estimer t½ dans chaque cas.
  2. Ces résultats sont-ils cohérents avec la définition d'un catalyseur ? Justifier sur les deux plans (vitesse, état final).
  1. [A]₀/2 = 10 mmol·L⁻¹. Avec catalyseur : t½ = 5 min (valeur atteinte exactement). Sans catalyseur : 10 mmol·L⁻¹ est atteint entre 15 et 60 min, soit t½ de l'ordre de 40 à 50 min.
  2. Oui : le catalyseur accélère nettement la transformation (t½ divisé par ≈ 10) mais l'état final est identique ([A]f = 0 dans les deux cas) : il ne modifie pas le bilan de la réaction.