Cinétique chimique et catalyse | Physique-Chimie | Terminale spécialité
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
1. Cite deux facteurs cinétiques qui permettent d'accélérer une transformation. 2. Explique, à l'échelle microscopique, pourquoi une augmentation de température accélère la réaction.
1. Une augmentation de la concentration des réactifs et une augmentation de la température accélèrent la transformation. (La lumière ou un catalyseur peuvent aussi jouer un rôle.)
2. Une réaction se produit lors de chocs efficaces entre entités. Quand la température augmente, les entités se déplacent plus vite : les chocs sont plus fréquents et plus énergétiques, donc plus souvent efficaces. La vitesse augmente.
Lors d'une réaction, la concentration d'un réactif A passe de \(0{,}80\) mol·L\(^{-1}\) à \(0{,}50\) mol·L\(^{-1}\) entre les instants \(t_1 = 0\) s et \(t_2 = 60\) s.
Calcule la vitesse volumique moyenne de disparition de A sur cet intervalle.
\(v = -\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t}=-\dfrac{0{,}50-0{,}80}{60-0}=\dfrac{0{,}30}{60}=5{,}0\times 10^{-3}\) mol·L\(^{-1}\)·s\(^{-1}\).
Le signe « − » assure une vitesse positive (A disparaît).
On suit la concentration d'un réactif au cours du temps : la courbe \([A]=f(t)\) décroît de plus en plus lentement.
1. Comment évolue la pente de la tangente au cours du temps ? 2. Que peut-on en déduire pour la vitesse ? 3. Interprète ce résultat.
1. La pente de la tangente (négative) devient de moins en moins raide (elle tend vers 0).
2. La vitesse, égale à la valeur absolue de cette pente, diminue au cours du temps.
3. Au fur et à mesure, la concentration des réactifs diminue : les chocs efficaces sont moins fréquents, donc la réaction ralentit (facteur cinétique « concentration »).
Une transformation consomme totalement un réactif de concentration initiale \([A]_0 = 0{,}20\) mol·L\(^{-1}\). Le suivi donne :
| \(t\) (min) | 0 | 5 | 10 | 20 | 30 | 40 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| \([A]\) (mol·L\(^{-1}\)) | 0,20 | 0,14 | 0,10 | 0,05 | 0,025 | 0,013 |
1. Définis le temps de demi-réaction \(t_{1/2}\). 2. Détermine-le graphiquement à partir du tableau.
1. \(t_{1/2}\) est la durée au bout de laquelle la moitié du réactif a été consommée, c'est-à-dire l'instant où \([A]=\dfrac{[A]_0}{2}\).
2. \(\dfrac{[A]_0}{2}=0{,}10\) mol·L\(^{-1}\), atteinte à \(t=10\) min. Donc \(t_{1/2}=10\) min. (On vérifie : de 0,10 à 0,05, il faut encore ≈ 10 min → l'écart entre deux demi-vies est constant.)
L'eau oxygénée \(\text{H}_2\text{O}_2\) se décompose lentement. En présence d'ions \(\text{Fe}^{3+}\), la décomposition est beaucoup plus rapide, et en fin de réaction on retrouve les ions \(\text{Fe}^{3+}\).
1. Comment appelle-t-on l'espèce \(\text{Fe}^{3+}\) ici ? 2. Un catalyseur modifie-t-il l'état final (les produits, leurs quantités) ? 3. Nomme les trois types de catalyse.
1. C'est un catalyseur : il accélère la transformation sans être consommé (il est régénéré).
2. Non : un catalyseur ne modifie pas l'état final (mêmes produits, mêmes quantités) ; il ne change que la vitesse (la durée pour l'atteindre).
3. Catalyse homogène (catalyseur et réactifs dans la même phase), hétérogène (phases différentes) et enzymatique (catalyseur = enzyme, biologique).
On suit par spectrophotométrie la disparition d'un réactif coloré B. On obtient \([B]_0 = 4{,}0\times 10^{-3}\) mol·L\(^{-1}\), et \([B]\) vaut \(2{,}0\times 10^{-3}\) mol·L\(^{-1}\) à \(t = 8{,}0\) min.
1. Détermine \(t_{1/2}\). 2. Estime \([B]\) à \(t = 16\) min (en supposant le \(t_{1/2}\) constant). 3. On refait l'expérience à température plus élevée : comment évolue \(t_{1/2}\) ?
1. \([B]\) est passée de \([B]_0\) à \([B]_0/2\) en 8,0 min, donc \(t_{1/2}=8{,}0\) min.
2. À \(t=16\) min \(= 2\,t_{1/2}\) : la concentration a encore été divisée par deux, \([B]=\dfrac{2{,}0\times 10^{-3}}{2}=1{,}0\times 10^{-3}\) mol·L\(^{-1}\).
3. À température plus élevée, la réaction est plus rapide : \(t_{1/2}\) diminue.