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Chapitre 4 – Cinétique chimique et catalyse

Thème 1 : Constitution et transformations de la matière | Physique-Chimie | Terminale générale (spécialité)

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

⏱ Durée de lecture estimée : ~19 min

Objectifs du chapitre :
Situation. Deux réactions peuvent conduire au même résultat, mais pas à la même vitesse. Une bûche mise au feu brûle en quelques minutes ; la même essence de bois laissée dehors se décompose lentement en plusieurs années. Sous le capot d'une voiture, le pot catalytique transforme des gaz toxiques (monoxyde de carbone, oxydes d'azote) en gaz moins nocifs — mais seulement parce qu'un métal accélère la réaction : sans lui, elle serait bien trop lente pour être utile. Dans notre corps, des milliers de réactions ne se produisent à la bonne vitesse que grâce à des enzymes. La cinétique chimique étudie précisément la durée d'une transformation et les moyens de la contrôler : la ralentir (conservation des aliments au froid) ou l'accélérer (catalyseur, chauffage).

1. Transformations lentes et transformations rapides

Définition Une transformation chimique est dite rapide lorsqu'elle paraît instantanée à notre échelle : l'état final est atteint en un temps trop court pour être perçu (une fraction de seconde). Elle est dite lente lorsque son évolution est perceptible et s'étale sur une durée mesurable (secondes, minutes, heures, voire jours).
Exemples.
Transformations rapidesTransformations lentes
Réaction acide–base (neutralisation)Formation de la rouille (oxydation du fer)
Précipitation \(Ag^{+}+Cl^{-}\rightarrow AgCl\)Oxydation des ions iodure par l'eau oxygénée
Explosion, combustion viveFermentation d'un jus de fruit en alcool
Attention — ne pas confondre « rapide » et « totale » La vitesse d'une transformation (rapide/lente) et son avancement final (totale/limitée) sont deux notions indépendantes. Une réaction peut être lente et totale (la rouille finit par consommer tout le fer, mais lentement) ou rapide et limitée. La cinétique parle du « combien de temps », pas du « jusqu'où ».
Mini-exercice 1. Classer les transformations suivantes en « rapide » ou « lente » : (a) l'explosion d'un mélange air–gaz ; (b) le vieillissement d'un vin en cave ; (c) la précipitation d'un dépôt blanc lorsqu'on verse des ions chlorure dans une solution de nitrate d'argent ; (d) le brunissement d'une pomme coupée laissée à l'air.

(a) rapide (quasi instantanée) — (b) lente (plusieurs années) — (c) rapide (précipité immédiat) — (d) lente (plusieurs minutes à heures, oxydation à l'air).

2. Les facteurs cinétiques

Définition Un facteur cinétique est une grandeur qui, lorsqu'on la modifie, change la vitesse d'une transformation chimique. Les deux facteurs cinétiques au programme sont :

2.1 Interprétation microscopique : la théorie des chocs

Propriété — condition pour réagir Pour que deux entités (molécules, ions) réagissent, elles doivent d'abord se rencontrer : c'est un choc. Mais tous les chocs ne provoquent pas de réaction. Un choc est efficace (il donne des produits) seulement si les entités se heurtent avec une énergie suffisante et selon une orientation favorable. Les autres chocs sont inefficaces : les entités rebondissent sans changer.
Choc INEFFICACE Choc EFFICACE énergie insuffisante ou mauvaise orientation énergie suffisante + bonne orientation Plus de chocs efficaces par seconde → réaction plus rapide.
Interprétation des facteurs cinétiques
Solution diluée Solution concentrée chocs rares → réaction lente chocs fréquents → réaction rapide Chaque point représente une entité réactive dans le même volume.
Exemple — la règle des +10 °C. Pour de nombreuses réactions, une élévation de température d'environ \(10\;°\text{C}\) suffit à doubler la vitesse. C'est pourquoi on conserve les aliments au réfrigérateur (\(4\;°\text{C}\)) : on ralentit les réactions de dégradation. À l'inverse, la cuisson (\(180\;°\text{C}\)) accélère les transformations qui donnent goût et couleur.
Mini-exercice 2. On veut ralentir la réaction responsable de la coloration brune d'une pomme coupée. Proposer deux actions possibles, en justifiant par un facteur cinétique.

1) Refroidir la pomme (au réfrigérateur) : baisser la température diminue la fréquence et l'énergie des chocs → réaction plus lente. 2) Diluer / limiter le contact avec l'air (jus de citron, film plastique) : diminuer la concentration en réactif (le dioxygène de l'air) espace les chocs → réaction plus lente.

3. Vitesse d'une réaction chimique

Définition — vitesses volumiques Au cours d'une transformation à volume \(V\) constant : Ces vitesses sont des grandeurs positives, exprimées en mol·L−1·s−1. Le signe « − » devant la vitesse de disparition compense la diminution de \([R]\) (dont la variation est négative), pour obtenir une vitesse positive.
Lecture graphique d'une vitesse La vitesse à un instant \(t\) est la valeur absolue du coefficient directeur de la tangente à la courbe \(c=f(t)\) en ce point.
Méthode — déterminer une vitesse sur une courbe
  1. Repérer l'instant \(t\) qui vous intéresse (souvent \(t=0\) pour la vitesse initiale).
  2. Tracer la tangente à la courbe \(c=f(t)\) en ce point.
  3. Choisir deux points bien lisibles de cette tangente et calculer sa pente \(\dfrac{\Delta c}{\Delta t}\).
  4. La vitesse est la valeur absolue de cette pente ; l'exprimer en mol·L−1·s−1.
t (s) c (mmol·L⁻¹) 100 50 0 0 50 100 [réactif] [produit] tangente à l'origine t½ ≈ 35 s
Exemple travaillé — lire la vitesse initiale. Sur le graphe ci-dessus, la tangente à l'origine à la courbe du réactif part du point \((0\;\text{s}\,;\,100\;\text{mmol·L}^{-1})\) et coupe l'axe des temps en \((50\;\text{s}\,;\,0)\). Sa pente vaut :
\(\dfrac{\Delta c}{\Delta t}=\dfrac{0-100}{50-0}=-2{,}0\;\text{mmol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\)
La vitesse initiale de disparition du réactif est donc :
\(v_{\text{disp}}(0)=\left|-2{,}0\right|=2{,}0\;\text{mmol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}=2{,}0\times10^{-3}\;\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\)
Mini-exercice 3. Un produit se forme au cours du temps. Sa tangente en \(t=0\) passe par \((0\;\text{s}\,;\,0\;\text{mol·L}^{-1})\) et \((20\;\text{s}\,;\,0{,}12\;\text{mol·L}^{-1})\). Calculer la vitesse initiale de formation de ce produit.

\(v_{\text{form}}(0)=\dfrac{d[P]}{dt}\approx\dfrac{0{,}12-0}{20-0}=6{,}0\times10^{-3}\;\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\). La pente est positive : la vitesse de formation vaut donc \(6{,}0\times10^{-3}\;\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\).

4. Évolution de la vitesse au cours du temps

Propriété — la vitesse diminue Au cours d'une transformation, les réactifs se raréfient : leur concentration diminue. Or la concentration est un facteur cinétique. Les chocs entre réactifs deviennent donc moins fréquents : la vitesse diminue au cours du temps. Elle est maximale au début (\(t=0\), réactifs les plus concentrés) et tend vers zéro lorsque la transformation s'achève.
Traduction graphique. Sur la courbe \(c=f(t)\), la tangente est très inclinée au départ (vitesse élevée) puis de plus en plus plate (vitesse faible) : la courbe du réactif descend fort au début, puis s'aplatit et rejoint un palier. À ce palier, la pente est nulle : la vitesse est nulle, la transformation est terminée.
t (s) [réactif] rapide (T élevée ou catalyseur) lente (T basse, sans catalyseur) même état final (même composition) même [réactif] au départ
Erreur fréquente — la vitesse n'est pas constante ❌ Croire que la transformation « avance à vitesse constante » jusqu'à la fin. ✅ La vitesse diminue continûment parce que les réactifs disparaissent : c'est pour cela que la courbe \(c=f(t)\) est courbée (et non une droite) et rejoint un palier.
Mini-exercice 4. Sur la courbe de disparition d'un réactif, on trace la tangente à \(t=0\) puis à \(t=40\;\text{s}\). Laquelle est la plus inclinée ? Que peut-on en déduire sur la vitesse ?

La tangente à \(t=0\) est la plus inclinée (la plus « raide »). La vitesse de disparition, égale à la valeur absolue de la pente, est donc plus grande à \(t=0\) qu'à \(t=40\;\text{s}\). La vitesse a diminué, car le réactif s'est raréfié.

5. Temps de demi-réaction

Définition Le temps de demi-réaction, noté \(t_{1/2}\), est la durée au bout de laquelle l'avancement \(x\) atteint la moitié de sa valeur finale \(x_f\) :
à \(t=t_{1/2}\), \(\quad x=\dfrac{x_f}{2}\)
Autrement dit, à \(t_{1/2}\), la moitié du réactif limitant a été consommée. Pour une transformation totale (\(x_f=x_{max}\)), c'est l'instant où la concentration du réactif limitant a diminué de moitié.
Méthode — déterminer \(t_{1/2}\) à partir d'une courbe ou d'un tableau
  1. Repérer la valeur finale : \(x_f\) (ou la concentration finale du réactif limitant).
  2. Calculer la moitié : \(\dfrac{x_f}{2}\) (ou la concentration correspondant à la moitié de la variation totale du réactif).
  3. Lire sur la courbe \(c=f(t)\) — ou dans le tableau de mesures — l'instant où cette valeur est atteinte : c'est \(t_{1/2}\).
Exemple travaillé — lire \(t_{1/2}\) dans un tableau. Un réactif limitant part de \([R]_0=100\;\text{mmol·L}^{-1}\) et disparaît totalement (\([R]_{\text{final}}=0\)). On mesure :
\(t\) (s)020355070100
\([R]\) (mmol·L⁻¹)1006750372514
La concentration finale est nulle ; la moitié de la variation correspond à \([R]=\dfrac{100}{2}=50\;\text{mmol·L}^{-1}\). Dans le tableau, cette valeur est atteinte à \(t=35\;\text{s}\). Donc :
\(t_{1/2}\approx 35\;\text{s}\)
On retrouve bien le repère \(t_{1/2}\) marqué sur le graphe de la partie 3.
Mini-exercice 5. Un produit se forme jusqu'à une concentration finale \([P]_f=0{,}80\;\text{mol·L}^{-1}\). On lit sur la courbe que \([P]=0{,}40\;\text{mol·L}^{-1}\) à \(t=90\;\text{s}\). Quel est le temps de demi-réaction ?

À \(t_{1/2}\), l'avancement vaut la moitié de sa valeur finale, donc le produit atteint la moitié de sa concentration finale : \(\dfrac{[P]_f}{2}=\dfrac{0{,}80}{2}=0{,}40\;\text{mol·L}^{-1}\). Cette valeur est atteinte à \(t=90\;\text{s}\), donc \(t_{1/2}=90\;\text{s}\).

À quoi sert \(t_{1/2}\) ? Le temps de demi-réaction est un indicateur commode de la durée d'une transformation : plus \(t_{1/2}\) est petit, plus la réaction est rapide. Il permet de comparer deux conditions expérimentales (deux températures, avec/sans catalyseur) : la condition qui donne le plus petit \(t_{1/2}\) est la plus rapide.

6. Modéliser numériquement l'évolution d'une concentration

Lire la vitesse sur une courbe expérimentale est utile, mais on peut aussi faire l'inverse : reconstruire la courbe \(c=f(t)\) point par point, à partir d'une hypothèse sur la vitesse. C'est ce qu'on appelle modéliser l'évolution temporelle d'une concentration. On confie le calcul, répétitif, à un tableur ou à un programme Python.

Idée de départ — passer de la vitesse à la concentration Sur une petite durée \(\Delta t\), la vitesse relie la variation de concentration au temps écoulé :
\(v(t)=-\dfrac{d[R]}{dt}\;\approx\;-\dfrac{\Delta[R]}{\Delta t}\quad\Longrightarrow\quad \Delta[R]\approx -\,v(t)\times\Delta t\)
On en déduit la concentration à l'instant suivant à partir de la concentration actuelle :
\([R]_{\text{suivant}}=[R]_{\text{actuel}}-v\times\Delta t\)
Plus le pas de temps \(\Delta t\) est petit, plus la courbe reconstruite est fidèle.
Un modèle simple pour la vitesse Pour calculer, il faut savoir combien vaut la vitesse à chaque instant. Comme la concentration est un facteur cinétique (partie 2), on adopte l'hypothèse de modèle la plus simple : la vitesse est proportionnelle à la concentration du réactif.
\(v=k\times[R]\)
\(k\) est un coefficient constant (en \(\text{s}^{-1}\)) qui caractérise la réaction. Cette hypothèse traduit bien le fait que la vitesse diminue quand le réactif se raréfie (partie 4).
Méthode pas-à-pas (méthode d'Euler)
  1. Choisir un pas de temps \(\Delta t\) petit (ex. \(\Delta t=5\;\text{s}\)) et les données du modèle (\([R]_0\), \(k\)).
  2. Partir de l'instant \(t=0\) et de la concentration initiale \([R]_0\).
  3. Calculer la vitesse actuelle : \(v=k\times[R]\).
  4. Calculer la concentration à l'instant suivant : \([R]_{\text{suivant}}=[R]-v\times\Delta t\).
  5. Avancer le temps : \(t\rightarrow t+\Delta t\), puis recommencer à l'étape 3.
  6. Reporter les couples \((t\,;[R])\) obtenus : on trace la courbe modélisée \(c=f(t)\).
Exemple travaillé. On modélise la disparition d'un réactif avec \([R]_0=100\;\text{mmol·L}^{-1}\), \(k=0{,}020\;\text{s}^{-1}\) et \(\Delta t=5\;\text{s}\).

Premier pas : \(v_0=k\times[R]_0=0{,}020\times100=2{,}0\;\text{mmol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\) (c'est bien la vitesse initiale trouvée en partie 3). Puis \([R]_1=100-2{,}0\times5=90\;\text{mmol·L}^{-1}\).

Deuxième pas : \(v_1=0{,}020\times90=1{,}8\), puis \([R]_2=90-1{,}8\times5=81\;\text{mmol·L}^{-1}\). Et ainsi de suite :

\(t\) (s)05101520
\(v=k[R]\) (mmol·L⁻¹·s⁻¹)2,001,801,621,461,31
\([R]\) (mmol·L⁻¹)10090,081,072,965,6
On observe deux choses conformes au cours : la concentration décroît, et la vitesse diminue à chaque pas (les décréments sont de plus en plus petits : −10 ; −9 ; −8,1 ; −7,3…).
t (s) [R] (mmol·L⁻¹) 100 50 0 0 5 10 15 20 −v·Δt = −10 Δt = 5 s chaque point : [R]−v·Δt pente = −v = −k·[R] (de moins en moins raide)
Avec un tableur. On place le pas et le coefficient dans deux cellules (ex. \(\Delta t\) en E1, \(k\) en E2), puis on remplit trois colonnes que l'on recopie vers le bas :
A — t (s)B — [R] (mmol·L⁻¹)C — v = k·[R]
ligne 10100=$E$2*B1
ligne 2=A1+$E$1=B1-C1*$E$1=$E$2*B2
Chaque nouvelle ligne applique la relation \([R]_{\text{suivant}}=[R]-v\times\Delta t\). Un graphique XY de la colonne B en fonction de la colonne A donne la courbe modélisée.
Avec Python. Le même calcul s'écrit avec une boucle, en stockant les valeurs pour les tracer ensuite : 
import matplotlib.pyplot as plt

k  = 0.020      # coefficient du modele (s^-1)
dt = 5          # pas de temps (s)
R  = 100        # concentration initiale (mmol/L)
t  = 0

temps, conc = [t], [R]
while R > 1:          # tant qu'il reste du reactif
    v = k * R         # modele : vitesse proportionnelle a [R]
    R = R - v * dt    # concentration a l'instant suivant
    t = t + dt
    temps.append(t)
    conc.append(R)

plt.plot(temps, conc, "o-")
plt.xlabel("t (s)")
plt.ylabel("[R] (mmol/L)")
plt.show()
On retrouve la même suite de valeurs que dans le tableau : \(100 \to 90 \to 81 \to 72{,}9\ldots\)
Attention — influence du pas de temps La méthode pas-à-pas est approchée : sur chaque intervalle, on suppose la vitesse constante alors qu'elle varie. Un pas \(\Delta t\) trop grand donne une courbe trop anguleuse et une décroissance surestimée. On choisit donc \(\Delta t\) petit (et on vérifie que diviser \(\Delta t\) par deux ne change presque plus le résultat).
Mini-exercice 6. On modélise une disparition avec \([R]_0=0{,}50\;\text{mol·L}^{-1}\), \(k=0{,}10\;\text{s}^{-1}\) et \(\Delta t=2\;\text{s}\). Calculer « à la main » les deux premiers pas : la concentration \([R]\) à \(t=2\;\text{s}\) puis à \(t=4\;\text{s}\).

Pas 1 : \(v_0=k[R]_0=0{,}10\times0{,}50=0{,}050\;\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}\), donc \([R](2\,\text{s})=0{,}50-0{,}050\times2=0{,}40\;\text{mol·L}^{-1}\).
Pas 2 : \(v_1=0{,}10\times0{,}40=0{,}040\), donc \([R](4\,\text{s})=0{,}40-0{,}040\times2=0{,}32\;\text{mol·L}^{-1}\). La concentration décroît, et le décrément (−0,10 puis −0,08) diminue : la vitesse baisse, comme attendu.

7. La catalyse

Définition — catalyseur Un catalyseur est une espèce chimique qui augmente la vitesse d'une transformation, tout en étant régénérée à la fin : elle est consommée puis reformée, si bien qu'on la retrouve intacte et qu'elle n'apparaît pas dans l'équation de bilan. Souvent, on l'indique au-dessus de la flèche de réaction.
Propriétés d'un catalyseur
Erreurs fréquentes sur la catalyse
Définition — les trois types de catalyse On classe la catalyse selon la phase du catalyseur par rapport aux réactifs :
Exemples des trois types de catalyse.
TypeCatalyseurExemple
Homogèneions \(Fe^{3+}\) en solutiondécomposition de l'eau oxygénée : \(2\,H_2O_2\rightarrow 2\,H_2O+O_2\)
Hétérogènemétaux solides (platine, rhodium)pot catalytique : \(2\,CO+O_2\rightarrow 2\,CO_2\)
Enzymatiqueenzyme catalasedécomposition de l'eau oxygénée dans les cellules et le sang
Catalyse hétérogène — réaction à la surface d'un solide catalyseur solide (ex. platine) 1. réactifs gazeux 2. fixation (adsorption) → 3. produit libéré Catalyseur solide et gaz : phases différentes → catalyse hétérogène.
Zoom — la catalyse enzymatique. Les enzymes sont des catalyseurs biologiques (des protéines). Elles sont extrêmement spécifiques : chaque enzyme n'accélère qu'une réaction précise, sur une molécule précise appelée substrat (modèle « clé–serrure »). Exemples : l'amylase de la salive découpe l'amidon en sucres ; la catalase décompose l'eau oxygénée en eau et dioxygène (c'est elle qui fait « mousser » l'eau oxygénée versée sur une plaie). Ces catalyseurs agissent dans les conditions douces du corps (37 °C, milieu peu acide).
Mini-exercice 7. Pour chaque situation, indiquer le type de catalyse (homogène, hétérogène ou enzymatique) : (a) des ions \(Fe^{3+}\) dissous accélèrent la décomposition d'une solution d'eau oxygénée ; (b) un pot catalytique en platine solide transforme les gaz d'échappement ; (c) la présure (une enzyme) fait cailler le lait pour fabriquer du fromage.

(a) homogène : catalyseur et réactif sont tous deux en solution (même phase). (b) hétérogène : catalyseur solide, réactifs gazeux (phases différentes), réaction à la surface. (c) enzymatique : le catalyseur est une enzyme (la présure).

8. Applications

Contrôler la vitesse dans la vie courante et les métiers.
À retenir