Qu'est-ce que la vitesse d'une réaction chimique ?

La vitesse d'une réaction chimique mesure l'évolution de la quantité de matière d'un réactif ou d'un produit par unité de temps et de volume, exprimée en mol·L⁻¹·s⁻¹.

Comment déterminer le temps de demi-réaction ?

Le temps de demi-réaction t½ est la durée nécessaire pour que l'avancement de la réaction atteigne la moitié de sa valeur finale. On le lit graphiquement sur la courbe d'évolution de la concentration.

Quels sont les facteurs cinétiques ?

Les principaux facteurs cinétiques sont la température, la concentration des réactifs, la surface de contact (état des réactifs) et la présence d'un catalyseur.

Quelle est la différence entre catalyse homogène et catalyse hétérogène ?

En catalyse homogène, le catalyseur est dans la même phase que les réactifs. En catalyse hétérogène, il est dans une phase différente (ex. catalyseur solide avec réactifs en phase gazeuse ou liquide).

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Cinétique chimique

Vitesse de réaction, facteurs cinétiques et catalyse — programme de Terminale Spécialité

À propos de cette page

Ce cours de spécialité physique-chimie en terminale sur « Cinétique chimique » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de terminale. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Définition de la vitesse volumique de réaction, Temps de demi-réaction t½, Influence des facteurs cinétiques sur la vitesse, Catalyse : principes et types. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de terminale à réussir en spécialité physique-chimie.

Définition de la vitesse volumique de réaction

La cinétique chimique étudie la vitesse à laquelle une transformation chimique a lieu et les facteurs qui l'influencent. Contrairement à la thermodynamique (qui dit si une réaction est spontanée), la cinétique dit à quelle vitesse elle se produit.

Définition. Pour une réaction $aA + bB \to pP + qQ$, la vitesse volumique de réaction (ou vitesse de réaction) est définie par :
$$v = \frac{1}{a}\left(-\frac{d[A]}{dt}\right) = \frac{1}{b}\left(-\frac{d[B]}{dt}\right) = \frac{1}{p}\frac{d[P]}{dt} = \frac{1}{q}\frac{d[Q]}{dt}$$
Unité : mol·L⁻¹·s⁻¹ (ou mol·L⁻¹·min⁻¹ selon l'échelle de temps).

Le signe négatif pour les réactifs traduit leur disparition (leur concentration diminue), tandis que les produits apparaissent.

Méthode. Graphiquement, la vitesse à l'instant $t$ est la valeur absolue de la pente de la tangente à la courbe $[A](t)$ en ce point, divisée par le coefficient stœchiométrique $a$.

Exemple. Pour $2\,H_2O_2 \to 2\,H_2O + O_2$ :
$v = -\frac{1}{2}\frac{d[H_2O_2]}{dt} = \frac{1}{2}\frac{d[H_2O]}{dt} = \frac{d[O_2]}{dt}$

Évolution de la concentration en H₂O₂ lors de sa décomposition : la courbe décroissante montre la diminution de la concentration en réactif au fil du temps.

Attention ! La vitesse $v$ est toujours positive. Le signe négatif dans la définition compense la décroissance de $[A]$. Elle diminue au cours du temps pour une réaction qui se ralentit (c'est le cas le plus fréquent).

En pratique, on peut estimer la vitesse de manière approchée : $$v \approx \frac{\Delta[A]}{a \cdot \Delta t}$$ sur un court intervalle de temps $\Delta t$.

Temps de demi-réaction t½

Définition. Le temps de demi-réaction $t_{1/2}$ est la durée au bout de laquelle l'avancement $x$ de la réaction a atteint la moitié de sa valeur finale $x_f$ :
$$x(t_{1/2}) = \frac{x_f}{2}$$

En termes de concentration du réactif limitant $A$ (concentration initiale $[A]_0$, concentration finale $[A]_f$) :

$$[A](t_{1/2}) = [A]_f + \frac{[A]_0 - [A]_f}{2} = \frac{[A]_0 + [A]_f}{2}$$

Pour une réaction totale ($[A]_f = 0$) : $[A](t_{1/2}) = \frac{[A]_0}{2}$

Méthode graphique.
1. Repérer $[A]_0$ (concentration initiale) et $[A]_f$ (valeur finale sur le plateau).
2. Calculer $[A](t_{1/2}) = \frac{[A]_0 + [A]_f}{2}$.
3. Tracer une horizontale à cette valeur sur la courbe.
4. Lire en abscisse l'instant correspondant : c'est $t_{1/2}$.

Exemple. Si $[A]_0 = 0{,}80$ mol/L et $[A]_f = 0$ (réaction totale), alors $[A](t_{1/2}) = 0{,}40$ mol/L. On lit graphiquement le temps auquel la courbe atteint 0,40 mol/L.

Le temps de demi-réaction est un indicateur de la rapidité d'une transformation :

Transformation	$t_{1/2}$ typique
Neutralisation acide-base	$\sim$ nanosecondes
Décomposition de H₂O₂ (sans catalyseur)	heures à jours
Désintégration radioactive (Ra-226)	1 600 ans

Influence des facteurs cinétiques sur la vitesse

La vitesse d'une réaction chimique dépend de plusieurs paramètres appelés facteurs cinétiques.

Facteurs cinétiques. Les principaux facteurs qui influencent la vitesse d'une réaction sont :
• La température
• La concentration des réactifs
• L'état de division (surface de contact) pour les réactifs solides
• La présence d'un catalyseur

Température

L'augmentation de la température accélère toujours une réaction chimique. Selon la théorie des chocs :

Les molécules se déplacent plus vite à haute température.
La fréquence des chocs augmente.
La proportion de chocs efficaces (énergie suffisante pour franchir la barrière d'activation $E_a$) augmente.

Attention ! Une augmentation de 10 °C environ double souvent la vitesse de réaction (approximation). Ce n'est qu'une règle empirique approximative, la réalité dépend de chaque réaction.

Concentration des réactifs

Plus la concentration des réactifs est élevée, plus les molécules sont nombreuses dans le volume, plus les chocs sont fréquents et plus la réaction est rapide.

Surface de contact

Pour les réactifs solides, plus la surface de contact est grande (poudre fine vs gros morceaux), plus la réaction est rapide. C'est pourquoi les poussières de farines sont inflammables alors qu'une motte de pain ne l'est pas.

Comparaison de l'avancement normalisé d'une réaction à deux températures : à 40 °C, la réaction atteint son état final bien plus rapidement qu'à 20 °C.

Théorie des chocs efficaces. Un choc est dit efficace si :
1. Il se produit avec une énergie suffisante (≥ $E_a$, énergie d'activation).
2. L'orientation des molécules est favorable.
L'énergie d'activation $E_a$ est la barrière énergétique à franchir pour que la réaction ait lieu.

Catalyse : principes et types

Définition. Un catalyseur est une espèce chimique qui accélère une réaction chimique sans être consommée (on le retrouve intact en fin de réaction). Il abaisse l'énergie d'activation $E_a$ en proposant un chemin réactionnel alternatif de moindre barrière énergétique.

Un catalyseur ne modifie ni l'état initial, ni l'état final, ni le bilan global de la réaction. Il n'agit que sur la cinétique.

Catalyse homogène

Le catalyseur est dans la même phase que les réactifs.

Exemple. Décomposition de l'eau oxygénée en solution aqueuse, catalysée par les ions $Fe^{3+}$ en solution :
$2\,H_2O_2 \xrightarrow{Fe^{3+}} 2\,H_2O + O_2$

Catalyse hétérogène

Le catalyseur est dans une phase différente de celle des réactifs. La réaction se produit à l'interface des deux phases. La surface du catalyseur joue un rôle crucial.

Exemple. Pot catalytique des voitures : catalyseur solide (platine/palladium) en contact avec les gaz d'échappement.
$2\,CO + 2\,NO \xrightarrow{Pt} 2\,CO_2 + N_2$

Catalyse enzymatique

Les enzymes sont des catalyseurs biologiques (protéines). Elles sont très spécifiques (un enzyme agit sur un substrat particulier) et très efficaces.

Exemple. La catalase décompose $H_2O_2$ en $H_2O$ et $O_2$. La succinate déshydrogénase intervient dans le cycle de Krebs.

Type de catalyse	Phase du catalyseur	Exemple
Homogène	Même phase que les réactifs	$Fe^{3+}$ en solution
Hétérogène	Phase différente	Platine solide (pot catalytique)
Enzymatique	Solution aqueuse (même phase)	Catalase, amylase

Attention ! Le catalyseur n'est pas consommé mais peut être empoisonné (désactivé par des impuretés). Ex : le soufre empoisonne les catalyseurs métalliques dans l'industrie.

Mécanismes réactionnels et intermédiaires

Beaucoup de réactions ne se font pas en une seule étape mais via plusieurs actes élémentaires successifs. L'ensemble de ces actes constitue le mécanisme réactionnel.

Acte élémentaire. Un acte élémentaire est une étape du mécanisme réactionnel qui se produit en une seule étape, au niveau moléculaire (une ou deux molécules). Il est décrit par l'équation de l'acte élémentaire et sa molécularité (nombre de molécules impliquées).

Intermédiaire réactionnel. Un intermédiaire réactionnel est une espèce qui apparaît au cours du mécanisme (produit d'un acte élémentaire) mais disparaît dans un acte suivant. Il n'apparaît pas dans le bilan global de la réaction.

Exemple. La dismutation de H₂O₂ catalysée par $Fe^{3+}$ :
Acte 1 : $2\,Fe^{3+} + H_2O_2 \to 2\,Fe^{2+} + O_2 + 2\,H^+$
Acte 2 : $2\,Fe^{2+} + H_2O_2 + 2\,H^+ \to 2\,Fe^{3+} + 2\,H_2O$
Bilan : $2\,H_2O_2 \to 2\,H_2O + O_2$ (les ions $Fe^{3+}$ se retrouvent inchangés)

Les actes élémentaires peuvent être :

Unimoléculaires (une molécule) : isomérisation, décomposition.
Bimoléculaires (deux molécules) : collision entre deux espèces.

Étape limitante. Dans un mécanisme à plusieurs étapes, l'étape la plus lente détermine la vitesse globale de la réaction. On l'appelle étape cinétiquement déterminante.

Suivi cinétique expérimental

Pour étudier la cinétique d'une réaction, on doit suivre l'évolution de la concentration d'un réactif ou d'un produit en fonction du temps. Il existe plusieurs méthodes expérimentales :

Méthode	Principe	Exemple d'application
Spectrophotométrie	Mesure de l'absorbance (proportionnelle à la concentration via loi de Beer-Lambert)	Suivi de la décoloration d'un colorant
Conductimétrie	Mesure de la conductance σ liée aux ions en solution	Réaction entre ions en solution
pH-métrie	Mesure du pH (suivi des ions $H^+$ ou $OH^-$)	Réactions acido-basiques
Mesure de pression (gaz)	Pression proportionnelle à la quantité de gaz	Dégagement gazeux
Prélèvements + dosages	Trempe (arrêt de la réaction) + titrage	Hydrolyse d'esters

Loi de Beer-Lambert. En spectrophotométrie, l'absorbance $A$ est reliée à la concentration $c$ de l'espèce colorée par :
$$A = \varepsilon \cdot l \cdot c$$
avec $\varepsilon$ le coefficient d'extinction molaire (L·mol⁻¹·cm⁻¹) et $l$ la longueur du trajet optique (cm).

Méthode par prélèvements (trempe). On prélève des échantillons à différents instants $t$, on stoppe la réaction (par refroidissement brutal = trempe), puis on dose la concentration d'un réactif ou produit. Cette méthode donne des points discrets de la courbe $c(t)$.

Exploitation graphique. Une fois la courbe $c(t)$ obtenue :
1. On lit $t_{1/2}$ graphiquement.
2. On trace la tangente à $t = 0$ pour obtenir la vitesse initiale $v_0$.
3. On compare des courbes obtenues dans différentes conditions pour évaluer l'effet des facteurs cinétiques.

En bref — Cinétique chimique

La vitesse volumique de réaction $v$ (mol·L⁻¹·s⁻¹) mesure la rapidité de la transformation : $v = -\frac{1}{a}\frac{d[A]}{dt}$
Le temps de demi-réaction $t_{1/2}$ est le temps pour atteindre $x = x_f/2$ (lu graphiquement)
Facteurs cinétiques : température ↑ → vitesse ↑ ; concentration ↑ → vitesse ↑ ; surface de contact ↑ → vitesse ↑ ; présence d'un catalyseur → vitesse ↑
Catalyse homogène (même phase), hétérogène (phases différentes), enzymatique (enzyme biologique)
Le catalyseur abaisse $E_a$ sans être consommé et sans modifier le bilan global
Mécanisme réactionnel : suite d'actes élémentaires. L'intermédiaire réactionnel n'apparaît pas dans le bilan global
Suivi expérimental : spectrophotométrie (loi de Beer-Lambert), conductimétrie, pH-métrie, mesure de pression

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