V VIDYALAYA · Soutien scolaire

Physique-ChimieTerminaleConstitution et transformations de la matiereFiche de cours

Cinétique chimique et catalyse

Pourquoi certaines réactions sont-elles rapides, d'autres lentes ? Comment un catalyseur accélère-t-il sans être consommé ?

1 L'idée

La cinétique chimique étudie la vitesse à laquelle une réaction chimique se produit. Deux réactions thermodynamiquement favorables peuvent avoir des durées très différentes : la combustion est quasi instantanée, la rouille prend des années. La cinétique quantifie ces durées et identifie les facteurs qui les gouvernent.

La catalyse désigne l'accélération d'une réaction par une substance — le catalyseur — qui n'est pas consommée globalement et ne modifie pas l'état final du système.

2 Grandeurs cinétiques

Vitesse volumique (réactif A, coeff. a)

$v = -\dfrac{1}{a}\,\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} \quad (\text{mol}\cdot L^{-1}\cdot s^{-1})$

Vitesse volumique moyenne sur [t₁, t₂]

$v_{moy} = -\dfrac{[A]_{t_2} - [A]_{t_1}}{t_2 - t_1}$

Temps de demi-réaction

$x(t_{1/2}) = \dfrac{x_{\max}}{2} \iff [A](t_{1/2}) = \dfrac{[A]_0}{2}$

3 Calcul de vitesse volumique moyenne

Exemple

Réaction $A \to \text{produits}$ ; $[A]_0 = 0{,}80\text{ mol/L}$ et $[A]_{t=200\text{ s}} = 0{,}56\text{ mol/L}$.

$v_{moy} = -\dfrac{0{,}56 - 0{,}80}{200 - 0} = \dfrac{0{,}24}{200} = 1{,}2 \times 10^{-3}\text{ mol}\cdot L^{-1}\cdot s^{-1}$

4 Facteurs cinétiques

Trois facteurs principaux modifient la vitesse d'une réaction :

Température : une hausse augmente l'énergie cinétique des molécules ; la proportion de chocs efficaces (d'énergie $\ge E_a$) croît, ce qui accélère la réaction.
Concentration des réactifs : plus $[A]$ est élevée, plus les collisions entre réactifs sont fréquentes.
Surface de contact (réactions hétérogènes) : diviser un solide en poudre fine augmente la surface exposée et donc la vitesse.

La lumière constitue un facteur cinétique pour certaines réactions photochimiques.

5 Types de catalyse

Un catalyseur propose un chemin réactionnel alternatif d'énergie d'activation $E_a$ plus faible. Il ne modifie pas l'état d'équilibre final et n'est pas consommé globalement. On distingue :

Catalyse homogène : catalyseur et réactifs dans la même phase. Ex : ion H⁺ (acide sulfurique) pour l'estérification en phase liquide.
Catalyse hétérogène : catalyseur et réactifs dans des phases différentes. Ex : Pt-Rh solide dans le pot catalytique, réactifs en phase gazeuse.
Catalyse enzymatique : enzyme (protéine) très spécifique de son substrat. Ex : amylase salivaire, qui hydrolyse uniquement l'amidon.

Méthode — exploiter un graphique $[A] = f(t)$

Vitesse moyenne sur $[t_1, t_2]$ : calculer $\left|\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t}\right| = \dfrac{|[A]_{t_2} - [A]_{t_1}|}{t_2 - t_1}$.
Vitesse instantanée en $t$ : tracer la tangente à la courbe en ce point ; sa pente absolue donne $v(t)$.
Temps de demi-réaction $t_{1/2}$ : repérer $[A]_0/2$ sur l'axe des ordonnées, tracer l'horizontale jusqu'à la courbe, lire l'abscisse.
La vitesse diminue en cours de réaction car $[A]$ décroît : les chocs efficaces sont moins fréquents.

Erreurs fréquentes

Oublier le signe moins : $\Delta[A] \lt 0$ pour un réactif, donc $v = -\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} \gt 0$.
Confondre $t_{1/2}$ avec la fin de réaction : après $t_{1/2}$, la réaction se poursuit jusqu'à l'équilibre.
Croire que le catalyseur déplace l'équilibre : il accélère uniquement l'atteinte de l'état final, sans le modifier.
Oublier le coefficient stœchiométrique : pour $2A \to \text{produits}$, $v = -\dfrac{1}{2}\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t}$.