Cinétique Chimique
BO · Terminale PC 2019
📋 BO — Distinguer transformation lente / rapide. Citer les facteurs cinétiques : température, concentration des réactifs, état de division (systèmes hétérogènes).
Comparaison — lente / rapide / instantanée
t = —
—
Réaction lente — I⁻ / S₂O₈²⁻ Durée caractéristique : plusieurs minutes à heures.
Suivi possible : spectrophotomètre, conductimètre…
Effet des facteurs cinétiques — [A](t)
t = —
[I⁻] modifié = —
[I⁻] réf. = —
v = — ×10⁻³ mol/L/s
Facteur cinétique↑T ou ↑[A]₀ → courbe plus abrupte → t₁/₂ plus court → réaction plus rapide.
📋 BO — Définir un catalyseur. Distinguer catalyse homogène, hétérogène, enzymatique. Ce que le catalyseur ne modifie pas (K, état final).
Type de catalyse
⚗ Catalyse HOMOGÈNE — H₂O₂ + solution de FeCl₃ (Fe³⁺)
① AJOUT
Ajout de FeCl₃ dans H₂O₂ — solution jaune au départ
② PENDANT
Solution rouge-orangé vif + effervescence O₂ + forte chaleur
③ APRÈS
Solution redevenue jaune — Fe³⁺ régénéré, non consommé
2 H₂O₂ ─Fe³⁺→ 2 H₂O + O₂  ·  Réaction très exothermique  ·  Couleur : jaune → rouge-orangé → jaune (preuve que Fe³⁺ est régénéré)  ·  Réactifs et catalyseur en même phase liquide → catalyse homogène
Catalyse homogèneCatalyseur et réactifs dans la même phase (solution aqueuse).
Ex : 2 I⁻ + S₂O₈²⁻ catalysé par Fe²⁺/Fe³⁺ — intermédiaire réactionnel → catalyseur régénéré.
Effet sur [A](t) — avec / sans catalyseur
Le catalyseur ACCÉLÈRE → t₁/₂ ↓

Ne modifie PAS :
✗ État initial / état final
✗ Constante d'équilibre K
✗ Composition à l'équilibre
✗ La réaction reste la même
📋 BO — Définir la vitesse volumique de disparition d'un réactif et d'apparition d'un produit. Tracer et exploiter c = f(t). La tangente donne la vitesse instantanée.
2 I⁻(aq) + S₂O₈²⁻(aq) → I₂(aq) + 2 SO₄²⁻(aq)
Conditions : [I⁻]₀ = 0,100 mol/L · [S₂O₈²⁻]₀ = 0,050 mol/L · T = 20°C · suivi par dosage de I₂
Évolution des concentrations — c = f(t)
[I⁻] réactif
[S₂O₈²⁻] réactif
[I₂] produit
Points exp.
tangente → v
Avancement x de la réaction — interactif
2 I⁻ + S₂O₈²⁻ → I₂ + 2 SO₄²⁻

x(t) = quantité de matière ayant réagi par litre
x = [S₂O₈²⁻]₀ − [S₂O₈²⁻](t)
x_max = [S₂O₈²⁻]₀ = 0,050 mol/L

D'après la stœchiométrie :
[I⁻] = [I⁻]₀ − 2x
[S₂O₈²⁻] = [S₂O₈²⁻]₀ − x
[I₂] = x
ESPÈCE
I⁻
S₂O₈²⁻
I₂
t = 0
0,1000
0,0500
0
Variation
−2x
−x
+x
t = 0 min
0,1000
0,0500
0
0
x (mol/L)
0 %
x / x_max
—
v (mol/L/min)
Vitesses volumiques — loi de vitesse et solution
2 I⁻ + S₂O₈²⁻ → I₂ + 2 SO₄²⁻

v = −½ · d[I⁻]/dt
v = −d[S₂O₈²⁻]/dt
v = +d[I₂]/dt

v_réactif = v_produit = v  ·  Unité : mol · L⁻¹ · min⁻¹
⚠ Approfondissement
📐 De l'équation différentielle à la solution
① Loi de vitesse
En excès de I⁻ (⚠ pseudo-ordre 1 en S₂O₈²⁻) :
v = −d[S₂O₈²⁻]/dt = k · [S₂O₈²⁻]
k = 0,0327 min⁻¹ (déterminé expérimentalement)
② Séparation
d[S₂O₈²⁻] / [S₂O₈²⁻] = −k · dt
On sépare la variable de concentration de la variable de temps
③ Primitive
La primitive de 1/u est ln(u), donc :
ln [S₂O₈²⁻](t) − ln [S₂O₈²⁻]₀ = −k·t
soit : ln([S₂O₈²⁻](t) / [S₂O₈²⁻]₀) = −k·t
→ vérifié par la linéarité de ln([S₂O₈²⁻]) = f(t) ci-dessous
④ Solution
[S₂O₈²⁻](t) = [S₂O₈²⁻]₀ · e−kt

De même par stœchiométrie :
[I⁻](t) = [I⁻]₀ − 2·[S₂O₈²⁻]₀·(1 − e−kt)
[I₂](t) = [S₂O₈²⁻]₀·(1 − e−kt)
—
[I⁻] mol/L
—
[I₂] mol/L
—
v mol/L/min
Stœchiométrie — Réactif limitant
Pour 2 I⁻ + S₂O₈²⁻ → I₂ + 2 SO₄²⁻ :

Condition d'équivalence stœchiométrique :
n(I⁻) / 2 = n(S₂O₈²⁻) / 1

 En concentration (même volume V) :
[I⁻]₀ / 2 comparé à [S₂O₈²⁻]₀
Tester avec vos concentrations
[I⁻]₀/2 vs [S₂O₈²⁻]₀
I⁻
S₂O₈²⁻
Vérification ordre 1 / [S₂O₈²⁻]
Ordre 1 par rapport à S₂O₈²⁻En excès de I⁻, la réaction est pseudo-ordre 1 en S₂O₈²⁻. ln([S₂O₈²⁻]) est une fonction affine de t, de pente −k.
📋 BO — Définir t₁/₂. Le déterminer graphiquement. Relier t₁/₂ à la rapidité d'une transformation.
Construction graphique de t₁/₂
—
t₁/₂ (s)
—
[A]₀ mol/L
—
[A]₀/2 mol/L
Définition et méthode de lecture graphique
Définition :
t₁/₂ est la durée au bout de laquelle
l'avancement atteint la moitié de sa valeur finale
ξ(t₁/₂) = ξ_max / 2

Ce qui équivaut à :
[A](t₁/₂) = [A]₀ / 2
[P](t₁/₂) = [P]_final / 2

Méthode graphique en 3 étapes :
① Repérer [A]₀/2 sur l'axe des ordonnées
② Tracer la droite horizontale jusqu'à [A](t)
③ Projeter verticalement → lire t₁/₂ sur l'axe des t

Unité : seconde (s) ou minute (min)
t₁/₂ et facteurs cinétiques Plus t₁/₂ est petit, plus la réaction est rapide.
↑ T → vitesse ↑ → t₁/₂ ↓
Catalyseur → vitesse ↑ → t₁/₂ ↓
↑ [A]₀ → vitesse initiale ↑ mais t₁/₂ peut varier
Déplacez les curseurs pour observer ces effets.
Utilité pratique t₁/₂ permet de comparer des réactions sans connaître la loi de vitesse. En pharmacologie : t₁/₂ d'un médicament = durée pour que sa concentration plasmatique soit divisée par 2.
⚠ Idée reçue fréquente t₁/₂ n'est pas "la moitié du temps total de réaction".
C'est la date précise à laquelle [A] = [A]₀/2, quelle que soit la durée totale.

🔬 Exercice interactif — Simulation cinétique

Choisissez une réaction, entrez les conditions expérimentales, lancez la simulation. Vous obtiendrez les courbes [A](t) et [P](t), le calcul automatique de t₁/₂, puis une vérification guidée étape par étape.

① Réaction
Réaction : A → P
② Conditions expérimentales
Présence d'un catalyseur
⚗ Configurez la réaction et les conditions ci-dessus,
puis cliquez sur ▶ Lancer la simulation
pour voir apparaître les courbes et calculer t₁/₂.