Chimie · Prépa concours post-bac — IAV & ENA Meknès

Cinétique chimique

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

La cinétique chimique étudie l'évolution temporelle des systèmes chimiques.

Vitesse volumique de réaction : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$ (en $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}$ ).
Loi de vitesse : Pour une réaction $aA + bB \rightarrow produits$ , $v = k[A]^\alpha [B]^\beta$ . $\alpha$ et $\beta$ sont les ordres partiels.
Temps de demi-réaction ( $t_{1/2}$ ) : Temps nécessaire pour que l'avancement $x$ atteigne la moitié de sa valeur finale $x_{max}$ .
Loi d'Arrhenius : $k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}$ , où $E_a$ est l'énergie d'activation.

Méthodes à maîtriser

Tracé de la courbe : Déterminer $x(t)$ à partir d'une mesure (pression, absorbance, conductivité).
Détermination graphique : Tracer la tangente à l'origine pour trouver $v_0$ .
Ordre 1 : Si $\ln[A] = -kt + \ln[A]_0$ , alors la réaction est d'ordre 1.
Calcul de $t_{1/2}$ : Utiliser le tableau d'avancement pour exprimer $[A]$ en fonction de $x$ .

Exemples corrigés

Exemple 1 : Pour une réaction d'ordre 1, $t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k}$ .
Exemple 2 : Si la vitesse double quand la concentration double, l'ordre est 1.

Erreurs fréquentes

Oublier de diviser par le volume $V$ dans l'expression de la vitesse.
Confondre l'ordre global ( $\alpha + \beta$ ) avec les coefficients stœchiométriques.
Penser que $t_{1/2}$ dépend de la concentration initiale pour tous les ordres (c'est faux, sauf pour l'ordre 1).

L'essentiel du cours

La cinétique chimique étudie l'évolution temporelle des systèmes chimiques.

Vitesse volumique de réaction : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$ (en $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}$).
Loi de vitesse : Pour une réaction $aA + bB \rightarrow produits$, $v = k[A]^\alpha [B]^\beta$. $\alpha$ et $\beta$ sont les ordres partiels.
Temps de demi-réaction ($t_{1/2}$) : Temps nécessaire pour que l'avancement $x$ atteigne la moitié de sa valeur finale $x_{max}$.
Loi d'Arrhenius : $k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}$, où $E_a$ est l'énergie d'activation.

Méthodes à maîtriser

Tracé de la courbe : Déterminer $x(t)$ à partir d'une mesure (pression, absorbance, conductivité).
Détermination graphique : Tracer la tangente à l'origine pour trouver $v_0$.
Ordre 1 : Si $\ln[A] = -kt + \ln[A]_0$, alors la réaction est d'ordre 1.
Calcul de $t_{1/2}$ : Utiliser le tableau d'avancement pour exprimer $[A]$ en fonction de $x$.

Exemples corrigés

Exemple 1 : Pour une réaction d'ordre 1, $t_{1/2} = \frac{\ln 2}{k}$.
Exemple 2 : Si la vitesse double quand la concentration double, l'ordre est 1.

Erreurs fréquentes

Oublier de diviser par le volume $V$ dans l'expression de la vitesse.
Confondre l'ordre global ($\alpha + \beta$) avec les coefficients stœchiométriques.
Penser que $t_{1/2}$ dépend de la concentration initiale pour tous les ordres (c'est faux, sauf pour l'ordre 1).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

Tu as appris les sciences en arabe ? Touche un mot pour voir sa traduction et une explication en darija.

La question que tu n'oses pas poser en classe ? Pose-la à UstadZéro jugement, même en darija, même à minuit. Il t'explique pas à pas et corrige ta démarche. Gratuit.Commencer gratuitement

Défi flash : 4 questions

Sans compte

🎯 Cinétique chimique

1/4

La vitesse volumique de réaction est :

❓ Questions fréquentes

Kifach n7seb l-sor3a mn l-byan dyal l-tqaddom x(t) ?

Trace la tangente à la courbe $x=f(t)$ à l'instant $t$ voulu.
Calcule la pente de cette tangente : $p = \frac{\Delta x}{\Delta t}$ .
Applique la formule : $v(t) = \frac{1}{V} \cdot p$ .

💡 À retenir : La vitesse est proportionnelle au coefficient directeur de la tangente.

Trace la tangente à la courbe $x=f(t)$ à l'instant $t$ voulu.
Calcule la pente de cette tangente : $p = \frac{\Delta x}{\Delta t}$.
Applique la formule : $v(t) = \frac{1}{V} \cdot p$.

💡 À retenir : La vitesse est proportionnelle au coefficient directeur de la tangente.

Chno hiya l-farq bin l-sor3a l-lahdiya o l-sor3a l-motawassita ?

La vitesse instantanée est la dérivée de l'avancement par rapport au temps : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$ .
La vitesse moyenne est le rapport de la variation de l'avancement sur un intervalle de temps fini : $v_{moy} = \frac{1}{V} \frac{\Delta x}{\Delta t}$ .

💡 À retenir : La vitesse instantanée est une valeur précise à un instant $t$ donné.

La vitesse instantanée est la dérivée de l'avancement par rapport au temps : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$.
La vitesse moyenne est le rapport de la variation de l'avancement sur un intervalle de temps fini : $v_{moy} = \frac{1}{V} \frac{\Delta x}{\Delta t}$.

💡 À retenir : La vitesse instantanée est une valeur précise à un instant $t$ donné.

Kifach n3ref wach l-tfa3ol d'ordre 1 wla 0 ?

Trace la courbe $[A] = f(t)$ . Si c'est une droite, l'ordre est 0.
Trace $\ln[A] = f(t)$ . Si c'est une droite, l'ordre est 1.
Si aucune n'est une droite, teste l'ordre 2 avec $1/[A] = f(t)$ .

💡 À retenir : L'ordre est déterminé par la linéarisation de la loi de vitesse.

Trace la courbe $[A] = f(t)$. Si c'est une droite, l'ordre est 0.
Trace $\ln[A] = f(t)$. Si c'est une droite, l'ordre est 1.
Si aucune n'est une droite, teste l'ordre 2 avec $1/[A] = f(t)$.

💡 À retenir : L'ordre est déterminé par la linéarisation de la loi de vitesse.

Qu'est-ce qu'un catalyseur ?

C'est une espèce chimique qui augmente la vitesse d'une réaction sans être consommée par celle-ci. Il modifie le mécanisme réactionnel en diminuant l'énergie d'activation $E_a$ .

💡 À retenir : Un catalyseur n'apparaît pas dans l'équation-bilan.

C'est une espèce chimique qui augmente la vitesse d'une réaction sans être consommée par celle-ci. Il modifie le mécanisme réactionnel en diminuant l'énergie d'activation $E_a$.

💡 À retenir : Un catalyseur n'apparaît pas dans l'équation-bilan.

Comment varie la constante de vitesse k avec la température ?

Selon la loi d'Arrhenius $k = A \cdot e^{-E_a/RT}$ , si la température $T$ augmente, le terme $e^{-E_a/RT}$ augmente, donc $k$ augmente.

💡 À retenir : Une augmentation de température accélère toujours la réaction.

Selon la loi d'Arrhenius $k = A \cdot e^{-E_a/RT}$, si la température $T$ augmente, le terme $e^{-E_a/RT}$ augmente, donc $k$ augmente.

💡 À retenir : Une augmentation de température accélère toujours la réaction.

Quelle est l'unité de k pour une réaction d'ordre 2 ?

Pour $v = k[A]^2$ , on a $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1} = k \cdot (mol \cdot L^{-1})^2$ . Donc $k$ est en $L \cdot mol^{-1} \cdot s^{-1}$ .

💡 À retenir : L'unité de $k$ dépend de l'ordre global de la réaction.

Pour $v = k[A]^2$, on a $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1} = k \cdot (mol \cdot L^{-1})^2$. Donc $k$ est en $L \cdot mol^{-1} \cdot s^{-1}$.

💡 À retenir : L'unité de $k$ dépend de l'ordre global de la réaction.

Le temps de demi-réaction dépend-il de la concentration initiale ?

Cela dépend de l'ordre :

Ordre 0 : $t_{1/2}$ dépend de $[A]_0$ .
Ordre 1 : $t_{1/2} = \ln(2)/k$ (indépendant de $[A]_0$ ).
Ordre 2 : $t_{1/2}$ dépend de $[A]_0$ .

💡 À retenir : Seul l'ordre 1 possède un $t_{1/2}$ constant.

Cela dépend de l'ordre :

Ordre 0 : $t_{1/2}$ dépend de $[A]_0$.
Ordre 1 : $t_{1/2} = \ln(2)/k$ (indépendant de $[A]_0$).
Ordre 2 : $t_{1/2}$ dépend de $[A]_0$.

💡 À retenir : Seul l'ordre 1 possède un $t_{1/2}$ constant.

Pourquoi la vitesse diminue-t-elle au cours du temps ?

La vitesse dépend de la concentration des réactifs. Au fur et à mesure que la réaction avance, les réactifs sont consommés, leur concentration diminue, donc la vitesse diminue.

💡 À retenir : La réaction ralentit car les chocs entre molécules deviennent moins fréquents.

Peut-on déterminer l'ordre d'une réaction à partir de l'équation bilan ?

Non, l'ordre est une grandeur expérimentale. Il ne correspond aux coefficients stœchiométriques que si la réaction est élémentaire.

💡 À retenir : Ne jamais déduire l'ordre des coefficients de l'équation.

Qu'est-ce que l'énergie d'activation ?

C'est l'énergie minimale que doivent posséder les réactifs pour que leurs chocs soient efficaces et conduisent à la formation des produits.

💡 À retenir : Plus $E_a$ est faible, plus la réaction est rapide.

C'est l'énergie minimale que doivent posséder les réactifs pour que leurs chocs soient efficaces et conduisent à la formation des produits.

💡 À retenir : Plus $E_a$ est faible, plus la réaction est rapide.

Comment mesurer l'avancement par conductimétrie ?

On mesure la conductivité $\sigma$ de la solution. Comme $\sigma = \sum \lambda_i [C_i]$ , on exprime les concentrations en fonction de $x$ grâce au tableau d'avancement, puis on déduit $x(t)$ .

💡 À retenir : La conductimétrie est idéale pour les réactions produisant des ions.

On mesure la conductivité $\sigma$ de la solution. Comme $\sigma = \sum \lambda_i [C_i]$, on exprime les concentrations en fonction de $x$ grâce au tableau d'avancement, puis on déduit $x(t)$.

💡 À retenir : La conductimétrie est idéale pour les réactions produisant des ions.

Pourquoi utilise-t-on un large excès de réactif dans certaines études ?

Pour réaliser une dégénérescence de l'ordre : si $[B] \gg [A]$ , alors $[B] \approx constante$ . La loi de vitesse devient $v = k'[A]^\alpha$ .

💡 À retenir : Cela simplifie l'étude en isolant l'influence d'un seul réactif.

Pour réaliser une dégénérescence de l'ordre : si $[B] \gg [A]$, alors $[B] \approx constante$. La loi de vitesse devient $v = k'[A]^\alpha$.

💡 À retenir : Cela simplifie l'étude en isolant l'influence d'un seul réactif.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Soit la réaction de décomposition du peroxyde d'hydrogène $2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2$ . On mesure la concentration $[H_2O_2]$ au cours du temps. On trouve que $\ln[H_2O_2]$ en fonction du temps est une droite de pente $-0,02 \, min^{-1}$ .

Quel est l'ordre de la réaction ?
Calculer $t_{1/2}$ .

Exercice 1

Soit la réaction de décomposition du peroxyde d'hydrogène $2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2$. On mesure la concentration $[H_2O_2]$ au cours du temps. On trouve que $\ln[H_2O_2]$ en fonction du temps est une droite de pente $-0,02 , min^{-1}$.

Quel est l'ordre de la réaction ?
Calculer $t_{1/2}$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Une réaction $A \rightarrow B$ est d'ordre 0. $[A]_0 = 0,1 \, mol/L$ et $k = 0,01 \, mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}$ . Calculer le temps nécessaire pour que $[A] = 0,05 \, mol/L$ .

Exercice 2

Une réaction $A \rightarrow B$ est d'ordre 0. $[A]_0 = 0,1 , mol/L$ et $k = 0,01 , mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}$. Calculer le temps nécessaire pour que $[A] = 0,05 , mol/L$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

On étudie la réaction $A + B \rightarrow C$ . On donne les vitesses initiales pour différentes concentrations :

$[A]=0,1, [B]=0,1 \rightarrow v=10^{-3}$
$[A]=0,2, [B]=0,1 \rightarrow v=2 \cdot 10^{-3}$
$[A]=0,1, [B]=0,2 \rightarrow v=4 \cdot 10^{-3}$ Déterminer les ordres partiels.

Exercice 3

On étudie la réaction $A + B \rightarrow C$. On donne les vitesses initiales pour différentes concentrations :

$[A]=0,1, [B]=0,1 \rightarrow v=10^{-3}$
$[A]=0,2, [B]=0,1 \rightarrow v=2 \cdot 10^{-3}$
$[A]=0,1, [B]=0,2 \rightarrow v=4 \cdot 10^{-3}$ Déterminer les ordres partiels.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Un prof de Chimie pour aller plus loin

Les cours du soir avec des profs vérifiés arrivent : inscris-toi pour être prévenu(e) en premier.

Être prévenu(e) gratuitement

Autres chapitres de Chimie

Structure de l'atome Classification périodique des éléments Liaisons chimiques et géométrie des molécules Thermodynamique chimique : Premier principe Thermodynamique chimique : Second principe et équilibre Équilibres en solution aqueuse : Acides et bases Équilibres en solution aqueuse : Précipitation et complexation Oxydoréduction et piles Introduction à la chimie organique : Structure et nomenclature Stéréochimie Réactivité en chimie organique : Mécanismes réactionnels