Chimie · Écoles d'ingénieurs — ENSMR (Mines Rabat)

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 : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$ .
Loi de vitesse : Pour une réaction $aA + bB \rightarrow produits$ , $v = k [A]^\alpha [B]^\beta$ .
Ordres :
- Ordre 0 : $[A] = [A]_0 - kt$
- Ordre 1 : $\ln[A] = \ln[A]_0 - kt$
- Ordre 2 : $\frac{1}{[A]} = \frac{1}{[A]_0} + kt$
Loi d'Arrhenius : $k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}$ .

Méthodes à maîtriser

Déterminer graphiquement la vitesse à un instant $t$ (tangente à la courbe).
Utiliser la méthode des vitesses initiales pour trouver les ordres.
Appliquer l'AEQS (Approximation de l'État Quasi-Stationnaire) sur les intermédiaires réactionnels.

Exemples corrigés

Exemple : Détermination de l'ordre par la méthode graphique. Si le tracé de $\ln[A]$ en fonction du temps est une droite, l'ordre est 1. La pente est $-k$ .

Erreurs fréquentes

Confondre la vitesse de réaction avec la vitesse de disparition d'un réactif ( $v = -\frac{1}{a} \frac{d[A]}{dt}$ ).
Oublier que $E_a$ est en J/mol et $R$ en J.mol⁻¹.K⁻¹.
Utiliser la loi d'Arrhenius avec une température en Celsius au lieu de Kelvin.

L'essentiel du cours

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

Vitesse volumique : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$.
Loi de vitesse : Pour une réaction $aA + bB \rightarrow produits$, $v = k [A]^\alpha [B]^\beta$.
Ordres :
- Ordre 0 : $[A] = [A]_0 - kt$
- Ordre 1 : $\ln[A] = \ln[A]_0 - kt$
- Ordre 2 : $\frac{1}{[A]} = \frac{1}{[A]_0} + kt$
Loi d'Arrhenius : $k = A \cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}$.

Méthodes à maîtriser

Déterminer graphiquement la vitesse à un instant $t$ (tangente à la courbe).
Utiliser la méthode des vitesses initiales pour trouver les ordres.
Appliquer l'AEQS (Approximation de l'État Quasi-Stationnaire) sur les intermédiaires réactionnels.

Exemples corrigés

Exemple : Détermination de l'ordre par la méthode graphique. Si le tracé de $\ln[A]$ en fonction du temps est une droite, l'ordre est 1. La pente est $-k$.

Erreurs fréquentes

Confondre la vitesse de réaction avec la vitesse de disparition d'un réactif ($v = -\frac{1}{a} \frac{d[A]}{dt}$).
Oublier que $E_a$ est en J/mol et $R$ en J.mol⁻¹.K⁻¹.
Utiliser la loi d'Arrhenius avec une température en Celsius au lieu de Kelvin.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

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🎯 Cinétique chimique

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Pour une réaction d'ordre 0, la courbe $[A]=f(t)$ est :

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre l'ordre global et l'ordre partiel ?

L'ordre partiel ( $\alpha, \beta$ ) est l'exposant associé à la concentration d'un réactif spécifique dans la loi de vitesse.
L'ordre global est la somme de ces exposants : $n = \alpha + \beta$ .

💡 À retenir : L'ordre global caractérise la dépendance globale de la vitesse par rapport à la composition du mélange.

L'ordre partiel ($\alpha, \beta$) est l'exposant associé à la concentration d'un réactif spécifique dans la loi de vitesse.
L'ordre global est la somme de ces exposants : $n = \alpha + \beta$.

💡 À retenir : L'ordre global caractérise la dépendance globale de la vitesse par rapport à la composition du mélange.

kifach n7seb l'ordre dial tafa3ol ila kano 3ndi ghi les données dial t{1/2} ?

Si $t_{1/2}$ ne dépend pas de la concentration initiale $[A]_0$ , c'est un ordre 1.
Si $t_{1/2}$ est inversement proportionnel à $[A]_0$ , c'est un ordre 2.
Si $t_{1/2}$ est proportionnel à $[A]_0$ , c'est un ordre 0.

💡 À retenir : La variation du temps de demi-réaction avec la concentration initiale est un indicateur direct de l'ordre.

Si $t_{1/2}$ ne dépend pas de la concentration initiale $[A]_0$, c'est un ordre 1.
Si $t_{1/2}$ est inversement proportionnel à $[A]_0$, c'est un ordre 2.
Si $t_{1/2}$ est proportionnel à $[A]_0$, c'est un ordre 0.

💡 À retenir : La variation du temps de demi-réaction avec la concentration initiale est un indicateur direct de l'ordre.

Est-ce que la constante de vitesse k dépend de la concentration ?

Non, la constante de vitesse $k$ ne dépend que de la température $T$ (loi d'Arrhenius) et éventuellement de la présence d'un catalyseur.

💡 À retenir : $k$ est indépendante des concentrations initiales des réactifs.

Non, la constante de vitesse $k$ ne dépend que de la température $T$ (loi d'Arrhenius) et éventuellement de la présence d'un catalyseur.

💡 À retenir : $k$ est indépendante des concentrations initiales des réactifs.

chno hiya l'approximation de l'état quasi-stationnaire (AEQS) ?

C'est une hypothèse utilisée pour les mécanismes complexes. On suppose que la concentration d'un intermédiaire réactionnel très réactif est très faible et varie très peu au cours du temps, donc $\frac{d[Intermédiaire]}{dt} \approx 0$ .

💡 À retenir : Cette méthode permet d'exprimer la vitesse en fonction des réactifs uniquement.

Pourquoi la vitesse diminue au cours du temps ?

La vitesse dépend des concentrations des réactifs. Au fur et à mesure que la réaction avance, les réactifs sont consommés, leurs concentrations diminuent, ce qui entraîne une baisse de la fréquence des chocs efficaces.

💡 À retenir : La diminution des collisions entre molécules explique le ralentissement cinétique.

kifach n3ref wach tafa3ol 3ndo ordre 0 ou 1 ou 2 ?

Trace les courbes $[A]=f(t)$ , $\ln[A]=f(t)$ et $1/[A]=f(t)$ .
La courbe qui donne une droite indique l'ordre (0, 1 ou 2 respectivement).

💡 À retenir : La linéarisation est la méthode expérimentale la plus fiable.

Trace les courbes $[A]=f(t)$, $\ln[A]=f(t)$ et $1/[A]=f(t)$.
La courbe qui donne une droite indique l'ordre (0, 1 ou 2 respectivement).

💡 À retenir : La linéarisation est la méthode expérimentale la plus fiable.

L'énergie d'activation peut-elle être négative ?

Non, l'énergie d'activation est une barrière énergétique positive que les réactifs doivent franchir pour se transformer en produits.

💡 À retenir : Une $E_a$ élevée signifie une réaction lente à température ambiante.

Non, l'énergie d'activation est une barrière énergétique positive que les réactifs doivent franchir pour se transformer en produits.

💡 À retenir : Une $E_a$ élevée signifie une réaction lente à température ambiante.

Quelle est l'unité de k pour un ordre 2 ?

L'unité dépend de la loi $v = k[A]^2$ . Comme $v$ est en mol.L⁻¹.s⁻¹ et $[A]^2$ en (mol.L⁻¹)², alors $k$ est en L.mol⁻¹.s⁻¹.

💡 À retenir : L'unité de $k$ change selon l'ordre global du système.

L'unité dépend de la loi $v = k[A]^2$. Comme $v$ est en mol.L⁻¹.s⁻¹ et $[A]^2$ en (mol.L⁻¹)², alors $k$ est en L.mol⁻¹.s⁻¹.

💡 À retenir : L'unité de $k$ change selon l'ordre global du système.

Est-ce qu'un catalyseur change la constante d'équilibre K ?

Non, un catalyseur accélère la réaction directe et la réaction inverse dans les mêmes proportions. Il permet d'atteindre l'équilibre plus vite, mais ne modifie pas sa position.

💡 À retenir : Le catalyseur modifie le chemin réactionnel (baisse $E_a$ ), pas l'état final.

Non, un catalyseur accélère la réaction directe et la réaction inverse dans les mêmes proportions. Il permet d'atteindre l'équilibre plus vite, mais ne modifie pas sa position.

💡 À retenir : Le catalyseur modifie le chemin réactionnel (baisse $E_a$), pas l'état final.

Comment la température influence-t-elle la vitesse ?

Une augmentation de température augmente l'agitation thermique et le nombre de molécules possédant une énergie supérieure à $E_a$ , ce qui augmente $k$ selon la loi d'Arrhenius.

💡 À retenir : En général, une élévation de 10°C double environ la vitesse.

Une augmentation de température augmente l'agitation thermique et le nombre de molécules possédant une énergie supérieure à $E_a$, ce qui augmente $k$ selon la loi d'Arrhenius.

💡 À retenir : En général, une élévation de 10°C double environ la vitesse.

La molécularité est-elle toujours égale à l'ordre ?

Seulement pour les réactions élémentaires. Pour un mécanisme complexe, l'ordre est déterminé par l'étape cinétiquement limitante.

💡 À retenir : Ne confondez jamais molécularité (théorique) et ordre (expérimental).

Peut-on avoir un ordre fractionnaire ?

Oui, dans les mécanismes complexes, l'ordre peut être fractionnaire (ex: 1/2, 3/2) suite à des étapes impliquant des radicaux ou des équilibres rapides.

💡 À retenir : L'ordre n'est pas nécessairement un entier.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

Soit la réaction $A \rightarrow B$ d'ordre 1. La concentration initiale est $[A]_0 = 0,1$ mol/L. Après 20 min, $[A] = 0,025$ mol/L.

Calculer la constante de vitesse $k$ .
Calculer le temps de demi-réaction $t_{1/2}$ .

Exercice 1

Soit la réaction $A \rightarrow B$ d'ordre 1. La concentration initiale est $[A]_0 = 0,1$ mol/L. Après 20 min, $[A] = 0,025$ mol/L.

Calculer la constante de vitesse $k$.
Calculer le temps de demi-réaction $t_{1/2}$.

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Exercice 2

Une réaction a une énergie d'activation de 50 kJ/mol. Comparer la constante de vitesse à 300 K et 310 K. ( $R = 8,314$ J.mol⁻¹.K⁻¹).

Exercice 2

Une réaction a une énergie d'activation de 50 kJ/mol. Comparer la constante de vitesse à 300 K et 310 K. ($R = 8,314$ J.mol⁻¹.K⁻¹).

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Exercice 3

Pour la réaction $2NO + 2H_2 \rightarrow N_2 + 2H_2O$ , la loi de vitesse est $v = k[NO]^2[H_2]$ . Si on double la concentration de $NO$ et qu'on divise par 2 celle de $H_2$ , comment varie la vitesse ?

Exercice 3

Pour la réaction $2NO + 2H_2 \rightarrow N_2 + 2H_2O$, la loi de vitesse est $v = k[NO]^2[H_2]$. Si on double la concentration de $NO$ et qu'on divise par 2 celle de $H_2$, comment varie la vitesse ?

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