Chimie · Médecine, pharmacie & dentaire — 1ère année Médecine dentaire

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 : $v = \frac{1}{V} \cdot \frac{dx}{dt}$ (mol·L⁻¹·s⁻¹).
Loi de vitesse : Pour une réaction $aA + bB \to P$ , $v = k \cdot [A]^\alpha \cdot [B]^\beta$ .
Temps de demi-réaction ( $t_{1/2}$ ) : Instant où l'avancement $x(t_{1/2}) = \frac{x_{max}}{2}$ .
Facteurs cinétiques : Température (loi d'Arrhenius $k = A \cdot e^{-E_a/RT}$ ) et concentration des réactifs.

Méthodes à maîtriser

Détermination graphique : Tracer la tangente à la courbe $x=f(t)$ pour calculer la vitesse à un instant $t$ .
Exploitation de $t_{1/2}$ : Utiliser la courbe pour lire directement l'abscisse correspondant à la moitié de l'ordonnée maximale.
Calcul de $E_a$ : Utiliser la pente de la droite $\ln(k) = f(1/T)$ .

Exemples corrigés

Exemple : Si $x_{max} = 0,1$ mol, $t_{1/2}$ est l'instant où $x = 0,05$ mol. Calcul de vitesse : $v = \frac{1}{V} \cdot \frac{\Delta x}{\Delta t}$ sur un intervalle très court.

Erreurs fréquentes

Oublier de diviser par le volume $V$ dans l'expression de la vitesse volumique.
Confondre l'ordre de réaction avec les coefficients stœchiométriques (vrai uniquement pour les réactions élémentaires).
Oublier de convertir la température en Kelvin (K) dans la loi d'Arrhenius.

L'essentiel du cours

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

Vitesse volumique de réaction : $v = \frac{1}{V} \cdot \frac{dx}{dt}$ (mol·L⁻¹·s⁻¹).
Loi de vitesse : Pour une réaction $aA + bB \to P$, $v = k \cdot [A]^\alpha \cdot [B]^\beta$.
Temps de demi-réaction ($t_{1/2}$) : Instant où l'avancement $x(t_{1/2}) = \frac{x_{max}}{2}$.
Facteurs cinétiques : Température (loi d'Arrhenius $k = A \cdot e^{-E_a/RT}$) et concentration des réactifs.

Méthodes à maîtriser

Détermination graphique : Tracer la tangente à la courbe $x=f(t)$ pour calculer la vitesse à un instant $t$.
Exploitation de $t_{1/2}$ : Utiliser la courbe pour lire directement l'abscisse correspondant à la moitié de l'ordonnée maximale.
Calcul de $E_a$ : Utiliser la pente de la droite $\ln(k) = f(1/T)$.

Exemples corrigés

Exemple : Si $x_{max} = 0,1$ mol, $t_{1/2}$ est l'instant où $x = 0,05$ mol. Calcul de vitesse : $v = \frac{1}{V} \cdot \frac{\Delta x}{\Delta t}$ sur un intervalle très court.

Erreurs fréquentes

Oublier de diviser par le volume $V$ dans l'expression de la vitesse volumique.
Confondre l'ordre de réaction avec les coefficients stœchiométriques (vrai uniquement pour les réactions élémentaires).
Oublier de convertir la température en Kelvin (K) dans la loi d'Arrhenius.

🌉 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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Laquelle de ces unités est celle d'une constante de vitesse pour une réaction d'ordre 2 ?

❓ Questions fréquentes

Qu'est-ce qu'une réaction d'ordre 0 ?

Une réaction est d'ordre 0 si sa vitesse ne dépend pas de la concentration des réactifs. L'expression est $v = k$ . La courbe $x=f(t)$ est alors une droite.

💡 À retenir : La vitesse est constante au cours du temps.

Une réaction est d'ordre 0 si sa vitesse ne dépend pas de la concentration des réactifs. L'expression est $v = k$. La courbe $x=f(t)$ est alors une droite.

💡 À retenir : La vitesse est constante au cours du temps.

kifach n7seb Ea ila 3tani l-k f-jouj dyal darajat l-7arara ?

Tu utilises la relation : $\ln\left(\frac{k_2}{k_1}\right) = \frac{E_a}{R} \cdot \left(\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}\right)$ .
Tu isoles $E_a$ : $E_a = R \cdot \frac{\ln(k_2/k_1)}{\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}}$ .
N'oublie pas $R = 8,314$ J·mol⁻¹·K⁻¹ et $T$ en Kelvin.

💡 À retenir : $T(K) = T(°C) + 273,15$ .

Tu utilises la relation : $\ln\left(\frac{k_2}{k_1}\right) = \frac{E_a}{R} \cdot \left(\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}\right)$.
Tu isoles $E_a$ : $E_a = R \cdot \frac{\ln(k_2/k_1)}{\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}}$.
N'oublie pas $R = 8,314$ J·mol⁻¹·K⁻¹ et $T$ en Kelvin.

💡 À retenir : $T(K) = T(°C) + 273,15$.

Est-ce que le catalyseur modifie l'état d'équilibre ?

Non, le catalyseur n'a aucun effet sur la constante d'équilibre $K$ . Il permet seulement d'atteindre l'équilibre plus rapidement en abaissant l'énergie d'activation.

💡 À retenir : Un catalyseur accélère les deux sens de la réaction (direct et inverse).

Non, le catalyseur n'a aucun effet sur la constante d'équilibre $K$. Il permet seulement d'atteindre l'équilibre plus rapidement en abaissant l'énergie d'activation.

💡 À retenir : Un catalyseur accélère les deux sens de la réaction (direct et inverse).

chno hiya l-far9 bin tafa3ol awli o tafa3ol morakkab ?

Un réaction élémentaire se fait en un seul choc entre molécules.
Une réaction composée (ou complexe) se déroule en plusieurs étapes (mécanisme réactionnel).

💡 À retenir : Pour une réaction élémentaire, l'ordre est égal aux coefficients stœchiométriques.

Comment déterminer graphiquement la vitesse initiale ?

Trace la tangente à la courbe $x=f(t)$ à l'origine ( $t=0$ ).
Calcule la pente de cette tangente : $p = \frac{\Delta x}{\Delta t}$ .
La vitesse initiale est $v_0 = \frac{1}{V} \cdot p$ .

💡 À retenir : La vitesse initiale est toujours la vitesse maximale.

Trace la tangente à la courbe $x=f(t)$ à l'origine ($t=0$).
Calcule la pente de cette tangente : $p = \frac{\Delta x}{\Delta t}$.
La vitesse initiale est $v_0 = \frac{1}{V} \cdot p$.

💡 À retenir : La vitesse initiale est toujours la vitesse maximale.

wach l-7arara kat-badal t{1/2} ?

Oui, absolument. Une augmentation de la température augmente la constante de vitesse $k$ , ce qui accélère la réaction. Par conséquent, $t_{1/2}$ diminue.

💡 À retenir : Plus la température est élevée, plus la réaction est rapide, donc $t_{1/2}$ est plus petit.

Oui, absolument. Une augmentation de la température augmente la constante de vitesse $k$, ce qui accélère la réaction. Par conséquent, $t_{1/2}$ diminue.

💡 À retenir : Plus la température est élevée, plus la réaction est rapide, donc $t_{1/2}$ est plus petit.

Qu'est-ce qu'un facteur cinétique ?

C'est un paramètre physique ou chimique qui modifie la vitesse d'une réaction. Les principaux sont : la température, la concentration des réactifs, la pression (pour les gaz) et la présence d'un catalyseur.

💡 À retenir : Ils influencent la fréquence ou l'efficacité des chocs entre molécules.

Comment savoir si une réaction est d'ordre 1 ?

Si la vitesse est proportionnelle à la concentration d'un réactif : $v = k \cdot [A]$ . Graphiquement, la concentration $[A]$ décroît de façon exponentielle au cours du temps.

💡 À retenir : Pour un ordre 1, $\ln([A]_t) = -kt + \ln([A]_0)$ .

Si la vitesse est proportionnelle à la concentration d'un réactif : $v = k \cdot [A]$. Graphiquement, la concentration $[A]$ décroît de façon exponentielle au cours du temps.

💡 À retenir : Pour un ordre 1, $\ln([A]_t) = -kt + \ln([A]_0)$.

kifach n-3raf l-ordr dyal tafa3ol mn l-mebyan ?

Si $x=f(t)$ est une droite, c'est l'ordre 0.
Si $\ln([A])=f(t)$ est une droite, c'est l'ordre 1.
Si $1/[A]=f(t)$ est une droite, c'est l'ordre 2.

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

Si $x=f(t)$ est une droite, c'est l'ordre 0.
Si $\ln([A])=f(t)$ est une droite, c'est l'ordre 1.
Si $1/[A]=f(t)$ est une droite, c'est l'ordre 2.

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

L'énergie d'activation dépend-elle de la température ?

Non, l'énergie d'activation ( $E_a$ ) est une caractéristique propre à la réaction (barrière énergétique). Elle ne dépend pas de la température, contrairement à la constante de vitesse $k$ .

💡 À retenir : $E_a$ ne change que si on ajoute un catalyseur.

Non, l'énergie d'activation ($E_a$) est une caractéristique propre à la réaction (barrière énergétique). Elle ne dépend pas de la température, contrairement à la constante de vitesse $k$.

💡 À retenir : $E_a$ ne change que si on ajoute un catalyseur.

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

Parce que la concentration des réactifs diminue au fur et à mesure qu'ils sont consommés. Moins il y a de réactifs, moins il y a de chocs efficaces.

💡 À retenir : La vitesse est proportionnelle à la concentration des réactifs.

Le catalyseur est-il consommé ?

Non, le catalyseur participe à la réaction mais il est régénéré à la fin. Il n'apparaît pas dans l'équation-bilan globale.

💡 À retenir : Il est présent au début et à la fin dans les mêmes quantités.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On étudie la décomposition d'un composé $A$ en solution : $A \to B + C$ . La réaction est d'ordre 1. La concentration initiale est $[A]_0 = 0,10$ mol/L. À $t = 20$ min, $[A] = 0,05$ mol/L.

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

Exercice 1

On étudie la décomposition d'un composé $A$ en solution : $A \to B + C$. La réaction est d'ordre 1. La concentration initiale est $[A]_0 = 0,10$ mol/L. À $t = 20$ min, $[A] = 0,05$ mol/L.

Déterminer 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 $E_a = 50$ kJ/mol. Comparer la constante de vitesse à 300 K et 310 K.

Exercice 2

Une réaction a une énergie d'activation $E_a = 50$ kJ/mol. Comparer la constante de vitesse à 300 K et 310 K.

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Exercice 3

Soit la réaction $2NO_2(g) \to 2NO(g) + O_2(g)$ . La vitesse est $v = k[NO_2]^2$ . Si on double la concentration de $NO_2$ , comment varie la vitesse ?

Exercice 3

Soit la réaction $2NO_2(g) \to 2NO(g) + O_2(g)$. La vitesse est $v = k[NO_2]^2$. Si on double la concentration de $NO_2$, comment varie la vitesse ?

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