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Transformations chimiques rapides et transformations chimiques lentes

2 Bac SP / SVT / SM — Chimie

Transformations chimiques rapides et lentes

Réactions d'oxydoréduction, facteurs cinétiques, tableau d'avancement.

I.Les réactions d'oxydoréduction

1. Activité — Cuivre dans une solution de nitrate d'argent

On verse une solution de nitrate d'argent (Ag⁺_(aq) + NO₃⁻_(aq)) dans un bécher, puis on ajoute un fil de cuivre Cu_(s). Après un temps, la solution incolore devient bleue et il se forme un dépôt solide brillant (argent métallique) sur le fil.

2. Remarques

–L'ion Ag⁺_(aq) se réduit en Ag_(s) — demi-équation :

Ag⁺_(aq) + e⁻ ⇋ Ag_(s)    (réduction)

–Le cuivre Cu_(s) s'oxyde en Cu²⁺_(aq) (coloration bleue) — demi-équation :

Cu_(s) ⇋ Cu²⁺_(aq) + 2e⁻    (oxydation)

–Ag⁺_(aq) joue le rôle de l'oxydant ; Cu_(s) joue le rôle du réducteur.

Équation globale :

Cu_(s) + 2 Ag⁺_(aq) → Cu²⁺_(aq) + 2 Ag_(s)

3. Conclusions

–L'oxydant (ox) est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.

–Le réducteur (réd) est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

–Couple oxydant/réducteur Ox/Réd : caractérisé par la demi-équation :

Ox + n e⁻ ⇋ Réd

–La réaction d'oxydoréduction fait intervenir un échange d'électrons entre les réactifs de deux couples Ox₁/Réd₁ et Ox₂/Réd₂.

SIMULATION — Échange d'électrons dans une réaction d'oxydoréduction

Choisir la réaction : Cu + Ag¹♠ (fil de cuivre dans AgNO₃) Fe + H¹♠ (fer dans acide chlorhydrique) MnO₄¹− + Fe²♠ (permanganate + fer II)

Sélectionnez une réaction et cliquez sur Lancer.

L'animation montre le transfert d'électrons de l'oxydant vers le réducteur et le changement de couleur observé.

Application — Permanganate / Fer(II) en milieu acide.
Couples : Fe³⁺/Fe²⁺ et MnO₄⁻/Mn²⁺

1.Demi-équations : Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (oxydation ×5)  |  MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O (réduction)

2.Équation globale : MnO₄⁻ + 5 Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5 Fe³⁺ + 4H₂O

II.Transformations rapides et transformations lentes

1. Les transformations rapides

a– Activité. On verse 20 mL de sulfate de cuivre II dans un tube à essai, puis on ajoute 10 mL de soude.

–On observe immédiatement la formation d'un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre II :

Cu²⁺_(aq) + 2 HO⁻_(aq) → Cu(OH)_2(s)

c– Conclusion : Une transformation est dite rapide si elle s'effectue en une durée trop courte pour être suivie à l'œil nu ou avec des instruments de mesure usuels.

2. Les transformations lentes

a– Activité. On mélange 50,0 mL de solution d'iodure de potassium (0,20 mol/L) acidifiée, et 50,0 mL d'eau oxygénée (0,01 mol/L).

–La couleur du mélange change progressivement avec le temps (apparition du diiode I₂).

–L'évolution progressive montre que la transformation est lente.

c– Conclusion : Une transformation est dite lente si elle est susceptible d'être suivie à l'œil nu ou par des instruments de mesure au cours du temps.

SIMULATION — Transformation rapide vs lente : observer l'évolution en temps réel

Gauche = rapide (Cu²⁺ + HO⁻)  |  Droite = lente (I⁻ + H₂O₂)

La transformation rapide se complète en quelques instants ; la lente évolue progressivement sur plusieurs minutes.

III.Les facteurs cinétiques

Un facteur cinétique est une grandeur qui influe sur la vitesse d'évolution d'un système chimique.

2. L'influence de la température

Acide oxalique H₂C₂O₄ (0,50 mol/L) + solution de permanganate KMnO₄ dans deux tubes à 20°C et 40°C.

Conclusion : La vitesse d'évolution est d'autant plus grande que la température est plus élevée.

3. L'influence de la concentration initiale des réactifs

Thiosulfate de sodium à 0,05 mol/L et 0,10 mol/L avec HCl à 0,10 mol/L. La vitesse est plus grande dans le bécher à 0,10 mol/L.

Conclusion : La vitesse d'évolution est d'autant plus grande que les concentrations initiales en réactifs sont plus élevées.

4. Applications des facteurs cinétiques

–On accélère certaines transformations dans l'industrie pour les rendre plus rentables.

–On refroidit brutalement certains milieux réactionnels pour stopper des transformations.

–L'utilisation d'une cocotte-minute (haute pression → température élevée → cuisson plus rapide).

–Conservation des aliments au réfrigérateur (basse température → ralentissement des réactions).

SIMULATION — Facteurs cinétiques : effet de T et de la concentration sur la vitesse

Température T (°C) : 20 Concentration C (mol/L) : 0.10

Vitesse relative = …

Augmentez T ou C : observez la réaction s'accélérer (couleur du mélange évoluant plus vite).

Tableau d'avancement

Le tableau d'avancement permet de suivre l'évolution des quantités de matière au cours d'une transformation. Pour la réaction :

a A + b B → c C + d D

État	Avancement x	n(A)	n(B)	n(C)	n(D)
Initial	x = 0	nA0	nB0	0	0
Intermédiaire	x	nA0 − ax	nB0 − bx	cx	dx
Final	xmax	nA0 − axmax	nB0 − bxmax	cxmax	dxmax

Le réactif limitant est celui dont la quantité s'annule en premier : x_max = min(n_A0/a , n_B0/b).

SIMULATION — Tableau d'avancement interactif (Fe + HCl)

m(Fe) (g) : 0.56 V(HCl) (mL) : 30 C(HCl) (mol/L) : 1.0

n(Fe) = … mol | n(H¹) = … mol | Réactif limitant = … | xₘₐₓ = … mol

Le graphe montre n(Fe) et n(H⁺) en fonction de x. Le réactif limitant s'annule en premier.

Exercice d'application 1 — Fe + HCl. m(Fe) = 0,56 g, V = 30 mL, C = 1 mol/L.

1.Couples : Fe²⁺/Fe et H⁺/H₂. Demi-équations : Fe → Fe²⁺ + 2e⁻  |  2H⁺ + 2e⁻ → H₂. Équation : Fe + 2H⁺ → Fe²⁺ + H₂

2.n(Fe) = 0,56/56 = 0,01 mol  |  n(H⁺) = 1 × 0,030 = 0,030 mol

3.x_max = min(0,01/1 ; 0,030/2) = min(0,01 ; 0,015) = 0,01 mol. Réactif limitant : Fe

4.À x = x_max/6 = 0,01/6 : n(Fe) = 0,01−0,01/6 ≈ 0,00833 mol ; n(H⁺) = 0,030−2×0,01/6 ≈ 0,0267 mol. À la fin : n(Fe) = 0 ; n(Fe²⁺) = 0,01 mol ; n(H₂) = 0,01 mol ; n(H⁺) = 0,010 mol.

Exercice d'application 2 — Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺.

1.Couples : Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ (oxydant) et Fe³⁺/Fe²⁺ (réducteur). Demi-équations : Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O  |  Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (×6)

2.Équation : Cr₂O₇²⁻ + 6 Fe²⁺ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 6 Fe³⁺ + 7H₂O. Tableau : n(Cr₂O₇²⁻) = n₁ − x ; n(Fe²⁺) = n₂ − 6x ; n(Cr³⁺) = 2x ; n(Fe³⁺) = 6x.

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