On Commence le cours de Bac Français de la cinétique Chimque

Rappel sur les réactions d’oxydoréduction

Définition d’un oxydant

Un oxydant est une espèce chimique qui peut capter un ou plusieurs électrons

(accepteur  d’électrons)

Définition d’un réducteur

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons (donneur d’électrons)

Couples  oxydant / réducteur (ou Redox)

Dans un couple d’oxydoréduction   Oxydant / Réducteur,  noté Ox / Réd est constitué par un oxydant et un réducteur conjugué, caractérisé par demi-équation d’oxydoréduction.

Ox  +  n e <> Réd        Une demi-équation de réduction

Réd  <>  Ox  +  n e    Une demi-équation d’oxydation

Le signe <> signifie qu’on peut considérer la réaction dans les deux sens

Réaction d’oxydoréduction

Une réaction d’oxydoréduction met en jeu deux couples d’oxydoréduction

Il y a transfert d’électrons du réducteur de l’un des couples à l’oxydant de l’autre couple.

Ox1/Red1 et   Ox2/Red2.

Tous les électrons cédés par le réducteur du premier couple sont captés par l’oxydant du deuxième couple. On écrira:


 (x n2) réducteur 1   <>   oxydant 1 + n1e

 (x n1) oxydant 2 + n2e   <>   réducteur 2

n2.réducteur1 + n1.oxydant 2 => n2.oxydant 1 + n1.réducteur 2

Par conséquent il n’apparaît aucun électron dans l’équation de la réaction.

Exemple

L’équation de l’oxydation des ions Fe2+ par les ions permanganate en milieu acide.


 (x 5)    Fe2+(aq)   <>   Fe3+(aq) +1 e

 (x 1)    MnO4(aq) + 8H+(aq) + 5e <>   Mn2+(aq) + 4H2O

L’équation finale:

  5Fe2+(aq) + MnO4(aq) + 8H+(aq) =>  5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O

Équilibrer une réaction d’oxydoréduction

Méthode pour équilibrer les équations rédox

La  nécessité d’écrire la demi-réaction d’un couple rédox  Ox/Red.

Ox  +  n e <>  Réd        avec n le nombre d’électron mis en jeu.

Les électrons sont toujours situés du côté de l’oxydant.

Les règles  à suivre

Règle 1

conservation de la matière
le même nombre d’atome  de chaque côté de l’équilibre.

Règle 2 

électroneutralité
Le même nombre de charge  de chaque côté

Exemple 

Couple S4O62-/S2O32-

 

Règle1 

conservation de la matière

Multiplier par 2 l’espèce S2O32-        d’où : S4O62-      <>      2 S2O32-

Règle2 

électroneutralité

S4O62-  + 2 e- <>  2 S2O32-

La réaction est équilibrée.

Couple MnO4/Mn2+


On remarque l’oxydant contient des atomes d’oxygène alors que  le réducteur non plus, donc  il  faut  rajouter des molécules d’eau.

Règle 1 

conservation de la matière


MnO4  <> Mn2+ : les atomes de Mn sont équilibrés (1 de chaque côté)

MnO4 <> Mn2+ + 4 H2O : on rajoute 4 molécules d’eau pour équilibrer le nombre d’oxygène

MnO4 + 8H+ <> Mn2+ + 4 H2O : on rajoute 8 protons H+ correspondants aux 4 molécules d’eau.

Règle2 

électroneutralité

MnO4 + 8H+ + 5e <>  Mn2+ + 4 H2O  

on rajoute 5 électrons pour l’électroneutralité.
La réaction est équilibrée

Réaction entre les ions iodure I–   avec les ions peroxodisulfate  S2O82–

Le mélange dans un bécher de  Na2S2O8 d’une solution aqueuse d’iodure  de potassium (K+(aq)+I(aq))  Il se forme du diiode I2(𝒂𝒒) qui donne une teinte jaune puis orangée et brune

La réaction met en jeu par les  couples

I2 /I   et    S2O82– / SO42–

les demi-équations correspondantes.

S2O82-(aq) + 2e <> SO42-(aq)

2 I(aq) <>  I2(aq) + 2e

L’équation de la réaction s’écrit :

S2O8 2- (𝒂𝒒) + 2 I(𝒂𝒒)       =>      2 SO42- (𝒂𝒒) + I2(𝒂𝒒)

Réaction entre H2 O2 eau oxygéné et les ions iodure I

Le mélange dans un bécher de  l’eau oxygénée H2 O2(𝒂𝒒)  et une solution aqueuse d’iodure  de potassium (K+(aq)+I(aq))  avec et quelques goute d’acide . Il se forme du diiode I2(𝒂𝒒)  caractérisé  une teinte jaune puis orangée et brune

La réaction met en jeu par les  couples

H2 O2(𝒂𝒒) /H2 O(𝒍)      et   I2(𝒂𝒒) / I(aq).

Les demi-équations correspondantes.

2 I(aq) <>  I2(aq) + 2e

H2 O2 (aq) + 2e <> H2 O

L’équation de la réaction s’écrit 

H2 O2(𝒂𝒒) + 2 I(𝒂𝒒) + 2H+(𝒂𝒒)  → I2(𝒂𝒒) + 2H2 O(𝒍)

Transformations  chimiques lentes et rapides

Transformations rapides

Une transformation rapide se fait en une durée trop courte, de sorte que nous ne pouvons pas suivre l’évolution à l’œil nu ou avec les instruments de mesure

Exemple1

Action d’une solution de nitrate d’argent sur une solution de chlorure de sodium

Ajout de  quelques gouttes d’une solution aqueuse de nitrate d’argent Ag+ + NO3 à une solution de  chlorure de sodium Na+ + Cl .

Entraîne une formation  rapide d’un précipité blanc de chlorure d’argent

Ag+ (aq) + Cl (aq) <> AgCl (s)

Exemple 2

Réduction d’une solution de diiode I2 par une solution de thiosulfate de sodium.

Un mélange une solution de diiode I2 , couleur brun, à une solution de thiosulfate de sodium ( 2 Na+ + S2O3 2 – )  , on observe une décoloration immédiat de la solution

I2 (aq) + 2 S2O32 (aq)  2 I (aq) + S4O62 (aq)

Exemple 3

une solution violette de permanganate de potassium (K+(aq)+ Mn04(aq) ) dans une solution de sulfate de fer(II) (Fe2+aq) + S042(aq)).

 

Les couples  de cette réaction:  Mn04(aq) / Mn2+(aq)   et   Fe3+(aq) / Fe2+(aq)

MnO4(aq)   + 8 H+ + 5  Fe2+(aq)    →    Mn2+(aq)    + 4 H2O(l) + 5 Fe3+(aq)

  

La disparition  rapide de la coloration violette  caractéristique de l’ion Mn04, montre qu’il se produit une réaction instantanée entre les ions Mn04(aq) et les ions Fe2+(aq).

Transformations lentes

C’est une transformation  susceptible d’être suivie à l’œil ou par des instruments de mesure, elle dure de quelques secondes à plusieurs heures,

Exemple1

Réaction entre H2 O2 eau oxygéné et les ions iodure I

Le mélange dans un bécher de l’eau oxygénée H2 O2(𝒂𝒒)  et solution aqueuse d’iodure  de potassium (K+(aq)+I(aq))  avec quelques goute d’acide  entraine  la formation  du diiode I2(𝒂𝒒)  progressivement   (témoin : changement de teinte de la solution en jaune   puis  en marron)  C’est une transformation dont l’évolution  est suivie “à l’œil nu”    donc  la transformation est lente

Transformation lente

La réaction met en jeu par les  couples:

H2 O2(𝒂𝒒) /H2 O(𝒍)      et   I2(𝒂𝒒) / I(aq).

L’équation de la réaction s’écrit :

H2 O2(𝒂𝒒) + 2 I(𝒂𝒒) + 2H+(𝒂𝒒)  → I2(𝒂𝒒) + 2H2 O (𝒍)

Exemple 2

Réaction entre les ions iodure I–   avec les ions peroxodisulfate  S2O82–

Le mélange dans un bécher de  Na2S2O8 d’une solution aqueuse d’iodure  de potassium (K+(aq)+I(aq))  Il se forme du diiode I2(𝒂𝒒) qui donne une teinte jaune puis orangée et brune

C’est une  réaction entre les ions iodure I(incolores) et les ions peroxodisulfate S2O82– (incolores)

C’est une transformation dont l’évolution  est suivie “à l’œil nu”    donc  la transformation est lente

La réaction met en jeu par les  couples:

I2 /I   et    S2O82– / SO42–

L’équation de la réaction s’écrit :

S2O8 2- (𝒂𝒒) + 2 I(𝒂𝒒)       =>       2 SO42- (𝒂𝒒) + I2(𝒂𝒒)

Facteurs cinétiques

Définition facteurs cinétiques

 On appelle facteur cinétique une grandeur  susceptible d’influer sur la vitesse d’une transformation chimique

La concentration des réactifs et la température du système sont des facteurs cinétiques :

Plus la concentration des réactifs est élevée, plus la vitesse est élevée

Plus  on augmente la  concentration d’une solution, plus les molécules des réactifs sont plus nombreuses et  plus  la probabilité  de se rencontrer pour former les produits est plus grande alors la  réaction est ainsi plus rapide.

Plus la température est élevée plus la vitesse est élevée

Plus on élève la température d’une solution plus  les molécules sont agitées, plus la probabilité de se rencontrer pour former les produits est plus grande alors La réaction est ainsi plus rapide.

Expérience: Influence de la concentration des réactifs

Le contenu de  tube A: 5 mL d’une  solution de Na2S2O  concentration molaire 0,05 mol L-1

Le contenu de  tube B : 5 mL d’une  solution de Na2S2O8   concentration molaire 0,05 mol L-1

La concentration molaire de  tube A  est égale  à la concentration molaire de  tube B

Le contenu de  tube C : 5 mL d’une  solution de KI   concentration 0,1 mol L-1

Le contenu de  tube D : 5 mL d’une  solution de  KI     concentration 0,01 mol L-1

La concentration molaire de  tube C  est différent  à la concentration molaire de  tube D

On verse le contenu de A dans C  et de B dans D   simultanément

 Influence de la concentration des réactifs

Le contenu de  tube A: 5 mL d’une  solution de Na2S2O8   concentration molaire 0,05 mol L-1

Le contenu de  tube B : 5 mL d’une  solution de Na2S2O8   concentration molaire 0,05 mol L-1

La concentration molaire de  tube A  est égale  à la concentration molaire de  tube B

Le contenu de  tube : 5 mL d’une  solution de KI   concentration 0,1 mol L-1

Le contenu de  tube D : 5 mL d’une  solution de  KI     concentration 0,01 mol L-1

La concentration molaire de  tube C  est différent  à la concentration molaire de  tube D

On verse le contenu de A dans C  et de B dans D   simultanément

Observation  de résultat :

Quel que soit l’instant t  la couleur dans le mélange A+ C  est plus intense que celle dans le mélange B+D

L’apparition de la couleur brune est plus rapide dans le  mélange A+C  que dans le mélange B+D.

 Conclusion :

La concentration des réactifs est un facteur cinétique.

 Influence de la température

On verse le contenu de A dans C et de B dans D simultanément

Le mélange B+D est  à une température ambiante 20°C

Le mélange A+C  est chauffé à une température de 80°C

 Influence de la température

Observation  de résultat :

Quel que soit l’instant t  La couleur dans le mélange A+ C  est plus intense que celle dans le mélange B+D

L’apparition de la couleur brune est plus rapide dans le  mélange A+C  que dans le mélange B+D.

Conclusion

La température est un facteur cinétique.

Suivi cinétique d’une réaction chimique

Méthode chimique

Nécessité  de   dosage  l’une des espèces chimiques (soit réactif ou produit) au cours de l’évolution  de la réaction.

On doit fractionner la solution de la réaction en plusieurs échantillons pour les analyser séparément aux différents dates; 

Stoppage de  la réaction pour  cause d’arrêter l’évolution du système réactionnel au cours de dosage, en  effectue  alors soit une trempe ou une forte dilution

Méthodes physiques

Suivre   dans le temps l’évolution d’une transformation chimique et en particulier  la  détermination de  x=f(t) en continu  nécessite l’utilisation de certaines grandeurs physiques mesurables dépendent de la concentration de certaines espèces chimiques.

La  Méthode physique  nous permet un enregistrement continu de l’évolution d’un réactif ou d’un produit

Quelques méthodes physiques :

Conductimétrie : le système réactionnel doit  contenir d’ions (produit ou réactif)

la mesure de la conductivité permet d’accéder à la concentration de ces ions

PH-métrie : la présence des ions oxonium H+(aq) ou H3O+ dans le milieu réactionnels

La mesure du pH donne accès à la concentration de ces ions.

La mesure de pression: Pour les réactions produisant ou consommant des gaz

Nous utilisons le manomètre pour suivre la pression du mélange réactionnel dans le temps.

Spectrophotométrie lorsque l’une des espèces mises en jeu (réactif ou produit) est colorée

 On utilise les propriétés optiques


        


aliwiss
aliouhidousse@gmail.com
Webmaster, après avoir fini mes études dans la faculté des sciences et techniques au Maroc , Branche : LST ingénierie de l'eau et de l'environnement, J'ai commencé mes business sur le web

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