Cours
Transformations rapides et transformations lentes — Cours
Réactions d'oxydoréduction, transformations rapides et lentes, et facteurs cinétiques (température, concentration) : cours complet avec activités et exercices d'application, par Pr Jenkal Rachid.
Ce cours de Chimie est destiné aux élèves de 2ème Bac (Semestre 1) et s'inscrit dans le chapitre « Transformations lentes et transformations rapides ».
Cours réalisé par Professeur Jenkal Rachid.
Situation-problème
La combustion d'un gaz dans l'air est une transformation rapide et la formation d'une couche de rouille sur une surface métallique est une transformation lente, et les deux transformations sont des réactions d'oxydoréduction.
- Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydoréduction ?
- Qu'est-ce qu'une transformation rapide et une transformation lente ?
- Peut-on accélérer ou ralentir une réaction chimique ?
Objectifs : connaissances et savoir-faire exigibles
- Écrire l'équation de la réaction associée à une transformation d'oxydoréduction.
- Mettre en évidence l'influence du facteur temps dans le déroulement d'un certain nombre de transformations d'oxydoréduction.
- Connaître l'influence de la concentration des réactifs et de la température sur le déroulement temporel d'une réaction.
- Interpréter cette influence au niveau microscopique.
I. Réactions d'oxydoréduction (rappel)
Activité 1 : action des ions argent (Ag+) sur une lame de cuivre (Cu)
On immerge partiellement une lame (ou un fil) de cuivre dans un bécher (ou un tube à essais) contenant une solution de nitrate d'argent (Ag+(aq), NO3-(aq)). Après quelques minutes, on observe un dépôt brillant sur la partie immergée de la lame, et après une longue durée, la solution initialement incolore devient bleue.
Exploitation :
- Interpréter ces observations.
- Préciser l'espèce chimique qui joue le rôle de réducteur et l'espèce chimique qui joue le rôle d'oxydant, et en déduire les couples oxydant/réducteur intervenant dans cette réaction chimique.
- Écrire l'équation bilan de la réaction ayant lieu entre le cuivre et les ions d'argent.
Interprétation :
La coloration bleue de la solution indique la formation des ions Cu2+(aq) : le cuivre Cu(s) se transforme en ion Cu2+(aq) en libérant 2 électrons, selon la demi-équation : Cu(s) ⇄ Cu2+(aq) + 2 e-. Le dépôt brillant qui se forme sur la lame de cuivre est de l'argent métallique, constitué d'atomes d'argent Ag(s) : l'ion Ag+(aq) se transforme en métal Ag(s) en captant un électron, selon la demi-équation : Ag+(aq) + 1 e- ⇄ Ag(s).
Le cuivre Cu(s) joue le rôle de réducteur, puisqu'il a perdu deux électrons et s'est oxydé en son oxydant conjugué Cu2+(aq) : ces deux espèces forment le couple Cu2+(aq)/Cu(s). Le cuivre a donc subi une oxydation. L'ion Ag+(aq) joue le rôle d'oxydant, puisqu'il a capté un électron et s'est réduit en son réducteur conjugué Ag(s) : ces deux espèces forment le couple Ag+(aq)/Ag(s). L'ion Ag+(aq) a donc subi une réduction.
L'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction est obtenue en ajoutant membre à membre les deux demi-réactions, de manière à éliminer les électrons :
Oxydation : Cu(s) ⇄ Cu2+(aq) + 2 e-
Réduction : 2 × (Ag+(aq) + 1 e- ⇄ Ag(s))
Réaction d'oxydoréduction : Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
Conclusion
- L'oxydant (Ox) : espèce chimique capable de capter (gagner) un ou plusieurs électrons au cours d'une réaction chimique ; il subit une réduction.
- Le réducteur (Red) : espèce chimique capable de céder (perdre) un ou plusieurs électrons au cours d'une réaction chimique ; il subit une oxydation.
- L'oxydation : est une perte d'électrons. La réduction : est un gain d'électrons.
- Le couple oxydant/réducteur, ou couple redox, noté Ox/Red, est constitué d'un oxydant et de son réducteur ; ils sont liés par la demi-équation d'oxydoréduction : Ox + n e- ⇄ Red.
- La réaction d'oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle s'effectue un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques (l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple).
Remarque — lois de conservation : une équation de réaction doit toujours respecter : la conservation de l'élément chimique, la conservation de la charge, la conservation de la quantité de matière.
Exercice d'application n° 1 : lois de conservation
Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction entre les ions ferreux Fe2+ et les ions permanganate MnO4- en milieu acide, puis entre les ions Fe2+ et les ions dichromate Cr2O72- en milieu acide. Couples : MnO4-/Mn2+ ; Fe3+/Fe2+ ; Cr2O72-/Cr3+.
Réponse : pour établir la demi-équation du couple MnO4-/Mn2+, on équilibre successivement l'élément manganèse, puis l'élément oxygène (par des molécules d'eau), puis l'élément hydrogène (par des ions H+, milieu acide), et enfin la charge électrique (par des électrons) :
MnO4- + 8 H+ + 5 e- ⇄ Mn2+ + 4 H2O
Le fer(II) s'oxyde selon : Fe2+ ⇄ Fe3+ + 1 e-. En combinant les deux demi-équations pour éliminer les électrons (5 × Fe2+) :
MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O
De même, pour le couple Cr2O72-/Cr3+ : Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- ⇄ 2 Cr3+ + 7 H2O, combinée à 6 × (Fe2+ ⇄ Fe3+ + 1 e-) :
Cr2O72- + 6 Fe2+ + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O
II. Transformations lentes et transformations rapides
1. Transformations rapides
Activité 2 : mise en évidence expérimentale d'une transformation rapide
On verse 20 mL de solution de sulfate de cuivre II (Cu2+(aq) + SO42-(aq)) dans un tube à essai, puis on ajoute 10 mL de soude (Na+(aq) + HO-(aq)). On observe la formation immédiate d'un précipité bleu, l'hydroxyde de cuivre II, selon l'équation : Cu2+(aq) + 2 HO-(aq) → Cu(HO)2(s). Cette réaction ne peut pas être suivie à l'œil nu : c'est une réaction rapide.
Autre exemple : en versant une solution violette d'ions permanganate MnO4- dans une solution acidifiée d'ions Fe2+, on observe une décoloration immédiate (instantanée) dès le contact : la transformation d'oxydoréduction entre MnO4-(aq) et Fe2+(aq) en milieu acide est rapide.
Conclusion : les transformations rapides (instantanées) sont des transformations qui se produisent rapidement, de sorte que nous ne pouvons pas suivre leur évolution dans le temps à l'œil nu ni avec les appareils de mesure courants disponibles en laboratoire : il est impossible de distinguer des états intermédiaires entre l'état initial et l'état final du système chimique.
2. Transformations lentes
Activité 3 : mise en évidence expérimentale d'une transformation lente
Le peroxyde d'hydrogène H2O2(aq) (eau oxygénée), en solution aqueuse acide, réagit avec les ions iodure I-. On mélange dans un bécher 20 mL d'eau oxygénée à 0,20 mol.L-1 et 2 mL d'acide sulfurique ; à un instant choisi comme origine des dates, on ajoute 20 mL d'une solution d'iodure de potassium à c = 10-2 mol.L-1. Couples mis en jeu : H2O2(aq)/H2O(l) et I2(aq)/I-(aq).
On observe que la couleur du mélange réactionnel évolue progressivement du jaune au jaune foncé, puis prend une coloration brune de plus en plus foncée avec le temps : on peut qualifier cette transformation de lente, car son évolution peut être suivie à l'œil nu.
Demi-équations : H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- ⇄ 2 H2O(l) ; 2 I-(aq) ⇄ I2(aq) + 2 e-.
Équation bilan : H2O2(aq) + 2 I-(aq) + 2 H+(aq) → 2 H2O(l) + I2(aq)
Conclusion : les transformations lentes sont des transformations qui se produisent lentement — elles durent de quelques secondes à plusieurs heures — de sorte que leur évolution dans le temps peut être suivie à l'œil nu ou avec les appareils de mesure courants disponibles en laboratoire.
Exemples : quelques réactions d'oxydoréduction, la fermentation alcoolique, les réactions d'estérification et d'hydrolyse.
III. Facteurs cinétiques
1. Définition
L'évolution temporelle des systèmes chimiques dépend de la nature des réactifs mis en présence, mais aussi des conditions expérimentales. Selon les conditions expérimentales, une réaction lente peut devenir rapide et vice-versa. Les paramètres qui influent sur la vitesse d'évolution d'un système chimique sont appelés facteurs cinétiques : un facteur cinétique est une grandeur capable de modifier la vitesse d'une réaction chimique. Les facteurs cinétiques sont : la température, la concentration initiale des réactifs, l'emploi d'un catalyseur.
2. Influence de la température
Activité 4 : la température est-elle un facteur cinétique ?
On verse dans deux tubes à essais A et B, 10,0 mL d'une solution d'acide oxalique H2C2O4(aq) à 0,50 mol.L-1. On plonge le tube A dans un bain-marie à 20 °C et le tube B dans un bain-marie à 60 °C. À un instant choisi comme origine, on ajoute en même temps 3 mL d'une solution acidifiée de permanganate de potassium à 0,50 mol.L-1 dans chaque tube. Les ions MnO4-(aq) sont violets en solution, l'acide oxalique et l'acide sulfurique sont incolores, ainsi que les ions Mn2+(aq).
Interprétation : l'équation bilan de la réaction, couples MnO4-(aq)/Mn2+(aq) et CO2(g)/H2C2O4(aq), est obtenue en combinant 2 × (MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- ⇄ Mn2+(aq) + 4 H2O(l)) et 5 × (H2C2O4(aq) ⇄ 2 CO2(g) + 2 H+(aq) + 2 e-) :
2 MnO4-(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 6 H+(aq) → 2 Mn2+(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O(l)
C'est une réaction d'oxydoréduction, car il y a transfert d'électrons entre l'oxydant MnO4-(aq) et le réducteur H2C2O4(aq). On observe que la disparition de la couleur violette (décoloration) est plus rapide dans le tube B, à 60 °C : la vitesse de disparition des ions MnO4-(aq) est plus grande quand la température est plus élevée. Au niveau microscopique, la température est liée à l'agitation moléculaire : plus la température est élevée, plus les réactifs sont agités, donc plus le nombre de chocs efficaces par unité de temps est grand, et plus la vitesse de la réaction est grande.
Conclusion : la température est un facteur cinétique ; la vitesse d'évolution d'un système chimique est d'autant plus grande que sa température est plus élevée.
3. Influence de la concentration des réactifs
Activité 5 : la concentration est-elle un facteur cinétique ?
En milieu acide, les ions permanganate réagissent lentement avec l'acide oxalique selon : 3 MnO4-(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 6 H+(aq) → 2 Mn2+(aq) + 10 CO2(g) + 8 H2O(l). On dispose d'une solution acidifiée de permanganate de potassium à C1 = 2,0.10-3 mol.L-1 et d'une solution d'acide oxalique à C3 = 5,0.10-1 mol.L-1, pour préparer trois mélanges A, B et C de même volume V = V1+V2+V3 = 20 mL (V1, V2, V3 : volumes de permanganate, d'eau et d'acide oxalique). On ajoute simultanément le volume V3 d'acide oxalique en déclenchant le chronomètre, et on mesure la durée td de disparition de la teinte violette :
| Mélange | V1 (mL) | V2 (mL) | V3 (mL) | [MnO4-]i (mol.L-1) | [H2C2O4]i (mol.L-1) | td (s) |
|---|---|---|---|---|---|---|
| A | 5,0 | 9,0 | 6,0 | 5,0.10-4 | 1,5.10-1 | 300 |
| B | 5,0 | 6,0 | 9,0 | 5,0.10-4 | 2,25.10-1 | 260 |
| C | 5,0 | 3,0 | 12,0 | 5,0.10-4 | 3,0.10-1 | 220 |
Interprétation : l'espèce responsable de la couleur du mélange est l'ion permanganate MnO4-(aq). Les trois mélanges ont la même concentration initiale en ions permanganate, mais des concentrations initiales différentes en acide oxalique : cette série d'expériences permet donc d'étudier l'influence de la concentration initiale en acide oxalique sur la vitesse de la réaction. On observe que la durée td de disparition de la teinte violette est d'autant plus faible que [H2C2O4]i est plus grande : la durée d'évolution de la réaction diminue quand la concentration initiale du réactif augmente. Au niveau microscopique, plus la concentration des réactifs est grande, plus le nombre de réactifs par unité de volume est grand, donc plus le nombre de chocs efficaces par unité de temps est grand, et plus la vitesse de la réaction est grande.
Conclusion : la concentration initiale des réactifs est un facteur cinétique ; la vitesse d'évolution d'un système chimique est d'autant plus grande que les concentrations initiales sont plus importantes.
Remarque : il existe d'autres facteurs cinétiques, comme le catalyseur (et la nature du solvant).
IV. Quelques applications des facteurs cinétiques
On peut ralentir ou accélérer une transformation chimique en agissant sur les facteurs cinétiques.
1. Accélération ou déclenchement d'une réaction chimique
On accélère ou on déclenche des transformations en augmentant la température du milieu réactionnel. Exemples : la synthèse de l'ammoniac, la combustion d'essence, l'utilisation d'un autocuiseur (cocotte-minute) pour cuire des aliments.
Explications : dans un autocuiseur, la pression est supérieure à la pression atmosphérique, donc la température d'ébullition de l'eau y est supérieure à 100 °C : un aliment cuit à l'eau dans un autocuiseur cuit à une température plus élevée que dans une casserole ouverte, la cuisson est donc plus rapide. Les réactions d'estérification et d'hydrolyse sont également plus rapides lorsque la température augmente : un chauffage permet d'arriver plus rapidement à l'état d'équilibre.
2. Ralentissement ou arrêt d'une réaction chimique
On ralentit ou on bloque des transformations en diminuant la température ou en diluant le mélange réactionnel. Exemples : la conservation des aliments dans un réfrigérateur, le contrôle des réactions dangereuses.
Explications : les réactions de dégradation des aliments sont ralenties lorsqu'on stocke les aliments au réfrigérateur, et encore davantage lorsqu'on les congèle pour les stocker au congélateur (-18 °C).
Exercices
Exercice d'application n° 2 : facteurs cinétiques
On réalise l'oxydation des ions iodure I-(aq) par les ions peroxodisulfate S2O82-(aq). Cette réaction, lente et totale, met en jeu les couples I2(aq)/I-(aq) et S2O82-(aq)/SO42-(aq).
- Établir l'équation bilan de la réaction chimique.
- Afin d'étudier les facteurs cinétiques influant sur la durée de cette réaction, on réalise 3 expériences :
Expérience [I-]0 (mol.L-1) [S2O82-]0 (mol.L-1) Température (°C) 1 2,0.10-2 1,0.10-2 20 2 4,0.10-2 2,0.10-2 20 3 4,0.10-2 2,0.10-2 35 - Sans justifier, répondre par Vrai ou Faux :
- 3.1 C'est dans l'expérience 2 que la vitesse de réaction est la plus faible.
- 3.2 Par comparaison entre les expériences 1 et 3, on étudie l'influence de la température.
- 3.3 C'est dans l'expérience 3 que la vitesse de réaction est la plus grande.
- 3.4 Les ions iodure sont toujours en excès.
- 3.5 La quantité finale de diiode formé dans l'expérience 2 est le double de celle formée dans l'expérience 1.
Exercice 3 : effet de la concentration initiale des réactifs sur la vitesse de la réaction chimique
On réalise successivement trois mélanges (pour chacun, l'eau oxygénée est introduite à l'instant t = 0 s) ; dans les trois mélanges, l'acide sulfurique est en large excès :
| Réactifs | Mélange A | Mélange B | Mélange C |
|---|---|---|---|
| Acide sulfurique 0,1 mol/L | 10 mL | 10 mL | 10 mL |
| Solution iodure 0,1 mol/L | 18 mL | 10 mL | 10 mL |
| Eau oxygénée 0,1 mol/L | 2 mL | 2 mL | 1 mL |
| Eau distillée | 0 mL | 8 mL | 9 mL |
Un document (courbes) donne les concentrations en diiode formé en fonction du temps pour chaque mélange.
Étude de l'état initial :
- 1 Écrire l'équation de la réaction étudiée. Couples donnés : I2(aq)/I-(aq) et H2O2(aq)/H2O(l).
- 2 Calculer la concentration molaire de l'eau oxygénée et des ions iodure pour chaque mélange.
Étude des courbes :
- 1 Préciser (en justifiant), dans chaque cas, le réactif limitant, et en déduire les concentrations finales en diiode lorsque la réaction est terminée.
- 2 Attribuer à chaque courbe numérotée le mélange correspondant A, B ou C, en justifiant.
- 3 À t = 30 min, les réactions sont-elles terminées dans les trois cas ? Justifier la réponse.