Transformations lentes et transformations rapides

I ) Oxydoréduction ( rappel de 1er S )

➢ Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électron(s).
➢ Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électron(s).
➢ Un couple oxydant/réducteur est formé d'un oxydant et d'un réducteur qui se correspondent dans une réaction d'oxydoréduction.








oxydant + n.e-


=


réducteur


: couple oxydant/réducteur








Fe2+ + 2e-


=


Fe


: couple Fe2+ / Fe








Fe3+ + e-


=


Fe2+


: couple Fe3+ / Fe2+








MnO4- + 8H+ + 5e-


=


Mn2+ + 4H2O


: couple MnO4- / Mn2+➢ Une oxydoréduction est une réaction où deux couples rédox échangent un ou plusieurs électrons.
➢ Couples oxyd1/réd1 et oxyd2/réd2. L'oxydant le plus fort (par exemple oxyd1) oxyde (prend un ou plusieurs électron(s)) le réducteur le plus fort (réd2) :









oxyd1 + n1e-



réd1


(x n2)










réd2



oxyd2+ n2e-


(x n1)




_______________________________________________





n2.oxyd1 + n1.réd2



n2.réd1 + n1.oxy2
Remarques: La flèche indique le sens de l'évolution de la réaction rédox.
Le nombre d'électrons (n1n2) cédés par le réducteur 2 doit être égal au nombre d'électrons (n1n2) captés par l'oxydant 1.
➢ Exemple :









MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e-



Mn2+(aq) + 4H2O


(x1)










Fe2+(aq)



Fe3+(aq) + e-


(x 5)




__________________________________________________________





5Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8H+(aq)



5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O

II ) Transformation rapide et transformation lente.

La cinétique chimique est l'étude de l'évolution des systèmes chimiques au cours du temps.

1) Transformation rapide :

Une transformation est rapide si elle se fait en une durée trop courte pour que son évolution puisse être suivie "à l'œil nu" ou avec les appareils de mesure courants.
Exemple : décomposition d'un explosif , réactions de précipitations et réactions acido-basiques.

2) Transformation lente :

C'est une transformation dont l'évolution peut être suivie "à l'œil nu" ou avec les appareils de mesure courants pendant quelques secondes (ou plus longtemps).
Exemple : Réaction des ions iodure avec l'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène).
50 mL de solution K+ , I- à 0,2 mol.L-1 + 50 mL d'eau oxygénée à 0,01 mol.L-1 acidifiée avec quelques gouttes de H2SO4 concentré

L'apparition du diiode est progressive comme en témoigne la coloration progressive de la solution.
Ecrire l'équation chimique : couples : H2O2 / H2O et I2 / I-
H2O2 + 2 H+ + 2 e- = 2 H2O
2 I- = I2 + 2 e-
H2O2 + 2 H+ + 2 I- = I2 + 2 H2O ( I2 est jaune-marron)
Exemples : formation de la rouille , fermentation alcoolique , réaction d'estérification

III ) Facteurs cinétiques.

➢ Définition :Un facteur cinétique est une grandeur qui modifie la vitesse avec laquelle se produit une transformation chimique.
➢ Mise en évidence :
Question : Quel facteur pourrait modifier la vitesse d'une transformation chimique ?
Exemple 1 : les ions permanganate en milieu acide réagissent avec l'acide oxalique
HO2C-CO2H (éthanedioïque). A droite le mélange est plongé dans un bain Marie à 40°C.
A gauche le mélange est plongé dans un bain Marie à 20°C.











Demi-équations : MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- = Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
H2C2O4(aq) = 2 CO2(aq) +2 H+(aq) + 2 e-
2 MnO4-(aq) + 5 H2C2O4(aq) + 6 H+(aq) = 2 Mn2+(aq) + 10 CO2(aq) + 8 H2O(l)

Mélange dans une éprouvette de 25 mL : 2,5 mL de HCl à 1,0 mol.L-1 + 2,5 mL de KMnO4 à 0,10 mol.L-1 + 15 mL d'acide oxalique à 0,10 mol.L-1 ; répartir dans 2 tubes à essai à placer dans 2 béchers remplis d'eau à 20°C et à 40°C.

Plus la température du milieu réactionnel est élevée, plus la transformation est rapide. Inversement plus la température du milieu est basse plus la transformation est lente et peut même être bloquée.

Applications:
➢ On accélère certaines transformations dans l'industrie pour les rendre plus rentables.
➢ On refroidit brutalement certains milieux réactionnels pour stopper certaines transformations (cela s'appelle une "trempe").
➢ Un réfrigérateur et un congélateur permettent de ralentir les transformations de dégradation biochimiques des aliments.
➢ La cuisson des aliments est accélérée dans un autocuiseur car la température y est élevée.

Exemple 2 : Réaction entre les ions thiosulfate S2O32- et les ions oxonium H3O+
A droite la concentration initiale en ions thiosulfate est deux fois plus élevée qu'à gauche.























(à placer sur rétroprojecteur, dans le 1er bécher, 20 mL de solution de Na2S2O3 à 0,1 mol.L-1 , dans le 2ème bécher, 20 mL de solution de Na2S2O3 à 0,05 mol.L-1 .
On ajoute dans les 2 , 20 mL de HCl à 0,1 mol.L-1 (durée ≈ 1 min ))
Couples : S2O32- / S et SO2 / S2O32-
S2O32-(aq) + 6 H+(aq) + 4 e- = 2 S(s) + 3 H2O(l)
S2O32-(aq) + H2O(l) = 2 SO2(aq) + 4 e- + 2 H+(aq)
_____________________________________________
2 S2O32-(aq) + 6 H+(aq) + H2O(l) → 2 S(s) + 2 SO2(aq) + 3 H2O(l) + 2 H+(aq)
2 S2O32- + 4 H+(aq) → 2 S(s) + 2 SO2(aq) + 2 H2O(l)
Equation : S2O32-(aq) + 2 H+(aq) → S(s) + SO2 (aq) + H2O(l) (dismutation de S2O32- )
Cette réaction produit du soufre en suspension qui rend la solution opaque.


D'une manière générale, plus les concentrations initiales des réactifs sont élevées plus la transformation est rapide.

Conséquences :
On peut stopper une réaction par dilution à un instant où l’on veut faire l’analyse d'un mélange.
Au cours d' une réaction, la vitesse diminue constamment car la concentration des réactifs décroît au cours de l'avancement. (à l'exception des réactions autocatalytiques (rares) qui produisent leur propre catalyseur, ce qui accélère la réaction).

Exemple 3 : L'oxydation du dihydrogène H2 par le dioxygène O2 est infiniment lente à température ordinaire.
Le mélange d'un volume de O2 pour deux volumes de H2 est cinétiquement inerte.
Au bout de plusieurs jours, rien ne s'est passé.
Une réaction spontanée peut néanmoins avoir lieu dès que l'on met le mélange au contact d'un peu de mousse de platine. La réaction est alors explosive :
2 H2 (g) + O2 (g) = 2 H2O (g) On obtient de la vapeur d'eau.
Le platine est un catalyseur de cette réaction.
Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction chimique sans la modifier, il est régénéré à la fin de celle-ci.
Conclusion : La concentration des réactifs, la température et la présence d'un catalyseur sont des facteurs cinétiques.

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