Les transformations rapides et les transformations lentes
Pour 2BAC PC2BAC SVT2BAC SMMis à jour le 15 octobre 2026
Objectifs pédagogiques
Écrire l'équation de la réaction modélisant une transformation d'oxydoréduction.
Identifier les deux couples oxydant/réducteur intervenants.
Distinguer une transformation rapide d'une transformation lente à partir d'observations expérimentales.
Mettre en évidence expérimentalement l'influence des facteurs cinétiques (température et concentration) sur la vitesse d'une réaction.
Compétences visées
Exploiter des résultats expérimentaux pour justifier le caractère lent ou rapide d'une transformation.
Savoir dresser un tableau descriptif d'évolution (tableau d'avancement) complet et déterminer le bilan de matière à l'état final.
Vérifiez vos prérequis
Qu’est-ce qu’un oxydant ?
Un oxydant est une espèce qui se réduit (elle gagne des électrons).
Qu’est-ce qu’une réaction d’oxydoréduction ?
Une réaction d’oxydoréduction (ou réaction redox) est une réaction chimique dans laquelle il y a un transfert d’électrons entre deux espèces chimiques.
Comment détermine-on le réactif limitant ?
On suppose que chaque réactif est entièrement consommé, ce qui permet de calculer plusieurs valeurs de l'avancement maximal $x_{max}$. Le réactif limitant est celui qui correspond à la plus petite valeur de $x_{max}$.
Situation de départ
Lors de la célébration de la fête de Achoura, les jeunes utilisent souvent des pétards. Ces derniers explosent de manière bruyante et quasi-instantanée au simple contact d'une flamme. En parallèle, dans les villes côtières marocaines, on observe que les portails et les fenêtres en fer des habitations se dégradent et se couvrent progressivement de rouille. Cependant, ce phénomène d'oxydation ne se produit pas du jour au lendemain, mais s'étale sur plusieurs années, malgré un entretien régulier.
Constat : La réaction chimique de la poudre noire à l'intérieur du pétard se termine en une fraction de seconde, alors que l'oxydation du fer (la formation de la rouille) est un processus extrêmement étalé dans le temps.
Problème : Pourquoi deux transformations chimiques peuvent-elles posséder des durées d'évolution si différentes ? Quels sont les paramètres extérieurs qui nous permettraient de contrôler cette vitesse, que ce soit pour éviter la dégradation par la rouille ou pour accélérer une réaction utile dans l'industrie ?
Deux échelles de temps : L'explosion instantanée face à la lente formation de la rouille.
1. Rappel : Les réactions d'oxydoréduction
La compréhension de la cinétique chimique nécessite une maîtrise parfaite des réactions d'oxydoréduction, car la majorité des transformations étudiées dans cette unité en sont.
Oxydant et réducteur
L'oxydant ($Ox$) : C'est toute espèce chimique (atome, ion ou molécule) capable de capter un ou plusieurs électrons lors d'une réaction chimique.
Le réducteur ($Red$) : C'est toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons lors d'une réaction chimique.
Couple oxydant/réducteur et demi-équation
Un couple oxydant/réducteur, noté $Ox/Red$, est constitué de deux espèces chimiques conjuguées qui peuvent se transformer l'une en l'autre par un transfert d'électrons.
Le passage d'une forme à l'autre est modélisé par la demi-équation électronique :
$Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$
Réaction d'oxydoréduction
Une réaction d'oxydoréduction est une transformation chimique au cours de laquelle se produit un transfert d'électrons entre le réducteur d'un couple $Ox_1/Red_1$ et l'oxydant d'un autre couple $Ox_2/Red_2$.
Exemples d'équilibrage d'équations
Exemple 1 : Réaction entre les ions $Cu^{2+}$ et le métal Zinc $Zn$
Les couples mis en jeu sont : ${Cu^{2+}}_{(aq)} / {Cu}_{(s)}$ et ${Zn^{2+}}_{(aq)} / {Zn}_{(s)}$.
Demi-équation de réduction : ${Cu^{2+}}_{(aq)} + 2e^- \rightleftharpoons {Cu}_{(s)}$
Expérience 1 : Dans un bécher contenant une solution de sulfate de cuivre II (${Cu^{2+}}_{(aq)} + {SO_4^{2-}}_{(aq)}$) de couleur bleue, on ajoute quelques gouttes de solution d'hydroxyde de sodium (${Na^+}_{(aq)} + {HO^-}_{(aq)}$). Dès la chute de la première goutte, on constate qu'un précipité bleu d'hydroxyde de cuivre apparaît de manière totalement instantanée.
Formation instantanée du précipité bleu d'hydroxyde de cuivre II.
Expérience 2 : Dans un autre bécher, on mélange un volume $V = 20 \text{ mL}$ d'une solution de thiosulfate de sodium ($2{Na^+}_{(aq)} + {S_2O_3^{2-}}_{(aq)}$) de concentration $C_1 = 0,1 \text{ mol.L}^{-1}$ avec un volume $V' = 20 \text{ mL}$ d'une solution d'acide chlorhydrique (${H_3O^+}_{(aq)} + {Cl^-}_{(aq)}$) de concentration $C_2 = 1 \text{ mol.L}^{-1}$. Le mélange reste initialement limpide. Cependant, après quelques dizaines de secondes, la solution devient progressivement trouble et opaque suite à la formation continue d'un solide de couleur jaune pâle (le soufre).
Questions :
1 Comment peut-on qualifier la durée d'évolution de la réaction dans l'expérience 1 ?
2 Écrire l'équation de la réaction d'oxydoréduction de l'expérience 2 en s'appuyant sur les demi-équations. Justifier le qualificatif de vitesse donné à cette réaction sachant que les couples sont : ${S_2O_3^{2-}}_{(aq)}/{S}_{(s)}$ et ${SO_2}_{(g)}/{S_2O_3^{2-}}_{(aq)}$.
Voir les réponses
1 L'apparition du précipité bleu est immédiate. On ne peut pas distinguer d'états intermédiaires entre l'état initial et final à l'œil nu. C'est une transformation rapide.
2 Les demi-équations s'écrivent (Le thiosulfate joue le rôle d'oxydant et de réducteur) :
Réduction : ${S_2O_3^{2-}}_{(aq)} + 6{H^+}_{(aq)} + 4e^- \rightleftharpoons 2{S}_{(s)} + 3{H_2O}_{(l)}$
Oxydation : ${S_2O_3^{2-}}_{(aq)} + {H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons 2{SO_2}_{(g)} + 2{H^+}_{(aq)} + 4e^-$
L'équation globale simplifiée est :
L'apparition du trouble jaune se fait de manière progressive sur plusieurs secondes. On peut suivre l'évolution avec nos yeux. C'est donc une transformation lente.
Les transformations rapides
Une transformation rapide (ou instantanée) est une transformation qui se produit en une durée trop courte pour que l'on puisse suivre son évolution au cours du temps avec l'œil nu ou avec les appareils de mesure courants disponibles en laboratoire.
Il est impossible de distinguer les états intermédiaires du système. Exemples : les réactions de précipitation, les réactions explosives, et certaines réactions acido-basiques fortes.
Les transformations lentes
Une transformation lente est une transformation dont l'évolution dure de quelques secondes à plusieurs heures, ce qui permet à l'observateur de suivre son déroulement à l'œil nu ou à l'aide d'instruments de mesure physiques ou chimiques.
Exemples : la formation de la rouille (oxydation du fer), la patine du cuivre, ou la réaction entre l'acide chlorhydrique et le zinc.
Testez-vous
3. Les facteurs cinétiques
Un facteur cinétique est une grandeur physique ou chimique (comme la température ou la concentration) capable de modifier la vitesse d'évolution d'un système chimique sans pour autant changer l'état final du système ni la nature des produits formés.
Influence de la température
Ouvrir la simulation : Influence de la température
On étudie la réaction d'oxydoréduction entre les ions permanganate ${MnO_4^-}_{(aq)}$ (qui ont une forte coloration violette) et l'acide oxalique $H_2C_2O_4$ (qui est incolore) en milieu acide. On prépare deux béchers (1) et (2) contenant exactement le même volume et la même concentration de réactifs.
Le bécher (1) est maintenu à la température ambiante de $20^\circ C$, tandis que le bécher (2) est placé dans un bain-marie chauffé à $40^\circ C$. En chronométrant la durée nécessaire pour observer la disparition totale de la couleur violette dans chaque bécher, on constate visuellement que le bécher (2) chauffé se décolore beaucoup plus vite que le bécher (1).
La décoloration du mélange contenant le permanganate est nettement plus rapide à chaud.
Questions :
1 En vous basant sur la constatation expérimentale, quel est le paramètre qui a modifié la vitesse d'évolution du système ?
2 Quelle conclusion générale peut-on formuler concernant l'influence de ce paramètre ?
Voir la réponse
1 Le seul paramètre qui diffère entre les deux béchers est la température ($20^\circ C$ contre $40^\circ C$). C'est donc la chaleur qui a accéléré la disparition de la couleur violette dans le bécher 2.
2Conclusion : La température agit comme un facteur cinétique. D'une manière générale, plus la température du milieu réactionnel est élevée, plus la transformation chimique est rapide.
Influence de la concentration initiale des réactifs
Ouvrir la simulation : Influence de la concentration initiale des réactifs
On étudie la réaction produisant du diiode $I_2$ (de couleur brune) à partir d'eau oxygénée $H_2O_2$ et d'ions iodure ${I^-}_{(aq)}$ en milieu acide. On réalise simultanément trois mélanges (K1, K2, K3) dans lesquels on introduit des volumes identiques d'eau oxygénée et d'acide, mais des volumes différents de la solution d'iodure de potassium ($KI$). On compense la différence de volume avec de l'eau distillée pour que le volume total du mélange reste constant.
Mélange K1 : Volume de $KI$ = 40 mL
Mélange K2 : Volume de $KI$ = 20 mL + 20 mL d'eau distillée
Mélange K3 : Volume de $KI$ = 10 mL + 30 mL d'eau distillée
On observe que la couleur brune caractéristique du diiode apparaît et s'intensifie de manière beaucoup plus fulgurante dans le bécher K1, suivi de K2, et enfin très lentement dans K3.
Questions :
1 Quel est l'intérêt d'ajouter de l'eau distillée dans les mélanges K2 et K3 ?
2 Déduisez l'effet de la concentration initiale sur la vitesse de la réaction en vous basant sur l'observation de la couleur brune.
Voir la réponse
1 L'ajout d'eau distillée permet de maintenir un volume total identique pour les trois mélanges. Ainsi, seule la concentration initiale en ions iodure varie, ce qui nous permet d'étudier l'effet exclusif de ce facteur cinétique sans perturber l'expérience.
2 La couleur brune apparaît de manière beaucoup plus rapide et intense dans le mélange K1 (qui possède la concentration initiale en réactifs la plus forte car sans ajout d'eau). Conclusion : La concentration des réactifs est un facteur cinétique. Plus les concentrations initiales des réactifs sont élevées, plus la transformation chimique est rapide.
Contrôle et applications des facteurs cinétiques
La maîtrise de ces facteurs permet aux chimistes de contrôler la vitesse des réactions selon les besoins :
Accélération d'une réaction : Pour rendre un procédé rentable industriellement, on augmente la température et on utilise des réactifs très concentrés (Exemple : utilisation d'une cocotte-minute en cuisine pour cuire plus vite grâce à une température supérieure à 100°C).
Ralentissement d'une réaction : L'abaissement de la température permet de ralentir considérablement les transformations (Exemple : conservation des aliments au réfrigérateur ou au congélateur). On peut même stopper net une réaction en la plongeant dans de l'eau glacée, c'est ce qu'on appelle la trempe chimique ou thermique.
Testez-vous
L'essentiel
Réaction d'oxydoréduction : Transfert d'électrons entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre.
Transformation rapide : Évolution s'achevant quasi-instantanément, impossible à suivre à l'œil nu ou avec des instruments de mesure temporelle standard.
Transformation lente : Évolution se déroulant sur une durée suffisamment longue (secondes, minutes, heures, voire jours) pour être mesurée et suivie.
Facteurs cinétiques : Paramètres extérieurs capables de modifier la vitesse d'une réaction chimique sans en changer le bilan final.
Influence de la Température : Une augmentation de la température accroît l'agitation thermique, accélérant ainsi la transformation chimique.
Influence de la Concentration : Une augmentation de la concentration initiale des réactifs augmente la probabilité de rencontres entre les entités, rendant la réaction plus rapide.
4. Enrichissement et applications
La maîtrise de la cinétique chimique (la vitesse des réactions) est au cœur de multiples technologies et phénomènes de notre vie quotidienne et industrielle :
Sécurité automobile (Airbags) : La décomposition de l'azoture de sodium produisant un gaz pour gonfler l'airbag doit être une réaction explosive et instantanée (rapide) pour protéger le conducteur.
Conservation alimentaire : Utilisation de températures froides (réfrigérateurs, congélateurs) pour ralentir la prolifération des bactéries et l'oxydation des nutriments.
Cuisson sous pression : La cocotte-minute fait bouillir l'eau à une température supérieure à 100°C (environ 110-120°C grâce à la pression), ce qui accélère fortement le processus de cuisson.
Industrie pharmaceutique : Synthétiser des médicaments nécessite de jouer sur la température et des catalyseurs pour obtenir le principe actif rapidement et avec un haut rendement.
Lutte contre la corrosion (Métallurgie) : Ralentir l'oxydation lente des métaux (comme la rouille) par des traitements de surface ou des alliages.
Pyrotechnie : Les feux d'artifice reposent sur des réactions d'oxydoréduction violentes et rapides, libérant lumière et chaleur en un instant.
La cinétique chimique est omniprésente : de la sécurité routière à la conservation de notre nourriture.
Recherche d'approfondissement
Pour développer votre culture scientifique et technologique, voici quelques sujets passionnants à explorer chez vous :
L'action des catalyseurs : Qu'est-ce qu'un catalyseur enzymatique dans le corps humain et comment accélère-t-il la digestion ?
La trempe thermique dans l'industrie : Comment fige-t-on instantanément la structure de l'acier en le plongeant dans un bain d'eau glacée ou d'huile ?
Les pots catalytiques : Comment les voitures transforment-elles les gaz toxiques de combustion en gaz inoffensifs de manière ultra-rapide avant leur sortie par l'échappement ?
5. Exercices corrigés
Exercice 1 : Réaction de l'aluminium et de l'acide (Transformation rapide)
Dans un bécher contenant un volume $V = 150 \text{ mL}$ d'acide chlorhydrique (${H^+}_{(aq)} + {Cl^-}_{(aq)}$) de concentration $C = 0,1 \text{ mol/L}$, on place un morceau d'aluminium ${Al}_{(s)}$ de masse $m = 0,1 \text{ g}$. Un dégagement gazeux se produit pendant que l'aluminium disparaît complètement.
Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont : ${Al^{3+}}_{(aq)} / {Al}_{(s)}$ et ${H^+}_{(aq)} / {H_2}_{(g)}$.
Données : Volume molaire $V_m = 24 \text{ L/mol}$ ; Masse molaire $M(Al) = 27 \text{ g/mol}$.
Questions :
1 Écrire les demi-équations redox puis l'équation globale de la réaction d'oxydoréduction qui se produit.
2 Déterminer la quantité de matière initiale d'aluminium $n_i(Al)$ et d'ions hydrogène $n_i(H^+)$.
3 Dresser le tableau d'avancement de cette réaction et déterminer le réactif limitant.
4 Déterminer la composition complète du mélange à l'état final.
Voir la solution 1
Attention.
Pour équilibrer les charges électroniques lors de la somme, on doit multiplier la première demi-équation par 2, et la seconde par 3. Le total d'électrons échangés sera ainsi de 6.
Attention.
Le réactif limitant correspond toujours à la plus petite valeur d'avancement calculée lors des deux hypothèses.
Recherche du réactif limitant :
- Si l'aluminium est limitant : $3,7 \times 10^{-3} - 2x_{max1} = 0 \implies x_{max1} = 1,85 \times 10^{-3} \text{ mol}$.
- Si l'ion hydrogène est limitant : $15 \times 10^{-3} - 6x_{max2} = 0 \implies x_{max2} = 2,50 \times 10^{-3} \text{ mol}$.
Puisque $x_{max1} < x_{max2}$, l'aluminium $Al$ est le réactif limitant, et $x_{max} = 1,85 \times 10^{-3} \text{ mol}$.
4Bilan de matière à l'état final :
$n_f(Al) = 0 \text{ mol}$ (Totalement consommé).
$n_f(H^+) = 15 \times 10^{-3} - 6(1,85 \times 10^{-3}) = 3,90 \times 10^{-3} \text{ mol}$ (Il reste de l'acide).
$n_f(Al^{3+}) = 2 \times 1,85 \times 10^{-3} = 3,70 \times 10^{-3} \text{ mol}$.
$n_f(H_2) = 3 \times 1,85 \times 10^{-3} = 5,55 \times 10^{-3} \text{ mol}$.
Exercice 2 : Oxydation des ions iodures (Transformation lente)
On étudie la réaction entre l'eau oxygénée $H_2O_2$ et les ions iodure ${I^-}_{(aq)}$. L'équation de la réaction est : ${H_2O_2}_{(aq)} + 2{I^-}_{(aq)} + 2{H^+}_{(aq)} \rightarrow {I_2}_{(aq)} + 2{H_2O}_{(l)}$
On réalise successivement trois mélanges A, B et C à l'instant $t=0$. Dans les trois cas, l'acide est en large excès.
Composant
Mélange A
Mélange B
Mélange C
Solution d'Iodure de potassium ($0,1 \text{ mol/L}$)
18 mL
10 mL
10 mL
Eau oxygénée ($0,1 \text{ mol/L}$)
2 mL
2 mL
1 mL
Eau distillée
0 mL
8 mL
9 mL
Questions :
1 Calculer le volume total du mélange réactionnel pour chaque expérience. Que remarquez-vous ?
2 En justifiant par le facteur cinétique adéquat, déterminez quel mélange atteindra son état final (sa coloration maximale) le plus rapidement, et quel mélange sera le plus lent.
Voir la solution 2
Attention.
L'ajout d'eau distillée modifie la concentration mais pas la quantité de matière initiale des réactifs. Le volume total est la somme de tous les volumes introduits.
1Volume total :
On suppose un volume d'acide constant (ex: 10 mL dans chaque bécher).
Pour A : $V_{tot} = 10 \text{ (acide)} + 18 + 2 + 0 = 30 \text{ mL}$
Pour B : $V_{tot} = 10 \text{ (acide)} + 10 + 2 + 8 = 30 \text{ mL}$
Pour C : $V_{tot} = 10 \text{ (acide)} + 10 + 1 + 9 = 30 \text{ mL}$ Remarque : Le volume total du mélange réactionnel est identique ($30 \text{ mL}$) dans les trois expériences. C'est donc uniquement la quantité de réactifs introduite qui fera varier la concentration.
2Comparaison des vitesses :
Le facteur cinétique impliqué ici est la concentration initiale des réactifs. Puisque le volume total est le même, les concentrations dépendent directement des volumes introduits.
- Le Mélange A contient les volumes de réactifs les plus élevés (18 mL de $KI$ et 2 mL de $H_2O_2$) et 0 mL d'eau distillée. Ses concentrations initiales sont maximales. Ce sera donc la réaction la plus rapide.
- Le Mélange C contient le plus de volume d'eau distillée (9 mL) et le moins de volume de réactifs (10 mL de $KI$ et seulement 1 mL de $H_2O_2$). Ses concentrations initiales sont minimales. Ce sera la réaction la plus lente.
6. QCM : 30 questions
7. Fiches d'expériences
Pour les enseignants et pour préparer les travaux pratiques.
Distinguer les transformations rapides et lentes
Identification
Partie
Chimie
Unité
Transformations rapides et lentes
Titre
Mise en évidence expérimentale des durées de réaction
Durée
30 minutes
Cadre pédagogique
Objectifs de l'expérience
Précautions et orientations
Conseils techniques
Différencier visuellement une réaction rapide d'une réaction lente.
Écrire les équations des réactions observées.
Identifier le besoin d'un suivi temporel pour les réactions lentes.
Port de lunettes et blouse (utilisation de soude et d'acide chlorhydrique).
Éviter de respirer le dioxyde de soufre ($SO_2$) libéré.
Pour l'Expérience 2, placer le bécher sur un fond marqué (une croix) pour observer le trouble.
Observer attentivement dès la première goutte pour l'Expérience 1.
Dispositif expérimental
Montage expérimental
Exp 1 : Apparition instantanée du précipité bleu d'hydroxyde de cuivre II.
Matériel et Réactifs
Béchers, pipettes simples. Exp 1 : Sulfate de cuivre II ($Cu^{2+}$) et Hydroxyde de sodium ($HO^-$). Exp 2 : Thiosulfate de sodium ($S_2O_3^{2-}$) et Acide chlorhydrique ($H^+$).
Déroulement et exploitation
Étapes expérimentales
Questions de l'activité
Résultats attendus
Réponses & Conclusions
1. Mélanger $Cu^{2+}$ et $HO^-$ et observer la vitesse d'apparition du précipité.
1. Comment qualifier la durée d'évolution de cette réaction (Expérience 1) ?
Formation immédiate d'un précipité bleu opaque.
Transformation rapide car son évolution est instantanée et impossible à suivre à l'œil nu.
2. Mélanger le thiosulfate avec l'acide chlorhydrique et chronométrer.
2. Écrire l'équation de la réaction de l'Expérience 2.
Le mélange reste limpide au début, puis jaunit progressivement.
3. Comparer l'apparition du trouble jaune à la précipitation bleue.
3. Justifier le qualificatif de vitesse donné à la réaction 2.
Le soufre se forme de manière lente sur plusieurs secondes.
Transformation lente car on peut suivre l'apparition progressive du trouble avec nos sens au cours du temps.
Bilan et évaluation
Bilan de l'expérience
La chimie distingue les transformations rapides (évolution achevée en une fraction de seconde, impossible à suivre) des transformations lentes (évolution mesurable sur des secondes, minutes ou jours). Seules les transformations lentes peuvent faire l'objet d'une étude cinétique.
Questions d'évaluation
Q1. La formation de la rouille sur un métal est-elle rapide ou lente ?
Q2. Peut-on étudier la cinétique d'une explosion ? Justifiez.
Q3. Quel produit solide justifie le trouble jaune dans l'expérience 2 ?
Influence de la température
Identification
Partie
Chimie
Unité
Transformations rapides et lentes
Titre
Effet de la température sur la vitesse d'oxydoréduction
Durée
25 minutes
Cadre pédagogique
Objectifs de l'expérience
Précautions et orientations
Conseils techniques
Identifier la température comme facteur cinétique.
Comprendre l'accélération d'une réaction par chauffage.
Risque de brûlure avec le bain-marie à $40^\circ C$.
Le permanganate tache fortement la peau.
Lancer les deux réactions de manière strictement simultanée pour comparer.
S'assurer que les volumes introduits sont parfaitement égaux.
Dispositif expérimental
Montage expérimental
Comparaison de la décoloration du permanganate à $20^\circ C$ et $40^\circ C$.
Matériel et Réactifs
Deux béchers identiques, bain-marie thermostaté, chronomètre. Réactifs : Permanganate de potassium ($MnO_4^-$, violet) et Acide oxalique ($H_2C_2O_4$, incolore).
Déroulement et exploitation
Étapes expérimentales
Questions de l'activité
Résultats attendus
Réponses & Conclusions
1. Préparer deux mélanges identiques. Placer (1) à $20^\circ C$ et (2) à $40^\circ C$.
1. Quel est l'unique paramètre qui diffère entre les deux béchers ?
La disparition de la couleur violette se fait à des rythmes différents.
La température du milieu réactionnel est l'unique variable.
2. Chronométrer la durée de décoloration totale de chaque bécher.
2. Quel bécher se décolore le plus rapidement ?
Le bécher chauffé (2) devient incolore bien avant le bécher (1).
Le bécher (2) chauffé à $40^\circ C$ se décolore beaucoup plus vite.
3. Formuler la loi cinétique associée à l'observation.
3. Quelle conclusion générale peut-on formuler sur ce paramètre ?
Confirmation visuelle du rôle de la chaleur.
La température est un facteur cinétique. Plus elle est élevée, plus la transformation est rapide.
Bilan et évaluation
Bilan de l'expérience
La température est un facteur cinétique majeur. Une élévation de la température augmente l'agitation thermique (les chocs efficaces entre réactifs) et accélère fortement la vitesse de la réaction chimique sans modifier l'état final.
Questions d'évaluation
Q1. Quel est le nom du procédé consistant à plonger un milieu dans l'eau glacée pour l'arrêter ?
Q2. Citez une application domestique qui utilise le froid pour ralentir les réactions.
Q3. Pourquoi un aliment cuit-il plus vite dans une cocotte-minute qu'à l'air libre ?
Influence de la concentration initiale
Identification
Partie
Chimie
Unité
Transformations rapides et lentes
Titre
Effet de la concentration sur l'apparition du diiode
Durée
30 minutes
Cadre pédagogique
Objectifs de l'expérience
Précautions et orientations
Conseils techniques
Identifier la concentration comme facteur cinétique.
Comprendre l'impact d'une dilution sur la vitesse de réaction.
Manipulation rigoureuse des volumes (pipettes et éprouvettes) pour garder le volume total constant.
Utiliser de l'eau distillée pour faire varier la concentration sans modifier le volume global.
Placer les 3 béchers sur un fond blanc.
Dispositif expérimental
Montage expérimental
Trois mélanges (K1, K2, K3) contenant respectivement : K1 : $40 \text{ mL } KI$ K2 : $20 \text{ mL } KI + 20 \text{ mL eau distillée}$ K3 : $10 \text{ mL } KI + 30 \text{ mL eau distillée}$
Matériel et Réactifs
Béchers, éprouvettes graduées. Réactifs : Eau oxygénée ($H_2O_2$), Iodure de potassium ($KI$), Acide et Eau distillée.
Déroulement et exploitation
Étapes expérimentales
Questions de l'activité
Résultats attendus
Réponses & Conclusions
1. Préparer les 3 béchers en ajoutant la quantité d'eau distillée indiquée pour compenser.
1. Quel est l'intérêt d'ajouter de l'eau distillée dans les mélanges K2 et K3 ?
La couleur brune de $I_2$ apparaît à des vitesses inégales.
Maintenir le volume total constant pour n'étudier que le facteur "concentration" sans fausser l'expérience.
2. Ajouter le dernier réactif simultanément et observer l'intensité du brun.
2. Quel mélange brunit le plus vite et pourquoi ?
K1 brunit très vite. K3 reste clair très longtemps.
K1 brunit le plus vite car il n'est pas dilué (concentration initiale la plus forte).
3. Conclure sur le lien entre concentration et vitesse cinétique.
3. Déduisez l'effet de la concentration initiale sur la vitesse.
Validation de la concentration comme facteur cinétique.
La concentration des réactifs est un facteur cinétique. Plus elle est élevée, plus la réaction est rapide.
Bilan et évaluation
Bilan de l'expérience
La concentration initiale des réactifs détermine la probabilité de rencontres (collisions) entre les molécules. Une dilution (ajout d'eau) fait chuter cette concentration, ce qui ralentit inévitablement la vitesse d'évolution de la transformation chimique (Principe de la trempe chimique).
Questions d'évaluation
Q1. Que se passe-t-il si l'on verse accidentellement beaucoup d'eau dans un réacteur chimique ?
Q2. Pourquoi le volume final doit-il être identique dans K1, K2 et K3 ?
Q3. Comment s'appelle le fait d'arrêter une réaction en ajoutant de l'eau glacée ?
8. Documents à télécharger
Supports imprimables : activités, exercices et figures
