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Chimie, secondaire 5 à Montréal • Cinétique

Fiche de révision : la vitesse de réaction (chimie, secondaire 5)

La cinétique répond à une question que la stœchiométrie ignore complètement : à quelle VITESSE la réaction se fait. Cette fiche traite les deux glissements qui coûtent le plus cher, entre le bilan et le mécanisme, et entre une valeur lue et une pente calculée, puis donne la méthode des vitesses initiales pas à pas.

Elle s'adresse aux élèves de chimie de secondaire 5. Le chapitre revient à l'examen sous forme d'un tableau d'expériences à exploiter, ou d'un graphique à lire : les deux figurent dans cette fiche. Une fois la fiche lue, la série d'exercices corrigés du même chapitre met chaque réflexe à l'épreuve.

Le fil du chapitre

Une vitesse de réaction se lit sur une PENTE, jamais sur une valeur ; et les exposants d'une loi de vitesse ne se lisent PAS sur l'équation bilan, ils se mesurent. Confondre le bilan et le mécanisme est l'erreur qui traverse tout le chapitre.

Ce chapitre fait partie de Chimie de cinquième secondaire

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

L'essentiel

La théorie des collisions, en trois conditions

  • • Pour réagir, deux molécules doivent SE RENCONTRER, avoir assez d'ÉNERGIE, et être bien ORIENTÉES. Les trois, pas deux.
  • • Une collision qui remplit ces trois conditions est dite EFFICACE. Les autres rebondissent sans rien produire.
  • • L'énergie d'activation est le seuil à franchir : plus elle est haute, plus la fraction de collisions efficaces est petite.
  • • Les cinq facteurs cinétiques agissent soit sur la FRÉQUENCE des collisions, soit sur leur EFFICACITÉ.
  • • Fréquence : concentration, surface de contact, pression pour les gaz. Efficacité : température, catalyseur, nature des réactifs.
20406080100120-0.050.050.10.150.20.250.30.35température bassetempérature hauteEaassez d'énergie pour réagirénergie des moléculesnombre de molécules
Une hausse de température déplace peu le pic, mais elle épaissit la QUEUE de la courbe : la fraction de molécules dépassant l'énergie d'activation grandit très vite, et la réaction s'emballe.

Une question de raisonnement attend TOUJOURS que vous disiez sur lequel des deux leviers agit le facteur. Répondre « ça va plus vite » sans le préciser ne rapporte rien.

Mesurer une vitesse, c'est calculer une pente

  • • Vitesse MOYENNE entre deux instants : v=∣Δ[A]∣Δtv=\frac{|\Delta[A]|}{\Delta t}, c'est la pente de la CORDE.
  • • Vitesse INSTANTANÉE à un instant : c'est la pente de la TANGENTE en ce point.
  • • Une réaction RALENTIT en avançant, parce que les réactifs s'épuisent : la vitesse instantanée est maximale au tout début.
  • • Vitesse générale de la réaction : la vitesse d'une espèce DIVISÉE par son coefficient. Dans aA→bBaA\rightarrow bB, vAa=vBb\frac{v_{A}}{a}=\frac{v_{B}}{b}.
  • • Unités possibles : mol/(L·s), mol/s, g/s, mL/s. L'énoncé impose la sienne par ce qu'il fait mesurer.

Une vitesse est toujours donnée POSITIVE, même pour un réactif qui disparaît : c'est le rôle de la valeur absolue dans la définition.

La loi de vitesse ne se déduit pas de l'équation

  • • Loi de vitesse : v=k[A]m[B]nv=k[A]^{m}[B]^{n}, où mm et nn sont les ORDRES partiels, et m+nm+n l'ordre global.
  • • Les ordres se MESURENT expérimentalement : ils n'ont aucune raison d'égaler les coefficients de l'équation bilan.
  • • L'exception, et la seule : une réaction ÉLÉMENTAIRE, c'est-à-dire une étape unique d'un mécanisme. Là, les ordres sont les coefficients.
  • • Dans un mécanisme à plusieurs étapes, c'est l'étape la plus LENTE, dite déterminante, qui fixe la loi de vitesse.
  • • La constante kk dépend de la température et du catalyseur, jamais des concentrations.

Le réflexe qui sauve : si l'énoncé donne un TABLEAU d'expériences, les ordres sont à mesurer. S'il annonce « réaction élémentaire », et seulement alors, les coefficients servent d'exposants.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Lire les exposants de la loi de vitesse sur l'équation bilan

toute la question, 5 points, même quand la réponse tombe juste

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'équation est 2A+B→C2A+B\rightarrow C, donc v=k[A]2[B]v=k[A]^{2}[B]. »

Ce qu'il faut écrire

« Les ordres se mesurent : le tableau montre que doubler [A][A] multiplie vv par 44 et doubler [B][B] la double, donc v=k[A]2[B]v=k[A]^{2}[B] ici, mais c'est une coïncidence qu'il fallait établir. »

Pourquoi : L'équation bilan ne dit rien du CHEMIN suivi. Seule une réaction élémentaire, en une seule étape, voit ses ordres coïncider avec ses coefficients, et l'énoncé doit le préciser.

2. Confondre la vitesse moyenne et la vitesse instantanée

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La concentration passe de 0,1000{,}100 à 0,01350{,}0135 mol/L en 1010 min, donc la vitesse à t=0t=0 vaut 0,00870{,}0087 mol/(L·min). »

Ce qu'il faut écrire

« 0,00870{,}0087 est la vitesse MOYENNE sur l'intervalle, la pente de la corde. La vitesse à t=0t=0 est la pente de la TANGENTE, ici 0,0200{,}020 mol/(L·min), plus du double. »

2468101214161820-0.020.020.040.060.080.10.12tangente en t = 0 : 0,020corde 0 à 10 min : 0,0087deux fois plus vite au débuttemps (min)[A] (mol/L)
La vitesse MOYENNE est la pente de la corde, 0,00870{,}0087 mol/(L·min) ; la vitesse INSTANTANÉE en t=0t=0 est la pente de la tangente en tireté, 0,0200{,}020, plus du double.

Pourquoi : La courbe de concentration est courbée vers le haut : la corde sous-estime toujours la pente du début et surestime celle de la fin. C'est le même piège que la vitesse instantanée en cinématique.

3. Croire qu'un ordre se devine sans mesure

toute la question de raisonnement, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Je double la concentration, la vitesse va doubler : c'est proportionnel. »

Ce qu'il faut écrire

« Cela dépend de l'ORDRE. À l'ordre 11 la vitesse double, à l'ordre 22 elle quadruple, et à l'ordre 00 elle ne bouge pas du tout. »

0.20.40.60.81-0.10.10.20.30.40.5ordre 1 : doubler [A] double vordre 2 : doubler [A] quadruple vconcentration [A] (mol/L)vitesse (mol/L par min)
L'ordre ne se lit pas sur l'équation bilan, il se mesure : doubler la concentration double la vitesse à l'ordre 11, mais la QUADRUPLE à l'ordre 22.

Pourquoi : Un ordre zéro existe et n'a rien d'exotique : certaines réactions catalysées y obéissent, parce que le catalyseur est saturé et que le réactif supplémentaire attend son tour.

4. Croire qu'un catalyseur est consommé ou qu'il change le bilan

3 points de raisonnement, et la confusion avec l'équilibre

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le catalyseur est consommé par la réaction et il augmente la quantité de produit formé. »

Ce qu'il faut écrire

« Le catalyseur n'est ni consommé ni transformé : on le retrouve intact à la fin. Il abaisse l'énergie d'activation, donc la VITESSE, sans changer ni le ΔH\Delta H ni la quantité de produit. »

Pourquoi : Un catalyseur ouvre un chemin de plus basse barrière, mais les deux extrémités du chemin, réactifs et produits, ne bougent pas. Il fait arriver plus vite au même endroit.

5. Traiter la vitesse comme une constante du problème

toute la question, 4 points, et une concentration négative

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La réaction consomme 0,00870{,}0087 mol/(L·min), donc en 2020 min elle aura consommé 0,1740{,}174 mol/L. »

Ce qu'il faut écrire

« La vitesse DIMINUE à mesure que les réactifs s'épuisent. Elle vaut 0,0200{,}020 au départ et presque rien après 2020 min : on ne peut pas extrapoler linéairement. »

Pourquoi : Extrapoler une vitesse constante donne ici 0,1740{,}174 mol/L consommés alors qu'il n'y en avait que 0,1000{,}100 au départ. Une concentration négative est le signal le plus clair du chapitre.

6. Oublier de diviser par le coefficient stœchiométrique

toute la question, 4 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Dans 2N2O5→4NO2+O22N_{2}O_{5}\rightarrow 4NO_{2}+O_{2}, le dioxyde d'azote apparaît à 0,0800{,}080 mol/(L·s), donc la vitesse de la réaction vaut 0,0800{,}080. »

Ce qu'il faut écrire

« Vitesse générale =vNO24=0,0804=0,020=\frac{v_{NO_{2}}}{4}=\frac{0{,}080}{4}=0{,}020 mol/(L·s), et le pentaoxyde disparaît alors à 2×0,020=0,0402\times 0{,}020=0{,}040 mol/(L·s). »

Pourquoi : Sans cette division, une même réaction aurait autant de vitesses que d'espèces, ce qui n'aurait aucun sens. Diviser par le coefficient rend la valeur unique.

7. Croire que la surface de contact change la quantité de produit

3 points de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La poudre réagit plus vite que le morceau, donc elle produit plus de gaz. »

Ce qu'il faut écrire

« La poudre réagit plus VITE, mais la même masse de métal produit exactement le même volume de gaz : la surface change la durée, jamais la quantité. »

Pourquoi : La stœchiométrie fixe la quantité de produit, la cinétique fixe le temps qu'il faut pour l'obtenir. Sur un graphique, les deux courbes montent différemment mais finissent au même plateau.

8. Confondre une réaction rapide et une réaction complète

3 points de raisonnement, et la confusion entre deux chapitres

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La réaction est très rapide, donc elle sera totale. »

Ce qu'il faut écrire

« La cinétique dit à quelle vitesse on arrive à l'équilibre, l'équilibre dit OÙ l'on arrive. Une réaction peut être fulgurante et s'arrêter à 1010 % d'avancement. »

Pourquoi : Le catalyseur illustre parfaitement la séparation : il change la vitesse et ne change absolument pas la position de l'équilibre ni la constante KK.

Quelle méthode choisir

Comment suivre une réaction au laboratoire

Cherchez dans l'énoncé la grandeur qui VARIE de façon mesurable pendant la réaction.

  • Si un GAZ s'échappe du système ouvert → suivre la MASSE perdue sur une balance

    Exemple : calcaire et acide : la masse baisse à mesure que le dioxyde de carbone part

  • Si un GAZ reste enfermé dans un récipient rigide → suivre la PRESSION

    Exemple : décomposition d'un gaz en deux gaz : la pression monte

  • Si un gaz est RECUEILLI → suivre le VOLUME dans une éprouvette graduée

    Exemple : décomposition du peroxyde d'hydrogène suivie au volume de dioxygène

  • Si une espèce est COLORÉE → suivre l'absorbance par colorimétrie

    Exemple : le diiode brun qui disparaît

    c'est la méthode la moins invasive, elle ne prélève rien

  • Si des IONS apparaissent ou disparaissent → suivre la conductivité, ou le pH s'il s'agit d'ions hydrogène

    Exemple : une neutralisation suivie au pH-mètre

Dans toutes les branches, la vitesse est la PENTE de la courbe obtenue, jamais une valeur lue dessus. Précisez toujours si vous prenez une corde ou une tangente.

Déterminer un ordre à partir d'un tableau

Repérez deux expériences où UNE SEULE concentration change, puis comparez le facteur de vitesse au facteur de concentration.

  • Si la concentration double et la vitesse NE BOUGE PAS → ordre 00 pour ce réactif

    Exemple : vv reste à 2,02{,}0 : l'exposant vaut 00

  • Si la concentration double et la vitesse DOUBLE → ordre 11

    Exemple : vv passe de 2,02{,}0 à 4,04{,}0

  • Si la concentration double et la vitesse est multipliée par QUATRE → ordre 22

    Exemple : vv passe de 2,02{,}0 à 8,08{,}0

    un facteur 33 sur la concentration donnerait alors un facteur 99 sur la vitesse

  • Si AUCUNE paire ne fait varier une seule concentration → poser le rapport des lois de vitesse entre deux expériences et résoudre en exposant

    Exemple : v2v1=([A]2[A]1)m\frac{v_{2}}{v_{1}}=\left(\frac{[A]_{2}}{[A]_{1}}\right)^{m}

Une fois tous les ordres trouvés, calculez kk avec UNE expérience puis vérifiez-la sur une AUTRE. Si les deux valeurs de kk diffèrent, un ordre est faux.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

La méthode des vitesses initiales

Quand l'utiliser : L'énoncé fournit un tableau de trois expériences ou plus, avec les concentrations initiales et les vitesses initiales.

  1. 1 Repérer et NOMMER les deux expériences où une seule concentration change : « entre les expériences 11 et 22, seul [A][A] varie ».
  2. 2 Calculer le facteur de concentration et le facteur de vitesse, séparément.
  3. 3 En déduire l'ordre partiel et le justifier : « la concentration double et la vitesse quadruple, donc l'ordre en AA vaut 22 ».
  4. 4 Recommencer pour chaque réactif.
  5. 5 Écrire la loi de vitesse complète, puis calculer kk avec une expérience, avec son unité.
  6. 6 VÉRIFIER kk sur une autre expérience et le dire.

Phrase de conclusion

« La loi de vitesse est v=k[A]2[B]v=k[A]^{2}[B], d'ordre global 33, avec k=2,0k=2{,}0 L²/(mol²·s). »

Le piège : Ne pas vérifier kk sur une seconde expérience. C'est le seul contrôle du problème, et il coûte trois lignes pour sécuriser six points.

Barème : 1 point par ordre partiel justifié, 1 point pour la loi complète, 1 point pour kk avec son unité, 1 point pour la vérification.

Expliquer un facteur cinétique

Quand l'utiliser : L'énoncé demande POURQUOI un facteur accélère une réaction, et non de combien.

  1. 1 Nommer le facteur et dire ce qu'il change physiquement : « broyer le solide augmente la surface exposée ».
  2. 2 Dire sur lequel des deux leviers il agit : la FRÉQUENCE des collisions ou leur EFFICACITÉ.
  3. 3 Relier explicitement au nombre de collisions EFFICACES par seconde.
  4. 4 Conclure sur la vitesse, et préciser ce qui NE change pas : la quantité de produit, le ΔH\Delta H, la position de l'équilibre.

Phrase de conclusion

« Broyer le solide augmente la surface de contact, donc la fréquence des collisions, donc le nombre de collisions efficaces par seconde et la vitesse. La quantité de gaz finalement produite, elle, ne change pas. »

Le piège : S'arrêter à « il y a plus de collisions ». Le barème attend le mot EFFICACES, et la phrase sur ce qui ne change pas.

Barème : 1 point pour le facteur nommé, 1 point pour le levier identifié, 1 point pour les collisions efficaces, 1 point pour ce qui ne change pas.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

L'exercice type décortiqué

La méthode des vitesses initiales

Pour la réaction 2A+B→C2A+B\rightarrow C, on mesure la vitesse initiale pour trois mélanges différents.

Expérience 1 : [A]=0,10[A]=0{,}10 mol/L, [B]=0,10[B]=0{,}10 mol/L, v0=2,0×10−3v_{0}=2{,}0\times 10^{-3} mol/(L·s).

Expérience 2 : [A]=0,20[A]=0{,}20 mol/L, [B]=0,10[B]=0{,}10 mol/L, v0=8,0×10−3v_{0}=8{,}0\times 10^{-3}. Expérience 3 : [A]=0,10[A]=0{,}10 mol/L, [B]=0,20[B]=0{,}20 mol/L, v0=4,0×10−3v_{0}=4{,}0\times 10^{-3}. Déterminez la loi de vitesse et la constante kk.

exp 12exp 28exp 3402468vitesses initiales, en mmol/(L·s)[A] doublée : ×4. [B] doublée : ×2.
Entre les expériences 11 et 22, seule [A][A] double et la vitesse est multipliée par QUATRE ; entre 11 et 33, seule [B][B] double et la vitesse double seulement.

Étape 1

Entre les expériences 11 et 22, seule [A][A] change : elle passe de 0,100{,}10 à 0,200{,}20 mol/L, donc elle DOUBLE.

Pourquoi

Toute la méthode repose sur l'isolement d'une variable. Nommer explicitement les deux expériences comparées et dire ce qui ne bouge pas vaut le premier point du barème.

Étape 2

La vitesse passe de 2,0×10−32{,}0\times 10^{-3} à 8,0×10−38{,}0\times 10^{-3}, donc elle est multipliée par 44.

Pourquoi

On compare des FACTEURS, pas des différences. Un facteur 44 pour un facteur 22 de concentration ne peut venir que d'un exposant 22.

Étape 3

2m=42^{m}=4 donne m=2m=2 : l'ordre partiel par rapport à AA vaut 22.

Pourquoi

Écrire l'équation en exposant, même quand la réponse est évidente, est ce qui permet de traiter les cas non entiers ou les facteurs comme 33 et 99 sans changer de méthode.

Étape 4

Entre les expériences 11 et 33, seule [B][B] double et la vitesse passe de 2,02{,}0 à 4,0×10−34{,}0\times 10^{-3} : elle double. Donc 2n=22^{n}=2 et n=1n=1.

Pourquoi

Même raisonnement sur le second réactif. Noter que l'ordre en BB vaut 11 alors que son coefficient dans l'équation vaut 11 aussi : c'est une coïncidence, pas une déduction.

Étape 5

Loi de vitesse : v=k[A]2[B]v=k[A]^{2}[B], d'ordre global 2+1=32+1=3.

Pourquoi

Ici les ordres coïncident avec les coefficients de l'équation bilan, mais il fallait le MESURER. Sur une autre réaction du même aspect, ils auraient très bien pu valoir 11 et 00.

Étape 6

Avec l'expérience 1 : k=v0[A]2[B]=2,0×10−3(0,10)2(0,10)=2,0×10−31,0×10−3=2,0k=\frac{v_{0}}{[A]^{2}[B]}=\frac{2{,}0\times 10^{-3}}{(0{,}10)^{2}(0{,}10)}=\frac{2{,}0\times 10^{-3}}{1{,}0\times 10^{-3}}=2{,}0.

Pourquoi

On choisit l'expérience aux nombres les plus simples. La constante se calcule une seule fois, mais elle doit encore être vérifiée avant d'être annoncée.

Étape 7

Unité : vv en mol/(L·s) divisée par des (mol/L)³ donne des L²/(mol²·s).

Pourquoi

L'unité de kk dépend de l'ordre global, et elle sert de contrôle : un ordre 33 impose des L² au numérateur et des mol² au dénominateur.

Étape 8

Vérification sur l'expérience 2 : k[A]2[B]=2,0×(0,20)2×0,10=2,0×4,0×10−3=8,0×10−3k[A]^{2}[B]=2{,}0\times(0{,}20)^{2}\times 0{,}10=2{,}0\times 4{,}0\times 10^{-3}=8{,}0\times 10^{-3}, la valeur mesurée.

Pourquoi

C'est le seul contrôle du problème, et il est décisif : si un ordre partiel était faux, la valeur recalculée s'écarterait immédiatement de la mesure.

Conclusion rédigée

« La loi de vitesse est v=k[A]2[B]v=k[A]^{2}[B], d'ordre global 33, avec k=2,0k=2{,}0 L²/(mol²·s), valeur vérifiée sur une seconde expérience. »

L'erreur classique sur cet exercice : L'erreur classique sur ce problème est de lire directement v=k[A]2[B]v=k[A]^{2}[B] sur l'équation 2A+B→C2A+B\rightarrow C sans exploiter le tableau. La réponse tombe juste ici, et elle vaut pourtant zéro : la question ne demandait pas le résultat, elle demandait la MESURE.

À savoir par cœur

  • • Trois conditions pour réagir : se rencontrer, avoir assez d'énergie, être bien orientées. Une collision qui les remplit est EFFICACE.
  • • Cinq facteurs : concentration, surface, température, catalyseur, nature des réactifs. Chacun agit sur la FRÉQUENCE ou sur l'EFFICACITÉ.
  • • Vitesse moyenne = pente de la CORDE. Vitesse instantanée = pente de la TANGENTE. Jamais une valeur lue.
  • • Une réaction RALENTIT en avançant : la vitesse est maximale au tout début.
  • • Vitesse générale = vitesse d'une espèce DIVISÉE par son coefficient stœchiométrique.
  • • v=k[A]m[B]nv=k[A]^{m}[B]^{n} : les ordres se MESURENT, sauf pour une réaction élémentaire où ce sont les coefficients.
  • • Un catalyseur abaisse EaE_{a}, n'est pas consommé, et ne change ni le ΔH\Delta H ni la position de l'équilibre.
  • • La cinétique dit À QUELLE VITESSE on y arrive, l'équilibre dit OÙ l'on arrive. Ce sont deux questions différentes.

Questions fréquentes

Peut-on lire les exposants d'une loi de vitesse sur l'équation chimique ?

Non, sauf si l'énoncé précise qu'il s'agit d'une réaction élémentaire, c'est-à-dire d'une étape unique. L'équation bilan ne décrit que le point de départ et le point d'arrivée, jamais le chemin. Les ordres se mesurent en laboratoire, en faisant varier une concentration à la fois et en observant comment la vitesse répond.

Quelle est la différence entre vitesse moyenne et vitesse instantanée ?

La vitesse moyenne se calcule sur un intervalle : c'est la pente de la corde qui joint les deux points. La vitesse instantanée se calcule en un point précis : c'est la pente de la tangente à la courbe en ce point. Comme la courbe est incurvée, les deux valeurs diffèrent, souvent d'un facteur deux ou plus au début de la réaction.

Pourquoi une petite hausse de température accélère-t-elle autant une réaction ?

Parce qu'elle ne déplace presque pas le sommet de la distribution des énergies, mais qu'elle en épaissit fortement la queue. Or ce sont justement les molécules de cette queue, celles qui dépassent l'énergie d'activation, qui peuvent réagir. Leur nombre augmente très rapidement, et la vitesse double environ à chaque hausse de dix degrés.

Un catalyseur est-il consommé pendant la réaction ?

Non. Il participe au mécanisme mais il est régénéré à la fin, et on le retrouve intact. Son rôle est d'ouvrir un chemin dont la barrière d'énergie est plus basse, ce qui augmente la proportion de collisions efficaces. Il accélère donc la réaction sans modifier l'énergie libérée ni la quantité de produit obtenue.

Est-ce que broyer un solide augmente la quantité de produit formé ?

Non, seulement la vitesse. La poudre offre beaucoup plus de surface de contact, donc beaucoup plus de collisions par seconde, et la réaction se termine plus tôt. Mais la même masse de solide contient la même quantité de matière et donne exactement la même quantité de produit. Sur un graphique, les deux courbes atteignent le même plateau final.

Comment trouver l'ordre d'une réaction à partir d'un tableau d'expériences ?

Cherchez deux expériences où une seule concentration change. Calculez par combien cette concentration a été multipliée, puis par combien la vitesse l'a été. Si les deux facteurs sont égaux, l'ordre vaut un. Si la vitesse est multipliée par le carré du facteur, l'ordre vaut deux. Si la vitesse ne bouge pas, l'ordre vaut zéro.

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Exercices corrigés : La vitesse de réaction

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

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