Comment modifier la vitesse d'une réaction chimique ?

Réactions chimiques lentes, réactions chimiques rapides

Cinétique chimique

Chaque système chimique évolue à une certaine vitesse. L’étude de l’évolution temporelle des systèmes chimiques constitue la « cinétique chimique ».

Classification

Réaction chimique rapide

Une réaction chimique est dite rapide s’il est difficile, voire impossible, de suivre l’évolution du système chimique qu’elle modélise à l’œil ou avec un instrument de mesure. Elle semble achevée dès que les réactifs entrent en contact.

Exemple 1 : Décomposition des explosifs.
Exemple 2 : Réactions de précipitation

Écrire l’équation de la formation du chlorure d’argent $\ce{AgCl(s)}$.

Réponse

$\ce{ Ag^+(aq)) + Cl^-(aq) -> AgCl(s) }$

Écrire l’équation de la formation du sulfate de cuivre $\ce{Cu(OH)2(s)}$.

Réponse

$\ce{ Cu^{2+}(aq) + 2 OH^-(aq) -> Cu(OH)_2(s) }$

Les réactions chimiques entre édifices chargés sont généralement rapides.

Exemple 3 : Réactions acide-base

$$ \ce{ H_3O^+(aq) + OH^-(aq) -> 2 H_2O } $$ $$ \ce{CH3CO2H(aq) + H2O <=> CH3CO2^-(aq) + H3O^+(aq) } $$

Exemple 4 : Certaines réactions entre oxydants et réducteurs.

Réaction chimique lente

Une réaction chimique est dite lente si l’évolution du système chimique qu’elle modélise se fait sur des durées supérieures à quelques minutes (dizaines de minutes, heures, …). Il est alors possible de suivre cette évolution à l’œil ou à l’aide d’un instrument de mesure.

Exemple 5 : Certaines réactions entre oxydants et réducteurs (rouille fermentation alcoolique, …) : $$ \ce{ 2 MnO4^- (aq) + 6 H^+(aq) + 5 C2H2O4(aq) -> 2 Mn^{2+}(aq) + 8 H2O + 10 CO2(aq) } $$

Sachant que les couples oxydant/réducteur sont $\ce{MnO4^- / Mn^{2+}}$ et $\ce{CO2 / C2H2O4}$, vérifier que l’écriture de l’équation de la réaction précédente est correcte.

Les ions permanganate $\ce{MnO4^-}$ réagissent avec le dioxyde de soufre $\ce{SO2}$. Écrire l’équation de la réaction, sachant que les couples oxydant/réducteur sont $\ce{MnO4^- / Mn^{2+}}$ et $\ce{SO4^{2-}/SO2}$.

Exemple 6 : De très nombreuses réactions en chimie organique (estérification, etc.).

Réaction chimique infiniment lente

Une réaction chimique est dite infiniment lente lorsque l’évolution du système chimique qu’elle modélise est possible mais ne peut être appréciée, même après plusieurs jours : le système est alors dit inerte.

Il est à noter que ces définitions ne sont en fait que des conventions et que la transition entre les différentes catégories est plutôt floue.

Facteurs cinétiques

L’évolution temporelle d’un système chimique dépend en premier lieu de la nature des réactifs mis en présence. D’autres paramètres peuvent cependant intervenir ; on les appelle facteurs cinétiques.

Facteur cinétique

Un facteur cinétique est une grandeur qui influe sur la durée de l’évolution d’un système chimique, la rendant plus ou moins rapide.

Il faut garder à l’esprit qu’un facteur cinétique n’a pas systématiquement une influence sur la cinétique de toute transformation chimique.

Influence de la température

La vitesse d’évolution d’un système chimique est généralement d’autant plus grande que sa température est plus élevée.

Exemple 7 : La cuisson des aliments s’accompagne de réactions chimiques. La durée de leur cuisson est d’autant plus courte que la température est plus élevée.
Exemple 8 : On conserve les aliments au réfrigérateur (environ $\pu{4 °C}$) ou au congélateur (environ $\pu{-18 °C}$). Cela permet un ralentissement voire un blocage de l’activité bactérienne induisant ainsi un ralentissent des différentes réactions chimiques de dégradation. Dès lors, on évite ces réactions indésirables qui, associées au développement bactérien, sont à l’origine de altération du goût et de la qualité des aliments favorisant alors la synthèse de toxines dangereuses pour la santé.
Exemple 9 : Les mélanges comburant-combustible sont en général cinétiquement inertes à la température ordinaire ; la combustion doit être déclenchée par une élévation de température (allumette, étincelle, etc.).

Influence de la concentration des réactifs

La vitesse d’évolution d’un système chimique est généralement d’autant plus grande que les concentrations des réactifs sont plus importantes.

Exemple 10 : Le terme « trempe » désigne le refroidissement brutal que l’on fait subir à un système chimique lorsqu’on le verse dans un récipient contenant de l’eau glacée ; on joue alors sur les deux facteurs cinétiques température et concentration des réactifs en même temps.

Autres facteurs cinétiques

Il existe d’autres facteurs cinétiques : l’éclairement, la nature du solvant, etc.

Catalyseur

Mise en évidence expérimentale du phénomène de catalyse

L’eau oxygénée (ou peroxyde d’hydrogène $\ce{H2O2}$) peut selon les circonstances, jouer le rôle d’oxydant ou de réducteur. Les couples dans lesquels l’eau oxygénée apparaît étant $\ce{H2O2/H2O}$ et $\ce{O2/H2O2}$, cette dernière devrait être le siège de la réaction de dismutation d’équation : $$ \ce{ 2 H2O2(l) -> 2 H2O + O2(g) } $$

Retrouver l’équation de la réaction.

À température ambiante cette réaction est généralement très lente : la solution est alors cinétiquement inerte, ce qui est heureux car on peut alors conserver plusieurs mois un antiseptique. L’eau oxygénée est métastable.

Dismutation de l’eau oxygénée

Dans deux béchers, verser $\pu{20 mL}$ d’eau oxygénée concentrée. Aucun dégagement gazeux n’est visible.
Plonger dans le premier bécher un fil de platine. Après quelques instants, on peut observer la formation de bulles à la surface du fil.
Plonger dans le second bécher un petit cylindre de platine. Des bulles se forment rapidement à la surface du cylindre et un dégagement gazeux finit par se former. C’est du dioxygène.

À la fin de l’expérience, un examen du fil de platine et du petit cylindre de platine ne met en évidence aucune altération.

Catalyseur

Un catalyseur est un corps qui, par sa présence dans le milieu réactionnel, augmente la vitesse de formation des produits d’une réaction chimique, sans apparaître dans l’équation de la réaction.

Ne pas apparaître dans l’équation de la réaction ne signifie pas ne pas intervenir au cours de la transformation. Cela veut simplement dire que l’état du catalyseur est le même au début et à la fin de la transformation.

Catalyse homogène

Réaction entre les ions tartrate et le peroxyde d’hydrogène

Préparer $\pu{100 mL}$ d’une solution contenant environ $\pu{60 g.L-1}$ de sel de Seignette, nom courant du tartrate de sodium et de potassium. La formule des ions tartrate est : $\ce{^-O2C-CHOH-CHOH-CO2^-}$.
Ajouter $\pu{5 mL}$ d’eau oxygénée à 110 volumes, soit à environ $\pu{9.8 mol.L-1}$. À la température ordinaire, aucune réaction n’est perceptible dans le mélange.
Répartir le mélange dans trois béchers $A$, $B$ et $C$. Porter $A$ et $B$ à $\pu{70 °C}$ environ, $C$ sert de témoin à la température ambiante. Le dernier mélange n’évolue pas alors que dans les deux derniers un faible dégagement gazeux apparaît.
Introduire dans le mélange $A$, $\pu{5 mL}$ d’une solution rose de chlorure (ou de sulfate) de cobalt (II) à $\pu{0,3 mol.L-1}$, et dans le mélange $B$, $\pu{5 mL}$ d’eau. En quelques secondes un important dégagement gazeux apparaît dans le mélange $A$, qui devient dans le même temps vert foncé. Après deux minutes ce dégagement gazeux cesse et le mélange $A$ redevient rose. Le faible dégagement gazeux se poursuit dans le mélange $B$.
Ajouter au mélange $A$ quelques cristaux de sel de Seignette et $\pu{1 mL}$ d’eau oxygénée. La coloration verte réapparaît en même temps qu’un abondant dégagement gazeux.

Écrire l’équation de la réaction d’oxydation des ions tartrate par l’eau oxygénée, sachant que les couples sont $\ce{CO2 / C4H4O6^{2-}}$ et $\ce{H2O2 / H2O}$.

Écrire les équations des deux étapes lors de la réaction d’oxydation des ions tartrate par l’eau oxygénée en présence d’ions cobalt II, sachant que ce dernier appartient au couple $\ce{Co^{3+} / Co^{2+}}$.

Catalyse homogène

Lorsque le catalyseur appartient à la même phase que les réactifs, la catalyse est dite homogène.
Lors d’une catalyse homogène, le mécanisme de la réaction catalysée est différent de celui de la réaction non catalysée : la réaction globale, lente, est remplacée par plusieurs réactions rapides au cours desquelles la catalyseur est consommé, puis régénéré. Ces réactions font intervenir des intermédiaires réactionnels, c’est à dire des espèces qui sont formées, puis consommées, et ne figurent donc pas dans le bilan de la réaction.

Importance de la concentration du catalyseur

Lors d’une catalyse homogène, la réaction chimique se déroule dans tout le volume occupé par le système. Plus la concentration du catalyseur est importante, plus la vitesse de formation des produits est grande.

La réaction de dismutation du peroxyde d’hydrogène peut être catalysée à l’aide d’une solution contenant des ions fer (III).
Interpréter le rôle des ions fer (III) dans cette catalyse.

Donnée. $\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$

Catalyse hétérogène

Lorsque le catalyseur appartient à une phase différente de celle des réactifs, la catalyse est dite hétérogène.
Lors d’une catalyse hétérogène, on peut distinguer trois étapes :
1. l’adsorption, au cours de laquelle le catalyseur fixe certains des réactifs à sa surface ;
2. la réaction chimique, qui se déroule donc à la surface du catalyseur ;
3. la désorption, pendant laquelle les produits de la réaction quittent la surface du catalyseur.

D’autres molécules de réactifs peuvent alors se fixer sur la catalyseur et la réaction se poursuit.

Le mécanisme d’une réaction catalysée est différent de celui de la réaction non catalysée : la réaction globale, lente, est remplacée par plusieurs réactions rapides qui ont lieu à la surface du catalyseur.

Exemples

Réactifs en phase gazeuse : synthèse de l’ammoniac $$ \ce{ N2(g) + 3 H2(g) ->[Fe] 2 NH3(g) }$$
Réactifs en phase aqueuse : dismutation de l’eau oxygénée $$ \ce{ 2 H2O2 (l) ->[Pt] 2 H2O (l) + O2 (g) }$$

Importance de la surface du catalyseur

Dans une catalyse hétérogène la réaction se déroule à la surface du catalyseur. Elle est d’autant plus rapide que cette surface est grande.

Remarque. Pour qu’un catalyseur solide puisse agir, sa surface doit rester disponible. Si des corps autres que les réactifs s’adsorbent à cette surface, l’action du catalyseur est bloquée : on parle de poisons du catalyseur.

Sélectivité du catalyseur

Un catalyseur est dit sélectif si, à partir d’un mélange réactionnel susceptible d’évoluer selon plusieurs réactions, l’une d’elles se déroule plus vite que les autres. Un choix judicieux de catalyseur permet donc au chimiste de contrôler les transformations chimiques qu’il réalise.

Exemple

Vapeur d’éthanol sur alumine $\ce{Al2O3}$ chauffé à $\pu{400 °C}$ : $$ \ce{ CH3-CH2-OH(g) ->[Al2O3] CH2=CH2(g) + H2O(g) } $$ Il se forme de l’éthylène.
Vapeur d’éthanol sur cuivre $\ce{Cu}$ chauffé à $\pu{250 °C}$ : $$ \ce{ CH3-CH2-OH(g) ->[Cu] CH3-CHO(g) + H2(g) }$$ Il se forme de l’éthanal.

Catalyse enzymatique

Enzyme

Les enzymes sont des macromolécules organiques (protéines généralement) dont la structure spatiale comporte des cavités, appelées sites actifs, qui contiennent des cations métalliques (ion fer (III) pour la catalase).

Les enzymes ont un pouvoir catalytique très important pour des conditions données ($\pu{37 °C}$ pour le corps humain par exemple). Leur sélectivité est très importante.

Exemple

Le péroxyde d’hydrogène ($\ce{H2O2}$) est formé dans le corps humain lors de la réduction métabolique du dioxygène (respiration). Or, c’est une molécule très toxique pour les cellules (oxydant). Il existe une enzyme (catalase) qui catalyse la réaction de dismutation du péroxyde d’hydrogène (site réactif de la catalase : complexe contenant un ion fer $\ce{Fe^{3+}}$).