Réactions chimiques lentes ou rapides

 
 

1) Systèmes stables


Le système n’évolue pas car aucune réaction naturelle ne peut s’y dérouler : le système est thermodynamiquement stable, les réactions chimiques entre les réactifs sont thermodynamiquement impossibles.

Exemple
Les ions H+ d’une solution d’acide chlorhydrique ne réagissent pas avec le cuivre métal,  le système chimique (H+,Cu) est thermodynamiquement stable.

2) Systèmes cinétiquement inertes


Le système n’évolue pas car la réaction naturelle (thermodynamiquement possible) qui peut s’y dérouler est très lente voire infiniment lente : le système est cinétiquement inerte.
 
Exemples
  • Solution aqueuse de permanganate de potassium
Lorsque l’on dissout quelques cristaux de permanganate de potassium dans de l’eau distillée, la coloration violette de la solution obtenue reste inchangée pendant quelques jours : les ions MnO4- semblent donc ne subir aucune réaction.

Après quelques mois de stockage, les parois du flacon se recouvrent d’une pellicule brunâtre de dioxyde de manganèse MnO2 : en milieu non acide, l’ion MnO4- a été réduit en MnO2 (couple MnO4- /MnO2 , E° = 1,69 V) par les molécules d’eau (couple O2 /H2O , E° = 1,23 V) selon la réaction naturelle d’équation-bilan 4 MnO4- + 2 H2O 4 MnO2 + 3 O2 + 4 OH- .

  • Décomposition de l’eau oxygénée H2O2 
Elle devrait se réaliser en suivant l’équation de réaction suivante:
2 H2O2   2 H2O + O2
mais la réaction très lente de sorte que l’eau oxygénée peut être conservée pendant plusieurs mois).

  • Réactions de vieillissement des vins qui forment les produits conférant au vin son bouquet particulier et ses qualités gustatives...

3) Réactions lentes

Une réaction lente peut être suivie par nos sens ou par nos instruments de mesure pendant quelques secondes voire plusieurs minutes.

Exemples
  • Dismutation des ions thiosulfate en milieu acide (voir T.P.)
  • Noircissement du chlorure d’argent à la lumière
Cette réaction photochimique est une réduction des ions Ag+ du solide ionique AgCl en argent métal Ag. Le solide, initialement blanc, devient grisâtre, noir, puis violet...
L’évolution des couleurs peut être suivie pendant plusieurs dizaines de minutes.
Cette expérience illustre l’impression d’une plaque photographique.


4) Réactions instantanées


Lors d’une réaction instantanée, on ne peut pas apprécier, à l’aide de nos sens ou de nos instruments de mesure, l’existence d’un quelconque délai entre le mélange des réactifs et la formation des produits.

Exemples
  • Réactions de précipitation
Ag+ + Cl- AgCl précipité blanc de chlorure d’argent
Cu2+ + 2 OH- Cu(OH)2 précipité bleu d’hydroxyde de cuivre
Pb2+ + 2 I- PbI2 précipité jaune d’iodure de plomb

  • Réactions acido-basiques
  • Réactions de combustion
  • Réactions explosives

5) Temps de demi-réaction

Pour comparer les durées des transformations chimique on a défini une grandeur appelée temps de demi-réactio:
 
Le temps de demi-réaction noté t1/2 est la durée au bout de laquelle l’avancement est égal à la moitié de l’avancement final xf.

Pour une transformation totale quand t = t1/2 x = 0,5.xf
 


 


 

 

 









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