Transformations rapides/Transformations lentes

I - Rappels sur les réactions d'oxydo-réduction

1) Couples et demies équations éléctroniques

Un oxydant est une espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons.
Un réducteur est une espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs élections.
Un couple d'oxydo réduction (ou Redox) est noté :

Ox/Red

Et est constitué par un oxydant et un réducteur conjugués reliés par une demie équation éléctronique:
Ox + ne^- = Red

Par exemple:

• Fe³⁺/Fe²⁺ avec l'équation:  Fe³⁺+e^- = Fe²⁺
• I₂/I^- avec l'équation: I₂ + 2e^- = 2I^-
• MnO₄^- /Mn²⁺ avec l'équation: MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂0

2) Réactions d'oxydo-réduction

Une réaction redox met en jeu des couples redox tels que :
Ox₁/Red₁
Ox₂/Red₂

Cette réaction illustre en fait un transfert d'un ou plusieurs éléctrons entre le réducteur d'un couple et l'oxydant de l'autre couple:
aRed₁ + bOx₂ -> cRed₂ + dOx₁

Par exemple :
Une réaction mettant en jeux les couples :

• Fe³⁺/Fe²⁺
• I₂/I^-

No note d'abord les deux équations, puis on les multiplie par les coefficients appropriés:

• (Fe³⁺ + e^- = Fe²⁺ )x2
  
• 2I^- = I₂ + 2e^-

On multiplie ici par 2 la première demie équation afin d'avoir effectivement 2 électrons a gauche et à droite de l'équation ! Il faut aussi remarquer qu'on a écrit  la deuxieme demie équation dans l'ordre inverse parce que c'est 2I^- qui réagit avec Fe³⁺ et donc pour la suite il est plus pratique de ne pas avoir à croiser, surtout pour les cas plus compliqués

On obtient ainsi:

• 2Fe³⁺ + 2I^- -> I₂ + 2Fe²⁺

II - Transformations Rapides ou lentes

1) Etude expérimentale

Dans deux pots de meme concentration (C=0.1mol/L) on place (en même quantité):

1. Du Sulfite de Sodium (2Na⁺+SO₃^2-)
2. De l'acide oxalique (H₂C₂O₄)

Puis on verse du permenganate de potassium (K⁺+MnO₄^-) dans chacun de ces pots, toujours en meme quantité (solution initialement violette). On constate une décoloration du permenganate de potassium dans les deux pots, la décoloration se fait quasiment instantanément dans le pot 1, alors qu'elle met plus de 10 minutes dans le 2 !

2) Définitions

Une  réaction est dite rapide (instantanée) lorsque l'évolution du système est achevée dès que les réactifs sont en contact.
Une réaction est dite lente lorsque l'évolution met de quelques secondes à des années.
Remarque: Il existe des réactions infiniment lentes (formation de la rouille par exemple) L'évolution d'un tel système ne peut etre appréciée: il est cinétiquement interte.

III - Facteurs cinétiques

A) Présentation

Les grandeurs qui agissent sur la vitesse d'évolution d'une réaction chimique sont appelées facteurs cinétiques, il y a:

1. La température, l'évolution du systeme est d'autant plus rapide qu'elle est elevée
2. La concentration, l'évolution du systeme est d'autant plus rapide que les concentrations des réactifs sont grands.

B) Applications

L'utilisation de ces facteurs peut avoir plusieurs applications, essentiellement:

• Accelerer une réaction lente ou déclencher un systeme cinétiquement inerte.
• Ralentir ou stopper un systeme pour le rendre cinétiquement inerte