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Physique-chimie (spécialité) · TerminaleBac

Vitesse de réaction et facteurs cinétiques : exercices de Tle

Publié le 6 novembre 2026 · Mis à jour le 6 novembre 2026 · Signaler une erreur

L'essentiel

  • La vitesse volumique de disparition d'un réactif s'obtient par v=−Δ[A]Δtv = -\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} en valeur moyenne ; la valeur instantanée est donnée par la pente de la tangente à la courbe [A](t)[A](t).
  • Le suivi d'un produit donne une vitesse d'apparition positive ; la stœchiométrie relie les vitesses des différentes espèces.
  • La température, les concentrations et la présence d'un catalyseur sont des facteurs cinétiques.
  • Pour comparer deux expériences, on ne change qu'un seul facteur à la fois.
  • Les vitesses initiales mesurées pour plusieurs concentrations permettent d'estimer l'ordre par rapport à un réactif.

Comment utiliser ces exercices

Ces exercices portent sur la cinétique chimique, c'est-à-dire l'étude de la vitesse des réactions 4. Le programme de terminale demande de déterminer une vitesse volumique de disparition d'un réactif à partir de données expérimentales, de mettre en évidence des facteurs cinétiques et de tester l'existence d'une loi de vitesse 1. Tu retrouveras ces trois gestes ici, du plus simple au plus délicat.

Cherche toujours l'exercice sur papier avant d'ouvrir les indices. Un indice donne une direction, la correction détaille chaque action. Compare ensuite ton résultat, mais aussi ta méthode.

Les exercices

Exercice 1 Vitesse moyenne de disparition d'un réactif

★☆☆Environ 5 min

On suit la disparition d'un réactif A dans une solution de volume constant. À t1=0t_1 = 0 s, [A]=0,80 mol⋅L−1[A] = 0{,}80\ \text{mol·L}^{-1}. À t2=30t_2 = 30 s, [A]=0,50 mol⋅L−1[A] = 0{,}50\ \text{mol·L}^{-1}.

Calcule la vitesse volumique moyenne de disparition de A entre ces deux dates.

Indice 1

La concentration diminue : le résultat doit être positif.

Indice 2

Utilise v=−Δ[A]Δtv = -\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} avec Δt\Delta t en secondes.

Voir la correction pas à pas

  1. On repère les variations : Δ[A]=0,50−0,80=−0,30 mol⋅L−1\Delta[A] = 0{,}50 - 0{,}80 = -0{,}30\ \text{mol·L}^{-1} et Δt=30−0=30\Delta t = 30 - 0 = 30 s.

  2. On applique la définition : v=−−0,3030v = -\dfrac{-0{,}30}{30}.

  3. On calcule : v=1,0×10−2 mol⋅L−1⋅s−1v = 1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

La concentration de A diminue de 0,010 mol⋅L−10{,}010\ \text{mol·L}^{-1} chaque seconde en moyenne. Le signe moins de la formule rend la vitesse positive.

Exercice 2 Vitesse d'apparition d'un produit

★☆☆Environ 8 min

Dans V=250V = 250 mL de solution, on forme un produit P. La quantité de matière de P passe de 00 à 1,5×10−21{,}5\times10^{-2} mol en 2,02{,}0 min.

Calcule la vitesse volumique moyenne d'apparition de P, en mol⋅L−1⋅s−1\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

Indice 1

Passe d'abord la quantité de matière en concentration.

Indice 2

Convertis le volume en litres et la durée en secondes.

Voir la correction pas à pas

  1. Volume : V=250 mL=0,250V = 250\ \text{mL} = 0{,}250 L. Durée : Δt=2,0 min=120\Delta t = 2{,}0\ \text{min} = 120 s.

  2. Concentration finale de P : [P]=1,5×10−20,250=6,0×10−2 mol⋅L−1[P] = \dfrac{1{,}5\times10^{-2}}{0{,}250} = 6{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}.

  3. Vitesse d'apparition : v=6,0×10−2−0120=5,0×10−4 mol⋅L−1⋅s−1v = \dfrac{6{,}0\times10^{-2}-0}{120} = 5{,}0\times10^{-4}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

Le passage par la concentration est indispensable : une vitesse volumique rapporte la variation de quantité de matière au volume de la solution.

Exercice 3 Relier les vitesses grâce à la stœchiométrie

★★☆Environ 8 min

Une transformation a pour équation 2 A⟶C2\,A \longrightarrow C. À une date donnée, la vitesse volumique de disparition de A vaut 6,0×10−3 mol⋅L−1⋅s−16{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

Pour chaque mole de C formée, deux moles de A disparaissent. Quelle est, à la même date, la vitesse volumique d'apparition de C ?

Indice 1

Compare les quantités de matière qui varient pendant la même durée.

Indice 2

Si A disparaît deux fois plus vite que C n'apparaît, que vaut le rapport des deux vitesses ?

Voir la correction pas à pas

  1. Pendant une même durée, la quantité de A consommée est le double de la quantité de C formée : ΔnA=2 ΔnC\Delta n_A = 2\,\Delta n_C en valeur absolue.

  2. Comme le volume est le même, la même relation vaut pour les vitesses volumiques : vdisp(A)=2 vapp(C)v_{\text{disp}}(A) = 2\,v_{\text{app}}(C).

  3. On isole : vapp(C)=6,0×10−32=3,0×10−3 mol⋅L−1⋅s−1v_{\text{app}}(C) = \dfrac{6{,}0\times10^{-3}}{2} = 3{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

Les vitesses de disparition et d'apparition des différentes espèces ne sont égales qu'au coefficient stœchiométrique près. Il faut donc toujours préciser l'espèce dont on parle.

Exercice 4 Effet de la température

★★☆Environ 8 min

Une réaction a une vitesse volumique initiale de 1,5×10−3 mol⋅L−1⋅s−11{,}5\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1} à 20 °C20\ °\text{C}. On suppose que, dans ce domaine de température, la vitesse double chaque fois que la température augmente de 10 °C10\ °\text{C}.

Quelle est la vitesse à 50 °C50\ °\text{C} ?

Indice 1

Combien d'élévations de 10 °C10\ °\text{C} y a-t-il entre 20 °C20\ °\text{C} et 50 °C50\ °\text{C} ?

Indice 2

Chaque élévation multiplie la vitesse par 2.

Voir la correction pas à pas

  1. L'écart de température est 50−20=30 °C50-20 = 30\ °\text{C}, soit trois paliers de 10 °C10\ °\text{C}.

  2. La vitesse est multipliée trois fois par 2, donc par 23=82^3 = 8.

  3. On calcule : v=1,5×10−3×8=1,2×10−2 mol⋅L−1⋅s−1v = 1{,}5\times10^{-3}\times 8 = 1{,}2\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

La température est le facteur le plus influent : dans un très grand nombre de cas, la vitesse est multipliée par 2 à 3 pour 10 degrés de plus 4. Le facteur 2 de l'énoncé est une valeur de ce domaine ; il ne s'applique pas à toutes les réactions.

Exercice 5 Vitesse instantanée avec une tangente

★★☆Environ 12 min

On a tracé la courbe [A]=f(t)[A]=f(t) d'un réactif. La tangente à la courbe à la date t=20t = 20 s passe par les points (0 s ; 0,90 mol⋅L−1)(0\ \text{s}\ ;\ 0{,}90\ \text{mol·L}^{-1}) et (50 s ; 0,40 mol⋅L−1)(50\ \text{s}\ ;\ 0{,}40\ \text{mol·L}^{-1}).

Détermine la vitesse volumique de disparition de A à t=20t = 20 s.

Indice 1

La vitesse instantanée est liée à la pente de la tangente.

Indice 2

Calcule la pente y2−y1x2−x1\dfrac{y_2-y_1}{x_2-x_1} puis prends l'opposé.

Voir la correction pas à pas

  1. Pente de la tangente : p=0,40−0,9050−0=−1,0×10−2 mol⋅L−1⋅s−1p = \dfrac{0{,}40-0{,}90}{50-0} = -1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

  2. Cette pente représente d[A]dt\dfrac{d[A]}{dt} à t=20t = 20 s. Elle est négative car A est consommé.

  3. La vitesse de disparition est l'opposé : v=−p=1,0×10−2 mol⋅L−1⋅s−1v = -p = 1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1}.

La vitesse volumique de disparition de A à une date donnée est l'opposé de la dérivée d[A]dt\dfrac{d[A]}{dt} : graphiquement, c'est l'opposé de la pente de la tangente à la courbe [A]=f(t)[A]=f(t).

Exercice 6 Estimer un ordre par les vitesses initiales

★★★Environ 15 min

On étudie la réaction d'un réactif A avec un réactif B en grand excès, dont la concentration reste pratiquement constante. On mesure la vitesse initiale v0v_0 pour deux concentrations initiales de A, toutes les autres conditions étant identiques.

Expérience [A]0[A]_0 (mol⋅L−1\text{mol·L}^{-1}) v0v_0 (mol⋅L−1⋅s−1\text{mol·L}^{-1}\text{·s}^{-1})
1 0,100{,}10 2,0×10−32{,}0\times10^{-3}
2 0,200{,}20 8,0×10−38{,}0\times10^{-3}

On suppose une loi de vitesse de la forme v=k [A]αv = k\,[A]^{\alpha}. Détermine l'ordre partiel α\alpha par rapport à A (exercice d'approfondissement : au Bac, on teste surtout l'ordre 1).

Indice 1

Fais le rapport v0,2/v0,1v_{0,2}/v_{0,1} : la constante kk disparaît.

Indice 2

Si [A]0[A]_0 est multipliée par 2, on a 2α=v0,2v0,12^{\alpha} = \dfrac{v_{0,2}}{v_{0,1}}. Pour trouver α\alpha, utilise un logarithme ou reconnais une puissance de 2.

Voir la correction pas à pas

  1. Rapport des concentrations : 0,200,10=2\dfrac{0{,}20}{0{,}10} = 2. Rapport des vitesses : 8,0×10−32,0×10−3=4\dfrac{8{,}0\times10^{-3}}{2{,}0\times10^{-3}} = 4.

  2. Avec v=k[A]αv = k[A]^{\alpha}, le rapport des vitesses est 2α2^{\alpha}. On obtient donc 2α=42^{\alpha} = 4.

  3. Donc α=ln⁡4ln⁡2=2\alpha = \dfrac{\ln 4}{\ln 2} = 2 : la réaction est d'ordre 2 par rapport à A.

L'ordre par rapport à un réactif s'estime à partir de vitesses initiales mesurées pour plusieurs concentrations initiales de ce réactif, les autres concentrations restant constantes 5. Rappelle-toi aussi que l'ordre vient de l'expérience : il peut différer du coefficient stœchiométrique, et peut même ne pas être entier 4.

Exercice 7 Identifier les facteurs cinétiques dans un protocole

★★★Environ 15 min

Un élève étudie la décoloration d'une solution colorée par un réactif oxydant. Il réalise quatre expériences et note le temps nécessaire pour que la solution devienne incolore.

Expérience Concentration en oxydant (mol⋅L−1\text{mol·L}^{-1}) Température (°C°\text{C}) Catalyseur Durée de décoloration
1 0,100{,}10 20 non 240 s
2 0,200{,}20 20 non 120 s
3 0,100{,}10 40 non 60 s
4 0,100{,}10 20 oui 30 s

a. Quelles expériences faut-il comparer pour mettre en évidence l'effet de chaque facteur ?

b. Que peut-on conclure ?

c. Pourquoi comparer les expériences 2 et 4 ne permettrait-il pas de conclure ?

Indice 1

Pour isoler un facteur, deux expériences ne doivent différer que par celui-ci.

Indice 2

Une durée de décoloration plus courte traduit une vitesse plus grande.

Voir la correction pas à pas

  1. a. L'expérience de référence est l'expérience 1. Concentration : on compare 1 et 2 (seule la concentration change). Température : on compare 1 et 3. Catalyseur : on compare 1 et 4.

  2. b. Dans chaque comparaison, la durée diminue : doubler la concentration divise la durée par 2, passer de 20 à 40 °C la divise par 4, et le catalyseur la divise par 8. La concentration, la température et le catalyseur sont donc des facteurs cinétiques qui augmentent ici la vitesse.

  3. c. Les expériences 2 et 4 diffèrent par deux facteurs à la fois (concentration et catalyseur) : on ne saurait pas attribuer la différence de durée à l'un ou à l'autre.

Pour mettre un facteur cinétique en évidence, on ne fait varier que lui. Le programme demande d'identifier des facteurs cinétiques à partir de données expérimentales 1 ; ici, ce sont la température, la concentration et le catalyseur. Un catalyseur accélère la réaction et se retrouve intact à la fin de la transformation.

Les questions qu'on se pose

Pourquoi la vitesse de disparition d'un réactif est-elle positive alors que sa concentration diminue ?

Parce que la formule contient un signe moins : v=−Δ[A]Δtv = -\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t}. Comme Δ[A]\Delta[A] est négatif pour un réactif consommé, le résultat est positif. Si tu trouves une vitesse négative pour un réactif, vérifie l'ordre de tes deux valeurs de concentration et le signe de ta formule.

Peut-on lire l'ordre d'une réaction dans les coefficients de l'équation ?

Non, en général. Les ordres partiels ne sont pas forcément égaux aux coefficients stœchiométriques ; ils peuvent même être non entiers, et la loi de vitesse se détermine par l'expérience 4. L'égalité n'est vraie que pour certains cas particuliers, comme les processus élémentaires 5. À l'examen, l'ordre est donc toujours donné ou déduit de mesures.

Comment savoir si je dois calculer une vitesse moyenne ou instantanée ?

Si l'énoncé donne deux dates, la vitesse est moyenne entre ces dates : tu utilises le taux de variation −Δ[A]Δt-\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t}. S'il parle d'une date précise (t=20t = 20 s) ou de la vitesse initiale, il s'agit d'une vitesse instantanée : on utilise la pente de la tangente à la courbe en ce point.

Sources

  1. Programme de physique-chimie de terminale générale, education.gouv.fr. Consulté le 6 novembre 2026.
  2. Tle Physique-chimie Spécialité Voie Générale - Ressource officielle, education.gouv.fr. Consulté le 6 novembre 2026.
  3. Ressources pédagogiques en physique-chimie, eduscol.education.fr. Consulté le 6 novembre 2026.
  4. Cinétique chimique, Wikipédia. Consulté le 6 novembre 2026.
  5. Ordre de réaction, Wikipédia. Consulté le 6 novembre 2026.

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