Thermodynamie Et Cinetique D'une réaction

La vitesse de réaction

= la variation de concentration divisée par le temps écoulé; elle s’exprime donc en mol/l.s ou M/s

Pour augmenter la vitesse d’une réaction : on peut

-augmenter la concentration des réactifs (+de collisions)

-augmenter la température

-utiliser un catalyseur

Vitesse instantanée au temps t =

-la dérivée de la concentration en N2O5 par rapport au temps à l’instant t

-pente de la tangente en t de la courbe de concentration en fonction du temps

Détermination de la vitesse de réaction et de la constante de vitesse

La méthode des vitesses initiales : on mesure la vitesse au temps zéro de la réaction car, à ce moment, on a directement accès à la concentration de chacun des réactifs.

aA + bB + cC → produits

v = k. [A]X. [B]Y. [C]Z équation de la vitesse de réaction

k, la constante de proportionnalité, est appelée la constante de vitesse de la réaction

• x, y et z sont les ordres partiels respectivement en A, B et C ; ils sont déterminés expérimentalement. Pour les déterminer : toujours l’éq de vitesse.

• x + y + z est l’ordre global de la réaction ; il détermine les unités de la constante cinétique.

• k représente la vitesse intrinsèque de la réaction et elle ne dépend que de la température.

Si C est en large excès : en fin de réaction, sa concentration n’aura pratiquement pas changée.

On peut considérer le terme [C]z comme étant constant et l’inclure dans la constante de vitesse qui devient alors une constante de vitesse apparente.

v = kapp. [A]x. [B]y avec kapp = k. [C]z

• x + y devient alors l’ordre global apparent de la réaction

2. Réactions d’ordre un, deux et zéro voir slide 14-22

3. Demi-vie des réactions

Le temps de demi-vie d’une réaction, ou t1/2, est le temps nécessaire pour que la moitié d’une quantité d’un réactif soit consommée.

Ordre un :

Le temps de demi-vie est indépendant de la concentration initiale. Slide 23

Le temps pour tout consommer est infini car il faut toujours le même temps pour consommer la moitié de ce qu’il reste.

Une espèce radioactive = atome instable qui se décompose tout seul et, en se décomposant, libère de l’énergie. Cette décomposition s’opère au niveau du noyau.

La décomposition radioactive obéit à une équation de vitesse d’ordre 1

• Le nombre de désintégrations par unité de temps est proportionnel au nombre de noyaux radioactifs

• La demi-vie d’une espèce radioactive est le temps nécessaire pour que la moitié des noyaux d’un échantillon se soient désintégrés

• La constante radioactive est la constante cinétique du processus d’ordre 1

Exemple=datation au carbone 14 -slide 27

4. Etape déterminante de vitesse

Une réaction chimique équilibrée ne montre pas la manière dont les réactifs se sont transformés en produits.

Processus élémentaires= sous étapes à la réaction globale = réactions qui se déroulent en une seule étape et les ordres partiels correspondent aux coefficients stœchiométriques.

Mécanisme réactionnel= addition d’une série de processus élémentaires pour donner une réaction globale.

Espèce intermédiaire= Elle existe dans le milieu réactionnel mais on ne l’observe pas car elle est produite et immédiatement consommée.

La première étape est beaucoup plus lente que la seconde (k2>>k1)

La vitesse de réaction ne peut être plus rapide que celle de l’étape la plus lente et la vitesse de réaction globale sera déterminée uniquement par la vitesse de la première étape : c’est l’étape déterminante de vitesse.

5. Energie d’activation

Deux espèces réagissent s’il y a :

-collision (théorie des collisions: deux espèces doivent s’entrechoquer pour réagir)

-une énergie suffisante

-une bonne orientation

Soit le processus élémentaire : A + B → C + D

Vitesse = (fréquence des collisions). (Fraction des collisions pourvues de l’énergie requise). (Fraction des collisions pour lesquelles les molécules sont orientées de manière adéquate)

1. La fréquence des collisions dépend:

- de la concentration (fréquence des collisions ÷ [A].[B] )

- de la température (la vitesse quadratique moyenne des molécules augmente avec la température)

2. La fraction des collisions pourvues de l’énergie requise

Ea= énergie d’activation du processus= énergie minimale qui est nécessaire pour provoquer la réaction entre les molécules qui s’entrechoquent.

Il n’y a que les molécules qui ont une énergie cinétique supérieure à l’énergie d’activation qui entrent en collision.

Slide 34 : plus la température augmente, plus la courbe s’aplatit, plus l’aire sous la courbe est importante, et plus il y a de molécules qui entrent en collision.

3. La fraction des collisions pour lesquelles les molécules sont orientées de manière adéquate

dépend

...