Cinétique Chimique

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Dernière mise à jour : 2016-02-01

La cinétique chimique a pour but d'étudier la vitesse des réactions chimiques, donc des facteurs qui peuvent l'influencer.
Toute réaction chimique ne se fait pas en une fois, il peut être observé plusieurs étapes pour lesquelles seront créés des intermédiaires réactionnels.

1. Vitesse réactionelle

1.1. Vitesse moyenne

La vitesse réactionnelle correspond à la variation d'une concentration d'un réactif ou d'un produit au cours du temps.

On considère une réaction : Réactif (R) => Produit (P) telle que :

On pourra donc définir deux vitesses différentes : Une vitesse moyenne d'apparition (1) et une vitesse moyenne de disparition (2)

(1) : v = Δ[P] / Δt
(2) : v = - Δ[R] / Δt

1.2. Vitesse instantanée

La variation de la vitesse d'une réaction au cours du temps nous permet de définir deux fonctions : [P] = f(t) et [R] = g(t), les dériver nous permettra de définir la vitesse instantanée de la réaction :

v = d[P] / dt
v = - d[R] / dt

2. Loi de vitesse et ordre réactionnel

2.1. Loi de Vitesse

Exprimer une vitesse instantanée en fonction des concentrations de produits ou de réactif nous permet d'établir une loi de vitesse :

on obiendra une loi de vitesse pour une réaction
aA + bB = cC + dD (3)
telle que :
v = k[A]x[B]y
Remarque : ne pas confondre a avec x (etc.) même s'il arrive qu'ils aient la même valeur.

2.2. Ordre réactionnel

La loi de vitesse pour une réaction générale telle que (3) est donc v = k[A]x[B]y
avec k en s-1 et v en mol.L-1.s-1

2.2.1. Réaction de premier ordre

La loi de vitesse étant pour une réaction aA --> bB :
v = k[A]1[B]0 = k[A] = -1/a * d[A] / dt = 1/b * d[B]/dt
<=> d[A] / [A] = - ak * dt

En intégrant t = 0 on obtient :

ln ( [A]/[A]o ) = - akt
<=> ln[A] = ln[A]o - akt
<=>[A] = [A]o*e-akt

2.2.2. Réaction de second ordre

Dans le cas où x = 1 et y = 1 on a une loi de vitesse :

v = k[A]1[B]1 = -d[A]/dt * d[B]/dt = dX / dt avec X la concentration du(des) produit(s) à un instant t.

En travaillant dans des conditions où [A]o = [B]o on obtient :

v = k[A]²
ainsi
v = - d[A] / dt = k[A]²
<=>d[A] / [A]² = -k*dt

En intégrant t = 0

1/[A] = 1/[A]o + kt

3. La vitesse réactionnelle, une valeur contrôlable

3.1. Collision et Loi d'Arrhenius

Pour obtenir une réaction chimique il faut que les molécules qui se rencontrent entrent en collision avec une énergie cinétique suffisante. Ainsi on peut définir une vitesse réactionnelle comme étant le rapport entre le nombre de chocs entrainant une collision et une unité de temps.
A partir de là, on peut en extrapoler la loi d'Arrhénius, qui permet de mettre en évidence que k n'est dépendant que de la température pour une réaction donnée.
Arrhénius propose alors l'expression suivante :

k = A*e- Ea / RT
<=>ln k = ln A - Ea / RT
Avec :
Ea : énergie d'activation
A : constante géométrique
T : température exprimé en K
R la constante des gaz parfait, R = 8.314 J.K-1.mol-1

3.2. Via un catalyseur

3.2.1. Catalyse homogène

Catalyseur et réactif sont dans une même phase (liquide ou gazeuse).

3.2.2. Catalyse hétérogène

Catalyseur et réactif sont dans deux phases différentes, le catalyseur souvent en phase solide.

3.2.3. Catalyse enzymatique

Dans le milieu vivant la plupart des réactions sont catalysées par des enzymes : cours d'enzymologie


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