Cinétique Chimique
(0 commentaires)Sommaire
- 1. Vitesse réactionelle
- 2. Loi de vitesse et ordre réactionnel
- 3. La vitesse réactionnelle, une valeur contrôlable
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 :
- [R]1 : concentration du réactif à un instant T1 et [R]2 la concentration du réactif à un instant T2
- [P]1 : concentration du produit a un instant T1 et [P]2 la concentration du produit a un instant T2
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 :
- propre à chaque réaction
- mettant en avant une constante de vitesse k propre elle aussi à chaque réaction :
- indépendante de [R] ou [P]
- dépendante de la température selon la loi d'Arrhénius
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
- x et y sont dit ordre partiels de la réaction, ils sont expérimentaux et totalement sans rapport avec les coefficients stoechiométriques
- l'ordre global de la réaction sera : n = x + y
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 : Les Enzymes
