revision cinetique chimique PDF

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CINÉTIQUE CHIMIQUE
Avertissement : cette fiche rappelle les notions importantes à mémoriser dans le cadre du programme ; il ne s'agit pas
d'un exposé structuré susceptible de se substituer au cours de première année...

1°. Conditions expérimentales restrictives imposées par le programme.
1. Le système est fermé : la réaction se déroule dans un réacteur fermé : pas d'échange de matière avec l'extérieur au cours de la réaction.
2. Le système est homogène. Cela restreint l'étude à des mélanges de liquides miscibles, à des
solutions aqueuses ou à des gaz. Les liquides non miscibles, les solides et plus généralement
les systèmes polyphasés ne peuvent intervenir.
3. Le volume du système est maintenu fixe. Les gaz doivent être enfermés dans une enceinte
de volume fixe ; en revanche, les liquides, s'ils sont peu volatils, peuvent être laissés à l'air
libre.
4. Le système est maintenue à température fixe. En cas de réactions exo ou endothermiques :
nécessité de travailler dans une enceinte thermostatée.
2°. Définition légale de la vitesse d'une réaction.
a) Tableau d'avancement.
Soit une réaction quelconque, a priori susceptible de se dérouler dans les deux sens, d'équation bilan :
1 A1 + 2 A2 + ... + r Ar = r+1 Ar+1 + ... + N AN
Les espèces A1 ... Ar sont les (r) réactifs ; les espèces Ar+1 ... AN sont les (N-r) produits.
constituants

A1

Ar

Ar+1

AN

Quantités initiales (mol)

n10

nr0

nr+1 0

nN0

n10 - 1

nr0 - r

nr+1 0 + r+1

nN0 + N

Quantités à la date t (mol)

 est l'avancement à la date t, mesuré en moles.
On peut définir les coefficients stœchiométriques algébriques de la façon suivante : pour une
espèce quelconque Ai avec i ∈ [1 , N] on pose : i = i si Ai est un produit et i = -i si Ai est un
réactif. On obtient ainsi : ∀i : ni = ni0 + i 
b) Vitesse de réaction.
Par définition, la vitesse de réaction à la date t est :
1 d
v=
V dt
où V représente le volume du système. L'unité légale est donc la mol.m-3.s-1. En pratique en chimie,
on utilise traditionnellement le litre comme unité de volume ; l'unité de vitesse de réaction usuelle
est donc la mol.L-1.s-1 .
En dérivant par rapport au temps l'expression de ni sachant que le volume V est fixe et que ni0 est
n
d  1 dni
d i 
=
1
V . Soit en pratique :
une constante , on obtient :
;
v=
dt  i dt
i dt
1 d [ A i]
∀ Ai : v=
.
i dt
3°. Réactions avec ordre.
Certaines réactions ( pas toutes !) admettent un ordre. Dans ce cas, la vitesse dans le sens direct peut

r

p1

p2

v 1=k 1 ∏ [ Ai ] p où k1 est la constante

pr

s'écrire sous la forme : v1 = k1 [A1] .[A2] . ... .[Ar] ; soit :

i

i=1

de la vitesse dans le sens direct. Pour une réaction donnée, la constante de vitesse ne dépend que de
la température. Les réels pi sont les ordres partiels ; ce sont des réels positifs mais pas nécessairement des entiers positifs. La somme des ordres partiels est l'ordre total ( ou global ).
Si la réaction est réversible, la vitesse de la réaction dans le sens inverse s'écrit :
N

v 2=k 2

∏

i= r1

[ Ai ] p .
i

La vitesse de la réaction s'écrit alors :
r

v=v1 −v2 =k 1 ∏ [ A i ] p −k 2
i

i =1

N

∏

i= r 1

[ Ai ] p

i

Attention ! Les ordres partiels ne sont pas en général égaux aux coefficients stœchiométriques.
Les cas particuliers où les ordres partiels sont les coefficients stœchiométriques sont des réactions
simples ou élémentaires. Dans ces cas – et seulement dans ces cas – l'équation bilan traduit le mécanisme de la réaction à l'échelle moléculaire.
Exemple : Soit le processus élémentaire d'équation bilan : A + B →C + D ; un choc entre une molécule A et une molécule B produit une modification des liaisons entre les atomes des deux molécules,
ce qui conduit à la disparition d'une molécule A et d'une molécule B avec apparition d'une molécule
C et d'une molécule D.
Attention ! Des coefficients stœchiométriques faibles (égaux à un par exemple) ne correspondent
pas nécessairement à une réaction élémentaire. En revanche, des coefficients stœchiométriques élevés traduisent toujours un mécanisme complexe. Soit l'équation bilan : 5A + 3B →2C + 4D ; on ne
peut imaginer une rencontre simultanée de 5 molécules A avec 3 molécules B !
4°. Loi d'Arrhénius
L'expérience montre que chaque constante de vitesse augmente fortement en fonction de la température selon la relation :
−E a
k= exp

RT
avec : Ea : énergie d'activation de la réaction ( en J.mol -1), grandeur caractéristique de la réaction et
 : facteur de fréquence dont la dimension est celle de k : valeur caractéristique de la réaction.
R : constante des gaz parfait : R = 8,314J.K-1.mol-1 .
5°. Mécanismes réactionnels.
Revoir le cours de première année, en particulier :
•
l'approximation de l'état quasi stationnaire : les concentrations en centres actifs restent
pratiquement constantes au cours de la réaction.
•
Les mécanismes par stades.
•
Les mécanismes en chaîne.