Transcript Les vitesses de réaction

Les vitesses de réaction
CHAPITRE 6
Lors d’une
réaction
chimique, des
réactifs sont
transformés
en produits.
Au fur et à
mesure que les
réactifs
disparaissent,
des produits
sont formés.
La vitesse de réaction correspond
au rythme de cette transformation.
Définition
 La
vitesse de réaction est la quantité de
réactifs transformés par unité de temps
 La
vitesse de réaction est aussi la quantité
de produits formés par unité de temps.
Formule
∆𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑡é
Vitesse de réaction =
∆𝑡
N.B. Par convention, les vitesses de réaction sont toujours
positives qu’on les mesure en fonction d’un réactif ou d’un
produit.
Elle sont aussi toujours établies pour une seule des substances
de la réaction.
Exemple:
 On fait réagir un morceau de magnésium dans de l’acide
chlorhydrique selon l’équation suivante:
 Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
 On peut choisir de mesurer la vitesse de:




Disparition du magnésium
Disparition du HCl
Formation du MgCl2
Formation du H2
 L’unité de mesure dépendra alors de l’état physique de la substance
(g/s, ml/s, mol/L 𝑠, ….)
 Lorsqu’on connaît la vitesse de réaction en
fonction d’une des substances, on peut trouver la
vitesse en fonction de chacune des autres
substances puisque la vitesse de réaction
s’applique à l’ensemble de la transformation.
 Il suffit de travailler en mol/s ou en mol/L s
puisque les coefficients de l’équation balancée
représentent des rapports de moles.
Exemple
 On fait réagir du magnésium dans de l’acide
chlorhydrique (HCl) et on obtient 12 ml de
dihydrogène après 100 secondes.
 Quelle est la vitesse moyenne de disparition du
HCl si la température est de 22,5oC et que la
pression atmosphérique est de 101,5 Kpa?
Étapes
Exemple
1.
Écrire l’équation balancée
et préciser la nature des
substances
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
2.
Choisir la substance la plus
facile à mesurer et effectuer
l’expérience
Mesure de H2(g) en ml/s
v= 0,12 ml/s = 0,00012 L/s
3.
Pour trouver les vitesses de
réaction des autres
substances, il faut:
• Transformer nos
résultats en mol/s
pV = nRT donc, n = pV/RT
• Utiliser le rapport de
moles
n =
101,5 𝑥 0,00012
8,314 𝑥 295,5
= 4,9 x 10-6 mol/s
HCL
:
H2
2
1
Donc, vHCl = 2vH2 = 9,8 x 10-6 mol/s
Étude graphique de la vitesse de réaction
 En observant un graphique de quantité en fonction du
temps, on remarque que la quantité varie plus vite en début
de réaction qu’à la fin.
 On peut donc conclure que la vitesse d’une réaction
diminue en fonction du temps.
 Ainsi, les vitesses calculées sur une période de temps sont
des vitesses moyennes.
THÉORIE DES
COLLISIONS
 Selon la théorie des collisions, 2 conditions sont
essentielles pour qu’il y ait réaction
 Les particules de réactifs
doivent entrer en contact
 Les particules doivent
posséder suffisamment
d’énergie pour pouvoir
briser des liens.
Collision efficace
 Collision entre des particules de réactifs qui possèdent au
moins l’énergie minimum nécessaire pour entraîner la
formation de produits (énergie d’activation).
 Leur nombre détermine la vitesse de réaction.
 http://cw2.erpi.com/cw/chimie5/p56
Collision élastique
 Collision qui n’entraîne pas la formation de produits. Les
molécules de réactifs ne possèdent pas suffisamment
d’énergie ou se frappent selon un angle inapproprié.
 Les molécules de réactifs rebondissent sans que les liens ne
se brisent.
Vitesse de réaction d’un mécanisme réactionnel
 Lorsqu’une réaction chimique fait intervenir
plusieurs molécules, elle se produit généralement par
étapes successives (mécanisme de réaction)
 La vitesse d’une réaction globale issue d’un
mécanisme réactionnel est déterminée par l’étape la
plus lente, soit celle dont l’énergie d’activation est la
plus grande.
Exemple
FACTEURS INFLUANT
SUR LA VITESSE DE
RÉACTION
 Pour faire varier la vitesse d’une réaction chimique ,
je peux:

Faire varier la fréquence des collisions

Faire varier la force des collisions

Modifier l’énergie d’activation
Nature du réactif
 Pour qu’il y ait réaction chimique, il faut d’abord
briser les liens dans les molécules de réactifs.
 Donc:
 Plus il y a de liens dans la molécule de réactifs
 Plus les liens sont forts
 Plus la réaction sera lente.
 En effet, si l’énergie minimum nécessaire pour que la
réaction se produise (énergie d’activation) est élevée,
il y a peu de molécules possédant suffisamment
d’énergie pour faire des collisions efficaces.
Surface de contact
 Lorsqu’un des réactifs est sous forme solide, seules
les molécules à la surface du solide peuvent réagir.
 En général, plus on augmente la surface de contact
du réactif, plus la réaction se déroule rapidement.
Concentration d’un réactif
 Lorsqu’on augmente la concentration d’un réactif, le
nombre de particules par unité de volume augmente
ce qui augment la probabilité qu’il y ait des collisions
entre les particules.
 En général, plus la concentration du réactif
(aqueux ou gazeux) est élevée, plus il y a de
collisions et plus la réaction se déroule
rapidement
Température
 Une augmentation de la température augment
l’énergie cinétique des particules. Il y a donc plus de
particules possédant l’énergie minimum pour réagir.
 En général, plus la température augmente,
plus le nombre de particules ayant l’énergie
minimum pour réagir augmente et plus la
réaction se déroule rapidement.
Catalyseur
 Définition:

Un catalyseur est une substance qui modifie la vitesse
d’une réaction chimique en modifiant l’énergie nécessaire
pour l’amorcer
 Catalyseur
la réaction
 Catalyseur
positif: abaisse l’énergie d’activation et accélère
négatif (inhibiteur): augmente l’énergie
d’activation et ralentit ainsi la réaction en la rendant plus
difficile.