Cinétique chimique Rappels
Mécanismes réactionnels de réactions complexes vitesse de disparition des réactifs : (sens direct de la réaction) expression cinétique de la constante
7 – Réactivité des complexes
Stabilité cinétique (= réactivité). (inerte vs labile). Inerte : k faible t1/2 élevé
Loi de vitesse et cinétiques complexes Mécanisme réactionnel et
L'étude des cinétiques complexes abordent le cas des réactions : - compétitives ou simultanées ou parallèles fréquemment observées en chimie organique
Polycopie de cinétique chimique Pour 2em Année génie des
complexe formé lors de la rencontre. Seuls les complexes qui auront une énergie supérieure à. Page 21. Chapitre II lois simples des réactions chimiques.
V. CINETIQUE DE QUELQUES REACTIONS COMPOSEES
Il est toujours vrai que les deux réactions parallèles s'influencent mutuellement puisqu'elles consomment compétitivement le même réactif mais cela n'induit
Génie de la Réaction Chimique: les réacteurs homogènes
14 juil. 2022 la cinétique de réaction mais uniquement par la température. ... fluides aux propriétés mal connues
Cinétique chimique. Rappels théoriques et applications
Il s'agit de certaines théories récentes sur les vitesses de réaction (RRK) et de l'utilisation de la thermodynamique statistique dans la théorie du complexe
Cinétique 1 Présentation
29 juin 2021 Généralités et concepts : vitesse de réaction Facteurs ... Cinétique des réactions complexes: réactions réversibles.
Cinétique chimique
ou de la concentration des réactifs sur la vitesse de la réaction étudiée ? Rem 2 : il y a des réactions dont la loi cinétique est complexe et dans ce ...
GCH-2005: Cinétique et catalyse
8 nov. 2012 Chapitre 6: réactions complexes et catalyse homogène. – Réaction complexe. • Définition. • Cas de réactions radicalaires en chaîne:.
[PDF] Cinétique chimique
1 7 Cinétique de réactions d'ordre 1 proches de l'équilibre 1 8 Expression d'une équation cinétique et d'une loi de vitesse intégrée
[PDF] Chapitre V Cinétique de quelques réactions composées typiques
La réponse est simple : il faut que les complexes A+B et A+C soient identiques c'est-à-dire que B et C soient la même espèce (ou identiques à A : 2A ? P1 ; 2A
[PDF] Cinétique chimique Rappels - Cours ESPCI
Mécanismes réactionnels de réactions complexes vitesse de disparition des réactifs : (sens direct de la réaction) expression cinétique de la constante
[PDF] Cinétique Chimique
La cinétique chimique est la science qui s'occupe de la façon dont les réactions chimiques procèdent ( mécanisme) et de leur vitesse
[PDF] Réactions complexes - Pages Persos Chezcom
Réactions complexes I_ Réactions composées A Réactions parallèles 1) Lois de vitesse C'est le cas où un ou plusieurs réactifs participent à des
[PDF] Cinétique chimique - Chimie en PCSI
D'une manière très générale la cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques Dans ce chapitre nous nous proposons d'étudier l'
[PDF] CINÉTIQUE FORMELLE DES RÉACTIONS COMPOSÉES
Cinétique chimique (40-104) Page 1 sur 6 JN Beury CINÉTIQUE FORMELLE DES RÉACTIONS COMPOSÉES I OBTENTION GÉNÉRALE DE L'ÉQUATION DIFFÉRENTIELLE
[PDF] Cours-Cinétique-chimiquepdf
La cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques Elle consiste à suivre l'évolution des réactions chimiques (apparition d'un produit
[PDF] Polycopie de cinétique chimique Pour 2em Année génie des
Mécanisme : cette réaction complexe est le bilan de deux réactions élémentaires (en fait la première réaction est un équilibre) Page 19 Chapitre II lois
Cinétique chimique
MariePaule Bassez
http://chemphys.ustrasbg.fr/mpb Plan1. Equations cinétiques1.1 D
éfinition de la vitesse; 1.2 Loi de vitesse; 1.3 Etapes élémentaires1.4 Cin étique d'ordre 0; 1.5 Cinétique d'ordre 1; 1.6 Cinétique d'ordre 21.7 Cin étique de réactions d'ordre 1 proches de l'équilibre1.8 Expression d'une équation cinétique et d'une loi de vitesse intégrée2. Détermination de l'ordre d'une réaction2.1 M
éthode intégrale; 2.2 Méthode du temps de demiréaction2.3 Méthode de la vitesse initiale; 2.4 Méthode des réactifs en excès3. La constante k et la temp
érature4. M
écanismes réactionnels4.1 Synth
èse du phosgène; 4.2 Synthèse du bromure d'hydrogène, AEQS5. Catalyse5.1 Introduction; 5.2 Catalyse homog
ène; a) en solution aqueuse; b) Catalyse acide; c) Autocatalyse et réactions oscillantes;5.3 Catalyse h
étérogène
1. Equations cinétiques
1.1 Définition de la vitesse
A A + B B ➔ C C + D Dphase liq. : v =(1/A).(d[A]/dt)=(1/B).(d[B]/dt)=(1/C).(d[C]/dt)=(1/D).(d[D]/ dt)
= vitesse de disparition et d'apparition ou de formation du constituant i. phase gaz: v = (1/A). (dpA/ dt) ... pi = pressions partielles des constituants i On définit une vitesse de réaction unique: v = d/dt en moles d'avancement (xi) de la réaction par unité de temps (t)=(ni,t-ni,0) / i d = dni / i r éaction homogène (1 seule phase): on divise par le volume V (const.) du systèmev=(1/ i).(dni /dt) devient v =(1/i ).(dni /V).(1/dt)= (1/i ).(d[I]/dt) mol.L1.s1 réaction hétérogène:(plusieurs phases): on divise par la surface occupée par le constituant iv =(1/
i ).(dni /S).(1/dt)= (1/i ).(di/dt) mol.m2.s1 i= concentration surfacique
1.2 Loi de vitesse ou loi cinétiquepour les r
éactions en système fermé, isochore et homogène. v = k [A] [B]v = k. pA.pB
k = constante de vitesse de la réaction, =ordres partiels / r
éactifs A et B +=ordre global de la réaction, peuventêtre entiers, fractionnaires ou nuls.
Cette loi fut propos
ée par van t 'Hoff. Elle est déduite de l'expérience.Ex: Réactions loi de vitese
3NO → NO2 + N2Ov = k [NO]2 ordre 2
2HI + H2O2 I
→2 + 2H2 O v = k [HI].[H2O2] ordre 2H2 + Br2 2 HBr
→v = {k [H2 ].[Br2]1/2}/ {1 + k'[HBr]/[Br2]} sans ordre1.3 Etapes élémentaires
Des réactions sont élémentaires lorsqu'elles s'effectuent sans étapes interm édiaires. L'ordre par rapport à chaque réactif est alors égal au coefficient stoechiom étrique. Ex: 2HI + H2O2 I →2 + 2H2 OSi cette
étape était élémentaire, la molécularité (nbre de molécules de réactifs qui entrent en collision) serait de 3. L'ordre de la r
éaction serait égal à la molécularité et serait de 3. Mais la loi de vitesse indique: ordre = 2.
Mécanisme réactionnel proposé:1
ère étape: HI + H2O2 HOI + H→2 O (lente) 2 ème étape: HOI + HI I→2 + H2 O (rapide) tape cinétiquement déterminante (ou limitante): la plus lente impose sa vitesse. C'est pourquoi v = k [HI].[H2O2] et l'ordre global de la réaction est 2.
1.4 Cinétique d'ordre 0
A produits→(un seul réactif)d
éfinition de la vitesse: v = (d[A]/dt)
loi de vitesse:v = k [A]0 = kindépendant de la concentrationé
quation cinétique:(d[A]/dt) = k loi de vitesse intégrée:
∫d[A] = ∫k.dt [A] = kt + cte si t=0 cte=[A]0 [A] = [A]0 kt si t= t1/2 = demivie [A]0 /2 = [A]0 kt1/2 t1/2 = [A]0/(2k) unités de k: mol.L1.s1
[A] t[A]0Pente= ([A]0 - [A]) / 0 - t = k [A]0 tfig: Cin
étique d'ordre 0ex: d
écomposition catalytique du phosphane (appelé aussi phosphine) PH3 , sur le tungstène à haute pression (ordre 1,
à basse pression).
1.5 Cinétique d'ordre 1
A produits→v = (d[A]/dt)v = k [A]1
∫[A]0[A] d[A]/[A] = ∫0t k.dt ln ([A]/[A]0) = kt [A] = [A]0 . exp(kt) ln [A]t1/2 = ln2/k = 0,693/k unités de k = s1
tpente = k1.6 Cinétique d'ordre 2
1.6.1. A produits
→v = (d[A]/dt)v = k [A]2 ∫[A]0[A] - (d[A]) /[A]2 = ∫0t k.dt 1 / [A] = 1 / [A]0 + kt t1/2 = 1 / (k.[A]0) unités de k = mol1.L. s1
1/[A] tpente = k1.6.2. A + B produits→ v = k[A].[B] ordre de la réaction:2 [Cas g
énéral: {1/([B]0 [A]0)} . ln {([A]0. ( [B]0 x)) / ([B]0. ( [A]0 x))}= kt ] Cin étique de pseudoordre 1Pour simplifier, les concentrations des réactifs sont considérées en grand excès sauf une: [B] = [B]0 = cte v = k[A].[B] = v = k[A].[B]0 = k'[A]
ln ([A]/[A]0) = k't [A] = [A]0. exp(k't) t1/2 = ln2/k'1. 7 Cinétique de réactions d'ordre 1 proches de
l'équilibreLorsque l'équilibre chimique est atteint, une réaction directe et sa réaction inverse se produisent simultan
ément: A B La vitesse de disparition de A est v1, sa vitesse de formation est v1.
v1= d[A]/dt v1= + d[A]/dt au total: 2 d[A]/dt = v1 v1 de m ême: v1= d[B]/dt v1= + d[B]/dt 2 d[B]/dt = v1 v1 donc 2 d[A]/dt + 2 d[B]/dt = 0 et d[B]/dt = d[A]/dt Dans le cas o ù la loi de vitesse est d'ordre 1, v1= k1.[A] v1= k1.[B]Quand l'
équilibre est atteint, v1 = v1 , et les concentrations sont: [A]e et [B]e:2d[B]/dt = k1.[A]e k1.[B]e = 2d[A]/dt = 0
donc k1.[A]e = k1.[B]e et [B]e / [A]e = k1/ k1 = K ctes de vitesse cte d'équilibre 11
1.8. Expression d'une équation cinétique
et d'une loi de vitesse intégréeA A + B B ➔ C C + D DSoit la réaction: 3BrO BrO→3 + 2Br
ordre=2 / BrO k= 0,05 L.mol1.s11/3 d[BrO ]/dt = k.[BrO ]2
d[BrO ]/dt = 3k.[BrO ]2 = k'.[BrO ]2 k'=3k ∫[BrO]0[BrO] - (d[BrO]) /[BrO ]2 = ∫0t k'.dt1/[BrO ] = 1/[BrO ]0 + 3kt
2. Détermination de l'ordre d'une réaction
2.1 Méthode intégrale pour un seul réactifSi [A] = f(t) ou ln[A] = f(t) ou 1/[A] = f(t) est une droite, alors l'ordre global de
la r éaction est respectivement 0, 1 ou 2.2.2 Méthode du temps de demi réaction pour un réactifsi t1/2 proportionnel
à [A]0 ordre = 0t1/2 = [A]0/(2k) si t1/2 est ind épendant de la concentration ordre = 1t1/2 = ln2/k si t1/2 est inversement proportionnelà [A]0 ordre = 2t1/2 = 1/ (k.[A]0)
2.3 Méthode de la vitesse initiale A+B+C produits
2 vitesses initiales sont mesur
ées pour 2 concentrations initiales en A:vitesse initiale = v0 = k.[A]0. [B]0. [C]0
v0' = k.[A]0'. [B]0. [C]0 v0' / v0 = [A]0' / [A]0 ln (v0' / v0 ) = . ln ([A]0'/[A]0) = ln (v0' / v0 ) / ln ([A]0'/[A]0)2.4 Méthode des réactifs en excès (A+B+C produits)→Tous les r
éactifs sont introduits en excès sauf un:
v = k[A][B][C] = k'[A]L'ordre partiel / A est d
éterminé par une méthode telle que 2.1 ou 2.2. Il est l'ordre global apparent de la réaction.
Puis les ordres partiels / B et / C sont d
éterminés.
3. La constante k et la températureSvante Arrhénius (18591927), suédois, a proposé la loi empirique: k = A exp{Ea/(RT)}
A = facteur pr
éexponentiel. Il a la même unité que k.Ea = é nergie d'activation d'Arrhénius. Elle a la même unité que RT. A et Ea sont supposés indépendants de la température.
lnk1/Tlnk = lnA Ea/(RT)
d(lnk) / d(1/T) = Ea/Rd(lnk) / d(T) = Ea/RT2D'autres
équations que la loi d'Arrhénius ont été proposées pour la variation de k en fonction de la temp
érature: (Sam Logan 1998 p19). k = ATc exp (B/T) lnk = lnA + clnT B/T k = A exp(B/Tc) lnk = lnA B/Tcfig. lnk = f (1/T)énergieAvancement de la r
éactionComplexe activ
éesp
èce intermédiairer
éactifsproduitsΔrH0ΔrH0produits
réactifsAvancement de la r
éactionEa
ΔrH0 ou
ΔrU0 < 0 ΔrH0 ou ΔrU0 > 0
réaction exothermique réaction endothermiqueRem: d(lnK) /dT = ΔrH0 /RT2 loi de van t' Hoff (qui a
étudié les travaux d'Arrhénius)
4. Mécanismes réactionnelsL'étude des vitesses de réactions permet d'imaginer des mécanismes réactionnels et de d
écomposer la réaction en une série d'étapes élémentaires. Les intermédiaires réactionnels sont des espèces qui ne sont ni des réactifs ni des produits. Ils sont des centres actifs de courte dur
ée de vie. Ils peuvent être: des atomes ou radicaux obtenus par rupture homolytique d'une liaison, par
action de la chaleur: thermolyse ou par absorption d'un photon: photolyse:Cl - Cl g 2 Cl . g
. CH3, . CH2., . C6H5, . SH, . OH, des ions:ex: O2 + h → O2+ + e N2 + h → N2+ + e O + h → O+ + e
form és par interaction avec le rayonnement UV, dans l'ionosphère (>90km).4.1 Synthèse du phosgène
CO + Cl2 COCl2 à l'état gaz (ref. J. Mesplède Chimie I, 1998) loi cin
étique expérimentale: v = d[COCl2]/dt = k.[CO].[Cl2]3/2 m écanisme réactionnel proposé: 1. Cl2 1 1 2Cl. rapide2. CO + Cl. 2 2 COCl .rapide
3. COCl . + Cl2 COCl2 + Cl.
tape cinétiquement déterminantev = d[COCl2]/dt = k3 . [COCl .].[Cl2] K1 = [Cl .]2 / [Cl2 ] = k1 / k 1 (cf 1.7) K2 = [COCl .] / [CO].[Cl .]quotesdbs_dbs4.pdfusesText_7[PDF] cinétique réactions compétitives
[PDF] ebenfalls place du verbe
[PDF] reaction successive définition
[PDF] réaction compétitive
[PDF] florence au moyen age
[PDF] histoire de florence pdf
[PDF] histoire de florence resume
[PDF] mots de liaison anglais rapide
[PDF] blason des medicis
[PDF] florence ? la renaissance
[PDF] florence lieux d'intérêt
[PDF] florence histoire médicis
[PDF] florence évènements ? venir
[PDF] le soldat florent pagny analyse musicale