chapitre 2 Flashcards
cinétique chimique
étudie la vitesse à laquelle les changements se produisent
vitesse d’un processus
variation de la quantité d’un réactif (disparition) ou d’un produit (apparition) pendant une période de temps bien définie
équation: A –> C + D
vitesse de A =
- (A)t2 - (A)t1 / t2 - t1
- delta (a) / delta t
- d(A) / dT
les valeurs de vitesse de réaction sont donc toujours (+ ou -)?
positives
pour une équation générale:
aA + bB –> cC + dD
vitesse=
- delta (A) / a * delta t =
delta (B) / b * delta t =
delta (C) / c * delta t =
delta (D) / d* delta t
La vitesse de réaction dépend souvent de…
la concentration en réactif(s)
A –> Produits
loi de la vitesse:
v = k (A)^n
loi de la vitesse symbole signification
k = constante de vitesse
n = ordre de la réaction, influence de la concentration
v = vitesse
formule générale vitesse initiale d’une réaction générale:
aA + bB –> cC + dD
Vini = k(A)^n * (B)^m
signification des symboles dans la formule générale vitesse initiale d’une réaction générale:
aA + bB –> cC + dD
k = constante de vitesse
n = ordre de la réaction par rapport à A
m = ordre de la réaction par rapport à B
n + m: ordre global de la réaction
ordre 1: équation de vitesse intégrée
ln (A)t = ln (A)o - kt
ordre 2: équation de vitesse intégrée
1 / (A)t = 1(A)o + kt
ordre 0: équation de vitesse intégrée
(A)t = (A)o - kt
ordre 1: formule de demi-vie d’une réaction
t(1/2) = ln|2| / k
ordre 2: formule de demi/vie d’une réaction
t(1/2) = 1/k * (A)o
ordre 0: formule de demi/vie d’une réaction
t(1/2) = (A)o / 2k
pseudo ordre/ordre apparent:
A + B –> C
v = k(A)^n (B)^m
(B)»»> (A)
v = k’ (A)^n où k’ = k (B)^m
pseudo ordre/ordre apparent:
A + B –> C
v = k(A)^n (B)^m
(A)»»> (B)
v = k’ (B)^n où k’ = k (A)^m
équation d’Arrhenius:
k = Ae^-Ea/RT
signification des symboles
k = constante de la vitesse
Ea = énergie d’activation
T = température en K (C + 273.15)
A = facteur de fréquence
A (facteur de fréquence)
nombre de fois que les réactifs approchent la barrière d’énergie par unité de temps
diagramme de déroulement de réaction:
état de transition ou complexe activé
structure moléculaire entre les réactifs et les produits de la réaction élémentaire (liaisons incomplètes)
pour se transformer en produits (distribution de l’énergie des particules):
- réactifs doivent entrer en collisions
- Énergie collisions > ou égal à Ea
collision efficace
si les réactions de transforment en produits
collision non efficace (complexe activé)
impossible
critères influençant le nb de collisions efficaces
- nb de molécules de réactifs entrant en collision (concentration)
- vitesse des molécules de réactifs reliée à la température
- énergie de la collision entre molécules de réactifs reliée à l’Ea
- orientation des molécules de réactions lors de la collision
trouver E1 ou A expérimentalement (formule)
ln (k) = (-Ea/R) * (1/T) + ln (A)
OU
ln (k2/k1) = Ea/R * (1/T1 - 1/T2)
Mécanismes réactionnels
série d’étapes chimiques distinctes par lesquelles une réaction globale se fait
Mécanisme
somme des étapes élémentaires = réaction globale
intermédiare
formé avant d’être détruit
n’apparait pas dans la réaction globale
étapes élémentaires
représente les collisions entre les molécules de réactifs
équation de vitesse d’une réaction élémentaire peut être exprimée à l’aide de sa molécularité
étape cinétiquement déterminante
- se déroule plus lentement que les autres
- limite la vitesse de la réaction globale
- détermine la loi de vitesse de la réaction globale
- étape plus lente car Ea plus grand donc k plus peiti
catalyseur
substance qui augmente la vitesse d’une réaction chimique sans être consommée par la réaction
