Les vitesses de réaction

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1 Les vitesses de réaction
Chapitre 6

2 La vitesse de réaction correspond au rythme de cette transformation.
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.

3 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.

4 Vitesse de réaction = ∆𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑡é ∆𝑡
Formule Vitesse de réaction = ∆𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑡é ∆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.

5 Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Exemple: On fait réagir un morceau de magnésium dans de l’acide chlorhydrique selon l’équation suivante: Mg(s) 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, ….)

6 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.

7 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?

8 Écrire l’équation balancée et préciser la nature des substances
Étapes Exemple 1. 2. 3. Écrire l’équation balancée et préciser la nature des substances Choisir la substance la plus facile à mesurer et effectuer l’expérience Pour trouver les vitesses de réaction des autres substances, il faut: Transformer nos résultats en mol/s Utiliser le rapport de moles Mg(s) HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Mesure de H2(g) en ml/s v= 0,12 ml/s = 0,00012 L/s pV = nRT donc, n = pV/RT n = 101,5 𝑥 0, ,314 𝑥 295,5 = 4,9 x 10-6 mol/s HCL : H2 Donc, vHCl = 2vH2 = 9,8 x 10-6 mol/s

9 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.

10 Théorie des collisions

11 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.

12 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.

13 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.

14 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.

15 Exemple

16 Facteurs influant sur la vitesse de réaction

17 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

18 Nature du réactif Plus il y a de liens dans la molécule de réactifs
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.

19 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.

20 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.

21 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

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23 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.

24 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.

25 Catalyseur Définition:
Un catalyseur est une substance qui modifie la vitesse d’une réaction chimique en modifiant l’énergie nécessaire pour l’amorcer Catalyseur positif: abaisse l’énergie d’activation et accélère la réaction Catalyseur négatif (inhibiteur): augmente l’énergie d’activation et ralentit ainsi la réaction en la rendant plus difficile.

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