Chimie des solutions Éditions Études Vivantes

Les vitesses des réactions chimiques Diaporama réalisé par Christian Louis, Ph.D.

Réactions rapides Plusieurs réactions chimiques ont lieu presque instantanément. Ces réactions impliquent souvent des substances ioniques. Il est impossible de suivre expérimentalement le cheminement de telles réactions. [Cl - ] Temps Exemple : Ag + (aq) (Excès) + Cl - (aq)  AgCl (s).

Réactions lentes Plusieurs réactions chimiques prennent plusieurs minutes, plusieurs heures ou même plusieurs années pour se réaliser complètement. Ces réactions impliquent des substances moléculaires, souvent de nature organique. Il est possible de suivre expérimentalement le cheminement de telles réactions. Exemple : H 2 O (aq) (Excès) + (CH 3 ) 3 C-Cl (aq)  (CH 3 ) 3 C-Cl (aq) + Cl - (aq) + H + (aq). [(CH 3 ) 3 C-Cl] Temps

Évaluation de la vitesse d’une réaction lente La vitesse d’une réaction correspond à la vitesse de disparition d’un des réactifs ou à la vitesse de formation d’un des produits. Ex. : H 2 O (aq) (Excès) + (CH 3 ) 3 C-Cl (aq)  (CH 3 ) 3 C-Cl (aq) + Cl - (aq) + H + (aq) V = d [H + ]/dt. [H + ] Temps Pendant cette réaction, il est possible de mesurer expérimentalement le pH (-log[H + ]) et de tracer un graphique de [H + ] en fonction du temps. 15 minutes Trouvons la vitesse après 15 minutes. V 15 = |d [H + ]/dt| 15 = Pente de la tangente.

Différentes évaluations de la vitesse Comme il peut y avoir plusieurs réactifs et plusieurs produits dans une réaction, il est possible d’avoir plusieurs évaluations de la vitesse. Exemple : 2 NO 2 + F 2  2 NO 2 F. Vitesse par rapport à NO 2 = - d[NO 2 ]. dt Vitesse par rapport à F 2 = - d [F 2 ]. dt On peut avoir une évaluation unique de la vitesse en divisant la vitesse par rapport à une substance par son coefficient stœchiométrique. Vitesse par rapport à NO 2 F = d [NO 2 F]. dt V = - ½ d[NO 2 ] dt = - d [F 2 ] dt = ½ d [NO 2 F]. dt

Équations de vitesse Il est possible de vérifier expérimentalement que la vitesse d’une réaction chimique dépend de la concentration des réactifs impliqués. Réaction d’ordre 0 : V = k[A] 0. Réaction d’ordre 1 : V = k[A] 1. Réaction d’ordre 2 : V = k[A] 2. Vitesse de réaction Concentration du réactif A Voici l’équation de vitesse d’une réaction d’ordre 1 par rapport au réactif A et d’ordre 2 par rapport au réactif B : V = k[A][B] 2. L’ordre global de la réaction citée en exemple est de 3.

Détermination des ordres de réaction Pour déterminer l’ordre d’une réaction par rapport à un réactif A donné, il est important que les autres conditions expérimentales ne varient pas. Ordre de réaction = Pente de la droite. Vitesse de réaction Log [A] En maintenant les autres concentrations à des niveaux élevés, on s’assure qu’elles ne varient pas ou qu’elles varient très peu. On mesure la vitesse de réaction pour différentes concentrations du réactif A étudié. Quand les ordres sont connus, il est simple de trouver la constante de vitesse d’une réaction. Si V = k[A] n [B] m, alors k = V/[A] n [B] m.

Réaction d’ordre zéro On peut vérifier expérimentalement que la réaction de décomposition de l’ammoniac sur un fil de platine chaud est d’ordre 0 : 2 NH 3(g)  N 2(g) + 3 H 2(g). Équation de vitesse : V = -d[NH 3 ] = k. dt Vitesse de réaction [NH 3 ] t Équation de vitesse intégrée: [NH 3 ] = [NH 3 ] o - kt. La surface de platine est petite. Le nombre de molécules de NH 3 qui peuvent entrer en collision avec cette surface et réagir est indépendant de la concentration de NH 3.

Réaction d’ordre un On peut vérifier expérimentalement que la réaction de décomposition du monoxyde de diazote est d ’ordre 1 : 2 N 2 O (g)  2 N 2(g) + O 2(g). Équation de vitesse : V = -d[N 2 O] = k[N 2 O]. dt Équation de vitesse intégrée : ln[N 2 O] = ln[N 2 O] o - kt. La réaction a probablement lieu lorsque les molécules de N 2 O entrent en collision avec les parois du récipient. Plus la concentration de N 2 O est grande, plus le nombre de collisions est grand, plus la vitesse est grande. ln[N 2 O] t Vitesse de réaction [N 2 O]

Réaction d’ordre deux On peut vérifier expérimentalement que la réaction de décomposition du dioxyde d’azote est d’ordre 2 : 2 NO 2(g)  2 NO (g) + O 2(g. Équation de vitesse : V = -d[NO 2 ] = k[NO 2 ] 2. dt Équation de vitesse intégrée : !/[NO 2 ] = 1/[NO 2 ] o + kt. La réaction a probablement lieu lorsque deux molécules de NO 2 entrent en collision. La fréquence des collisions et la vitesse de réaction sont donc proportionnelles à la concentration de NO 2 au carré. 1/[NO 2 ] t Vitesse de réaction [NO 2 ] 2

Réaction complexe On peut vérifier expérimentalement que la réaction de décomposition de l’ozone dans la haute atmosphère est d’ordre 2 par rapport à l’ozone et d’ordre –1 par rapport au dioxygène. 2 O 3(g)  3 O 2(g) Équation de vitesse : V = k[O 3 ] 2. [O 2 ] La réaction a probablement lieu en deux étapes. Étape rapide : O 3  O 2 + O. Étape lente : O 3 + O  2 O 2. La vitesse globale est égale à celle de l’étape lente. V = k 1 [O 3 ][O]. La constante d’équilibre de l’étape rapide permet d’évaluer la [] de l’intermédiaire O. K 2 = [O 2 ][O]/[O 3 ]. [O] = K 2 [O 3 ]/[O 2 ]. V = k 1 [O 3 ]K 2 [O 3 ]/[O 2 ].V = k[O 3 ] 2 /[O 2 ]