Cinétique chimique concepts
thermodynamique vs. cinétique spontanée!
thermodynamique vs. cinétique spontanée! mais très lente
thermodynamique vs. cinétique Rappel: Degré d’avancement
thermodynamique vs. cinétique Rappel: enthalpie libre G Degré d’avancement
thermodynamique vs. cinétique Rappel: remarques: réaction dans les 2 sens possibles on montre: enthalpie libre G Degré d’avancement constante d’équilibre
vitesse de réaction: définition
exemples
exemples
Lois de vitesse Loi de vitesse EMPIRIQUE SI ordres partiels En général Loi de vitesse EMPIRIQUE SI On définit: ordres partiels ordre total
Lois de vitesse ! Loi de vitesse EMPIRIQUE SI ordres partiels En général Loi de vitesse EMPIRIQUE SI On définit: ! ordres partiels ordre total
Exemple 1
Exemple 1 loi de vitesse définition
Exemple 2 loi de vitesse définition
Exemple 3 loi de vitesse définition
réactions élémentaires vs réactions complexes réaction élémentaire=évènement de collision moléculaire ordre total =molécularité (réactifs seulement)
réactions élémentaires vs réactions complexes réaction élémentaire=évènement de collision moléculaire ordre total =molécularité réaction complexe: séquence de réactions élémentaires=mécanisme concept de molécularité non applicable (réactifs seulement)
mesure de vrxn analyse en temps réel Méthode à écoulement
mesure de vrxn analyse en temps réel Méthode par blocage d`écoulement http://www.chm.davidson.edu/ChemistryApplets/kinetics/
mesure de vrxn Méthodes plus classiques: réactions en phase gazeuse: mesure de P à V constant titrages spectrophotométrie volumétrie etc.
Exemple 1
Exemple 2 Suivie soit: en mesurant le volume (ou la pression) de gaz dégagé en titrant H2O2 au KMnO4
Détermination des ordres partielles méthode d’isolation (dilution) d’Oswald méthode de la vitesse initiale