chapitre 6 La cinétique chimique

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1 chapitre 6 La cinétique chimique
6.1 La vitesse de réaction

2 Résultats d’apprentissage
Je peux interpréter des diagrammes simples d’énergie potentielle illustrant diverses réactions chimiques. Je peux utiliser la théorie des collisions pour expliquer le rôle des facteurs suivants dans le contrôle de la vitesse d’une réaction chimique : nature et concentration des réactifs, température, surface de contact et présence d’un catalyseur. Je peux reconnaître que la plupart des réactions chimiques comportent plusieurs étapes élémentaires (p. ex., réactions catalysées et non catalysées). Je peux déterminer expérimentalement les facteurs inluençant la vitesse des réactions chimiques. Je peux communiquer oralement et par écrit dans différents contextes en se servant des termes justes. Je peux analyser les conditions requises pour maximiser l’efficacité des réactions chimiques dans une variété de situations (p. ex., compost, combustion, catalyseur, compresse chaude, compresse froide) et évaluer leurs effets sur la durabilité du système.

3 Qu’est-ce que la cinétique chimique?
Cinétique chimique: c’est l’étude de l’évolution d’un système chimique au cours du temps.

4 Définir: Vitesse de réaction
Vitesse de réaction = vitesse à laquelle une réaction se fait,c-à-d la variation de la quantité de réactifs utilisés ou de produits formés dans un intervalle de temps donné. L’unité de la vitesse est fonction de la propriété mesurée. Concentration -- mol/L.s Quantité de matière --mol/s Propriétés pouvant varier Quantité de matière Masse Concentration Couleur Conductivité Pression pH Volume Température

5 Mesure de la vitesse de réaction

6 Mesure de la vitesse de réaction
Exemples de mesure de vitesse de réaction. Recueille du gaz libéré au cours de la réaction ou mesure de la variation de pression. Mélange réactionnel Eau Recueil du gaz dans le cylindre gradué. La quantité de gaz produit est notée après un temps. Mesure de la variation de pression du gaz à l’aide d’une sonde.

7 Mesure de la vitesse de réaction
Exemples de mesure de vitesse de réaction. Mesure de la variation de masse du réactif lors d’une réaction qui libère du gaz. Type de graphique de variation de la masse. Coton pour empêcher la fuite de solide Balance Mélange réactionnel Plus efficace avec CO2 ou O2. Pas efficace avec H2.

8 Mesure de la vitesse de réaction
Exemples de mesure de vitesse de réaction. Réaction-horloge Le temps au bout duquel le marqueur devient invisible est proportionnelle à la vitesse de réaction d’un réactif. Réactif Regarde le marqueur par le haut Mélange incolore Liquide trouble Marqueur Papier blanc

9 Expression des vitesses de réaction
En chimie, la vitesse est par définition le quotient de la variation d’une propriété physique par le temps nécessaire pour que cette variation se produise.

10 Expression des vitesses de réaction
Les propriétés pouvant varier sont: La masse (nombre de mole – concentration - …) Le pH La conductivité La pression La couleur Le volume. L’unité de la vitesse de réaction est fonction de la propriété mesurée.(page 362 du manuel de Chimie 12)

11 Expression des vitesses de réaction p.354-355
Le plus souvent, la propriété utilisée pour exprimer la vitesse de réaction en chimie est la concentration. On utilise la concentration d’un des composés impliqués dans la réaction.

12 Expression des vitesses de réaction
Soit la réaction suivante: Vitesse de réaction = Changement dans la concentration de « A » Changement dans le temps Vitesse de réaction = [A]finale – [A]initiale (mol/L) tfinal – tinitial (en s) Vitesse de réaction = ∆[A] ∆t (en mol/(L.s)) Voir fig. 6.3 page 355

13 Expression des vitesses de réaction
Par convention, les vitesses de réaction sont toujours positives.

14 Évaluation des vitesses de réaction.
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. Comme il peut y avoir plusieurs réactifs et plusieurs produits au cours d’une réaction chimique, il est possible d’avoir plusieurs évaluations de la vitesse.

15 Évaluation des vitesses de réaction.
Pendant une réaction chimique, la vitesse de réaction n'est pas constante. Elle change avec le temps c'est pourquoi on ne peut pas utiliser seulement les concentrations initiales et finales ainsi que l'intervalle de temps.

16 Vitesse moyenne et vitesse instantanées des réactions page.356
La vitesse moyenne d’une réaction est le changement moyen en concentration d’un réactif ou d’un produit par unité de temps pour un intervalle de temps donné. La vitesse moyenne donne une idée générale de la rapidité à laquelle se déroule une réaction. Cependant, elle ne dit pas avec quelle rapidité une réaction progresse à un moment spécifique.

17 La vitesse moyenne 

18 La vitesse moyenne 

19 Vitesse moyenne et vitesse instantanées des réactions
La vitesse instantanée d’une réaction est la vitesse de la réaction à un temps particulier. Ayant le graphique de [ ] / temps, la vitesse instantanée sera la pente de la tangente (ligne qui ne touche la courbe qu’à un seul point). Voir fig. 6.5 page 356

20 La vitesse instantanée

21 La vitesse instantanée

22 Vitesse moyenne et vitesse instantanées des réactions
Détermination des vitesses moyennes et instantanées des réactions.

23 Soit la réaction suivante:
Vitesse de réaction en fonction des produits et des réactifs.(page 358) Soit la réaction suivante: Vitesse par rapport à A: Le signe « - » signifie caractérise le fait que le réactif disparaît. Vitesse par rapport à B: Vitesse par rapport à C: Vitesse par rapport à D:

24 Vitesse de réaction en fonction des produits et des réactifs.
On peut avoir une évaluation unique de la vitesse de la réaction en divisant la vitesse par rapport à une substance par son coefficient stœchiométrique.

25 La représentation des vitesses de réaction :
Deux façons : En fonction de la vitesse de diminution de [réactifs]. En fonction de la vitesse d’augmentation de [produits].

26 Regardons l’équation suivante :
La concentration des réactifs aura une valeur négative! On doit donc la multiplier par -1 pour obtenir une valeur positive car la vitesse doit être exprimée sous la forme d’un nombre positif.

27 Vitesse? À un moment précis, l’ammoniac réagit à une vitesse de 0,068 mol/(L.s) La vitesse correspondante de la production de l’eau?

28 Réponse 4 moles NH3 doivent réagir  produire 6 moles de H2O,
la vitesse de production de H2O est 6/4 fois la vitesse de consommation de NH3.

29 Pratique Vérifie tes connaissances page 357 #1-6
Exercices: 1-8 page 360 à compléter pour le prochain cours.

30 Les méthodes de mesurer les vitesses des réactions :
On doit trouver des moyens pour mesurer les changements des concentrations en fonction du temps.

31 1- En mesurant le changement de la masse ou du volume :
Les balances attachées à des ordinateurs : Au fur et à mesure que H2 se produit, il s’échappe de la solution et donc, la masse diminue, on peut donc, mesurer la diminution de la masse en fonction du temps.

32 2- En mesurant le changement de pH :
Un pH-mètre mesure le changement de pH. Utile pour les réactions qui impliquent des acides et des bases. Au fur et à mesure que HCl est consumé, le pH augmente et donc, une mesure du pH peut indiquer le changement de concentration en fonction du temps.

33 3- En mesurant la conductivité électrique :
Puisque celle-ci est proportionnelle à la concentration des ions. 4- En mesurant  le changement dans la pression : Dans un système fermé Ex : 2 moles de réactifs donnent 5 moles de produits  donc la pression augmente.

34 5- En mesurant le changement dans la couleur :
La quantité de lumière absorbée est directement proportionnelle à la concentration des composés qui absorbent. On utilise dans ce cas, un spectrophotomètre.

35 Quels sont les divers facteurs qui influencent une réaction chimique?
La température La concentration des réactifs La nature des réactifs La présence d’un catalyseur La surface de contact Vidéo:

36 chapitre 6.2 La cinétique chimique
La théorie des collisions

37 L’énergie cinétique : L’énergie cinétique moyenne des molécules est directement proportionnelle à la température. L’énergie cinétique moyenne (de toutes les types de particules) ne change pas avec le temps aussi longtemps que la température est la même.

38 Facteurs qui influent sur la vitesse de réaction
Les facteurs qui influent la vitesse de réaction sont: La température: Une augmentation de température augmente la vitesse de réaction. La concentration des réactifs: Une augmentation de la concentration des réactifs augmente la vitesse de réaction. La présence d’un catalyseur: C’est une substance qui accroît la vitesse de réaction.

39 Facteurs qui influent sur la vitesse de réaction
La surface de contact des réactifs: Une surface de contact des réactifs plus grande accroît la vitesse de réaction. Pour expliquer l’influence de ces facteurs et le fonctionnement des réactions chimiques, les chimistes ont élaborés la théorie des collisions.

40 Théorie des collisions
La théorie des collisions stipule que: « Pour qu’une réaction chimique se produise, les particules de réactifs (atomes, molécules ou ions) doivent entrer en collision les unes avec les autres ». Les facteurs qui influent sur les vitesses de réaction influent également sur la collision des particules.

41 Théorie des collisions
Effet de la concentration sur les vitesses de réaction. S'il y a davantage de collisions dans une certaine période de temps, la vitesse de réaction augmente. Le nombre de collisions est lié directement au nombre de particules de réactifs pour un volume donné (c'est -à-dire une plus grande concentration de réactifs augmente la vitesse ). Nombre de collisions augmente en fonction de la concentration.

42 Théorie des collisions
Effet de la surface de contact sur les vitesses de réaction. Lorsque la surface de contact entre les réactifs augmente, il y a plus de collisions qui s’effectuent. Petite surface de contact Grande surface de contact

43 Théorie des collisions
Pour faire un feu de bois, il faut fendre le bois en petits morceaux. Cela augmente le contact entre les molécules qui forment le bois et l'oxygène de l'air, favorisant un plus grand nombre de collisions efficaces et accélère ainsi la vitesse de combustion. Lorsqu'on met du sucre dans le café, on agite en vue de "bien mélanger". En fait, l'agitation des particules de sucre augmente la surface de contact et favorise ainsi la vitesse de dissolution.

44 Théorie des collisions
Selon la théorie des collisions, pour qu’une réaction ait lieu, il faut que les particules de réactifs entrent en collisions. Mais, chaque collision aboutit-elle une réaction chimique ? NON. Toutes les collisions entre les réactifs ne produisent pas nécessairement une réaction.

45 Théorie des collisions
Pour qu’une collision entre les réactifs conduise à une réaction chimique, elle doit être efficace. Pour qu’une collision soit efficace, elle doit remplir les deux critères suivants: Une orientation correcte des réactifs. Une énergie de collision suffisante.

46 Théorie des collisions
Orientation des réactifs L'orientation est la façon dont les molécules de réactifs entrent en collision ensembles. On parle de géométrie de collision. On distingue: Les géométries de collision inappropriée.

47 Théorie des collisions
Orientation des réactifs Les géométries de collisions appropriées. Seule une collision appropriée (selon l’orientation des réactifs) mène à la formation de produit.

48 Théorie des collisions
Énergie de collision efficace L'énergie (ou vitesse des molécules de réactifs) lors de la collision doit être suffisamment élevée pour rompre les liaisons entre molécules de réactifs et pour former de nouvelles liaisons lors de la formation de produits. Expérimentalement, il n'y a qu'une fraction des collisions qui ont assez d'énergie pour produire une réaction.

49 Théorie des collisions
Énergie de collision efficace L'énergie minimale requise pour qu'une réaction se produise est appelée énergie d'activation. Complexe activé Énergie d’activation Énergie des réactifs Réactifs Énergie libérée par la réaction Énergie des produits Produits Avancement de la réaction Énergie Variation d’énergie au cours d’une réaction

50 L’énergie d’activation, Ea :
L’énergie de collision minimale requise pour obtenir une réaction réussie. Analogie: Il faut avoir assez d’énergie pour surmonter « la montagne », sinon, la réaction ne va pas se compléter.

51 Théorie des collisions
Énergie de collision efficace Pour une collision efficace, l’énergie cinétique totale des molécules en collision doit être égale ou supérieure à l’énergie d’activation Le complexe activé est l’espèce temporairement formée à la suite de la collision des molécules des réactifs juste avant que se forme le(s) produit(s). L’énergie d’activation est la barrière énergétique qui sépare les réactifs des produits (que la réaction soit endothermique ou exothermique)

52 Théorie des collisions (page 373)
Énergie de collision efficace Courbe de distribution de Maxwell-Boltzmann de l’énergie cinétique à deux températures différentes Fraction de particules Énergie Ea Lorsqu’on augmente la température, la fraction des molécules qui possèdent une énergie cinétique supérieure à l’énergie d’activation augmente. L’augmentation de la température, la probabilité qu’une collision soit efficace L’aire des deux courbes est la même car le nombre total des particules gazeuses dans l’échantillon reste le même.

53 Facteurs qui influent sur la vitesse de réaction
Effet de la température Une augmentation de la température: augmente l’agitation moléculaire (l’énergie cinétique augmente). augmente le nombre de collisions et donc de molécules qui possèdent une énergie supérieure à l’énergie d’activation. Distribution de Maxwell-Boltzmann Fraction de particules Énergie Grande fraction de molécules possédant l’énergie suffisante Faible fraction de molécules possédant l’énergie suffisante

54 Facteurs qui influent sur la vitesse de réaction
Effet de la température Distribution de Maxwell-Boltzmann Fraction de particules Énergie Grande fraction de molécules possédant l’énergie suffisante Faible fraction de molécules possédant l’énergie suffisante L’augmentation de la température ne modifie pas l’énergie d’activation mais augmente la vitesse des molécules et donc la probabilité d’avoir des collisions efficaces.

55 À toi de jouer Lecture des pages (incluant les exemples pour tracer les diagrammes d’énergie potentielle. Vidéo afin d’aider à consolider les notions vues en salle de classe: Vérifie tes connaissances Page 367 #7,9,10,11 et 12 Page 369 # 13,14,17,18 Page 371 # 11 et 14

56 Théorie des collisions
Effets du catalyseur sur les vitesses de réaction Un catalyseur est une substance qui sert à augmenter la vitesse de la réaction chimique sans être consommé au cours de la réaction.  Plusieurs réactions chimiques produites en industrie, ne seraient pas rentables sans l'ajout de catalyseurs pour accélérer les réactions. Le catalyseur fonctionne en diminuant l'énergie d'activation pour qu'une plus grande partie des réactifs aient assez d'énergie pour réagir. Il fournit un mécanisme alternatif à la réaction.

57 Facteurs qui influent sur la vitesse de réaction
Ajout d’un catalyseur Énergie potentielle Avancement de la réaction Comparaison de l’énergie d’activation entre une réaction catalysée et non catalysée Un catalyseur est une substance qui sert à augmenter la vitesse de la réaction chimique sans être consommé au cours de la réaction. L’usage d’un catalyseur fait passer la réaction par un autre mécanisme qui requiert une plus basse énergie d’activation.

58 Théorie des collisions
Types de catalyseurs Catalyseur positif Ce type de catalyseur sert à augmenter la vitesse de la réaction chimique.  Catalyseur négatif (inhibiteur) C'est un catalyseur qui inhibe ou diminue la vitesse de la réaction.

59 Théorie des collisions
Types de catalyseurs Catalyseur homogène C'est un catalyseur qui a la même phase (solide, liquide ou aqueuse) que les réactifs. Il catalyse les réactions en phase gazeuses et aqueuses. Ex. (CH3)2CHOH(aq)+ HCl(aq) (CH3)2CHCl(aq) + H2O(l) Le catalyseur homogène est le ZnCl2(aq) . La réaction a lieu en solution aqueuse et le catalyseur est aussi en phase aqueuse. ZnCl2(aq)

60 Théorie des collisions
Types de catalyseurs Catalyseur hétérogène C'est un catalyseur qui est dans une phase différente que celle des réactifs. N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) ( procédé Haber-Bosch) Le catalyseur composé de fer,d’une petite quantité d’oxyde de potassium et d’oxyde d’aluminium. (voir fig. 6.17) page 375 du manuel de chimie 12 Le catalyseur hétérogène est solide . Les autres constituants de la réaction sont tous en phase gazeuse.

61 Les catalyseurs Réaction non-catalysée Réaction catalysée DH
Un catalyseur est une substance qui offre un moyen alternatif à la réaction pour se produire. Ce moyen requiert une moins grande quantité d’énergie d’activation. Réaction non-catalysée Réaction catalysée Ea dir Ea dir cat Même si les catalyseurs interagissent avec les réactifs, ils ne sont pas consommés. Ils sont plutôt régénérés et ainsi, ne font pas partie de la réaction globale. DH Ea inv Ea inv cat Énergie potentielle REMARQUE: La variation de l’enthalpie n’est pas affectée par la présence d’un catalyseur. Progrès de la réaction Source: Apprentisage en ligne Ontario

62 Les catalyseurs – exemple page 376
La destruction de l’ozone est un exemple de réaction en présence d’un catalyseur. Un atome de chlore provenant d’une molécule de CFC agit comme catalyseur. Il est régénéré et peut détruire plusieurs molécules d’ozone dans la stratosphère. La réaction globale est la suivante. O3 + O  2 O2 Cette réaction se fait en deux étapes. O3 + Cl  O2 + ClO O + ClO  O2 + Cl Énergie potentielle Progrès de la réaction Dans la première étape l’ozone (O3) et le chlore sont des réactifs. Première étape : L’oxygène diatomique et le monoxyde de chlore sont formés. O2 + ClO O3 + Cl Dans la deuxième étape, le monoxyde de chlore réagit avec de l’oxygène monoatomique, présent dans l’environnement. O 2 O2 + Cl Une deuxième molécule d’oxygène est produite, et l’atome de chlore est régénéré.

63 Note importante  Les catalyseurs demeurent inchangés suivant une réaction chimique; ils sont régénérés. Même si les catalyseurs changent de conformation (de structure/forme) durant une réaction, ils retournent à leur structure normale suivant la réaction.

64 Catalyseur biologique
Ce sont des molécules (protéines)  enzymes. Plusieurs dans le corps humain qui participent à diverses fonctions métaboliques comme la digestion. Vidéo: Vérifie tes connaissances : Réponds aux questions de la page 374 et #25-30 de la page 377.

65 VITESSE DES RÉACTIONS CHIMIQUES
6.3 Loi de vitesse

66 La loi de vitesse De façon générale, la vitesse d’une réaction est fonction de la concentration des réactifs. On exprime cette relation par une équation générale appelée loi de vitesse. Soit la réaction: aA + bB → cC + dD V = f([A],[B]) La plupart du temps: m # a et n #b k = Constante de vitesse, elle est fonction de la température. La somme des exposants (m + n) dans la loi de vitesse est l’ordre globale de la réaction. « m » et « n » sont des ordres partiels par rapport à A et à B.

67 La loi de vitesse La constante de vitesse Ordre des réactions
Elle dépend de la température. Sa grandeur indique la rapidité de la réaction (k petit correspond à une réaction lente et k grand correspond à une réaction rapide. Elle demeure constante pendant toute la durée d’une réaction chimique. Ordre des réactions Pour établir la loi de vitesse d’une réaction chimique et donc la valeur des exposants (ordre partiel), les chimistes procèdent par expérimentation.

68 La loi de vitesse Méthode des vitesses initiales
Elle permet de déterminer la forme de la loi de vitesse. Elle consiste à: Effectuer des expériences à des concentrations initiales différentes. (p.381 fig. 6.22) Déterminer la vitesse instantanée initiale, juste après le début de la réaction. Comparer les résultats obtenus pour établir comment la vitesse initiale dépend des concentrations initiales.

69 Vitesse initiale (mol/(L.s)
La loi de vitesse Méthode des vitesses initiales Réaction d’ordre 1 Soit la réaction suivante: L’équation générale de la loi de vitesse est: Vitesse = k[N2O5]m Pour déterminer la loi de vitesse, on réalise trois expériences avec des concentrations initiales de N2O5. les résultats obtenus sont consignés dans le tableau ci-dessous. Déterminer la loi de vitesse. Expérience [N2O5]ini (mole/L) Vitesse initiale (mol/(L.s) 1 0,010 4,8 x 10-6 2 0,020 9,6 x 10-6 3 0,030 1,5 x 10-5

70 La loi de vitesse Choisit deux couples de points et détermine la valeur de la vitesse.

71 La loi de vitesse Pour déterminer la constante de vitesse, on peut utiliser m’importe quelle donnée de l’expérience pour en déduire « k ».

72 Vitesse initiale (mol/(L.s)
La loi de vitesse Méthode des vitesses initiales Réaction d’ordre 2 Soit la réaction suivante: L’équation générale de la loi de vitesse est: Les résultats des expériences réalisées avec différentes concentrations initiales sont contenus dans le tableau ci-dessous. Expérience [NH4+]ini (mole/L) [NO2-]ini (mole/L) Vitesse initiale (mol/(L.s) 1 0,100 0,0050 1,35 x 10-7 2 0,010 2,70 x 10-7 3 0,200 5,40 x 10-7

73 La loi de vitesse Trouve deux expériences pour lesquelles [NH4+] demeure constante tandis que la [NO2-] varie.

74 La loi de vitesse Trouve deux expériences pour lesquelles [NO2-] demeure constante tandis que la [NH4+] varie.

75 La loi de vitesse Pour déterminer la constante de vitesse, on peut utiliser m’importe quelle donnée de l’expérience pour en déduire « k ».

76 La loi de vitesse Réaction d’ordre 0
Une réaction d’ordre zéro est une réaction pour laquelle la loi de vitesse est indépendante de la concentration des réactifs. Par exemple, une réaction où le catalyseur est saturé. Il n’y a plus de place pour que le réactif se lie au catalyseur. Exemple:

77 Loi de vitesse Complète l’activité 6.3 à la page 382 de ton manuel.

78 Ordre 1

79 Ordre 2

80 Le mécanisme réactionnel
Le mécanisme de réaction consiste en une série d’étape constituant une réaction globale.

81 Introduction Ces étapes transforment la réaction des réactifs aux produits. Chaque étape est appelée réaction élémentaire.

82 Une réaction élémentaire
Est constituée d’une seule étape à l’échelle moléculaire et peut : Former des nouveaux produits Changement d’énergie Mais ne peut pas : Se diviser en étapes plus simples.

83 Mécanisme de réaction page 384
On a la réaction suivante: 2 N2O (g) N2(g) + O2(g) Voici le mécanisme proposé: étape 1: N2O N2 + O étape 2: N2O + O N2 + O2 ______________________________________ Somme des réactions: 2N2O + O N2 + O + O2 Réaction globale: N2O N2 + O2 Réactions élémentaires L’atome d’oxygène est l’intermédiaire car il apparait dans les étapes élémentaires mais non dans la réaction globale.

84

85 La réaction globale:

86 La molécularité des réactions élémentaires
Molécularité : nombre de particules d’un réactif participant à la réaction Un réactif  une réaction unimoléculaire, Deux réactifs  une réaction bimoléculaire (plus courante) Trois réactifs  une réaction trimoléculaire (rare; il est peu probable que les 3 se heurtent en même temps!)

87 L’équation de la loi de vitesse et les réactions élémentaires
Pour les réactions globales, on doit déterminer l’équation de la loi de la vitesse expérimentalement. Pour la loi de vitesse des réactions élémentaires, les exposants m et n sont: les coefficients stœchiométriques des réactifs de l'équation chimique de la réaction élémentaire la plus lente.

88 L’équation de la loi de vitesse et les réactions élémentaires
Réaction élémentaire Loi de vitesse A  C Vitesse = k[A] A + B  C Vitesse = k[A][B] 2A  C Vitesse = k[A]2 2A + B  C Vitesse = k[A]2[B]

89 L’étape cinétiquement limitante ou cinétiquement déterminante de la vitesse (Page 385)
Dans un mécanisme de réaction, les étapes élémentaires ont des vitesses différentes. L’étape déterminante de la vitesse (Rate determining step) est l’étape la plus lente.

90 Analogie Suppose qu’une ou un camarade et toi préparez des rôties beurrées pour un groupe important de personnes. La première étape consiste à griller le pain. La seconde étape consiste à beurrer les rôties. Suppose que griller deux tranches de pain prend environ deux minutes, mais que beurrer les rôties ne prend que quelques secondes. La vitesse à laquelle une rôtie est beurrée n’a aucun effet sur la vitesse globale de préparation de rôties beurrées parceque cette étape est beaucoup plus rapide que la vitesse à laquelle le pain est rôti.

91 Analogie Par conséquent la vitesse de préparation de rôties beurrées ne dépend que de la vitesse de grillade des rôties. En d’autres mots, deux tranches grillées et beurrées seront prêtes toutes les deux minutes. Étape 1 Étape 2 Pain Rôties (lente, détermine la vitesse) Rôties + beurre Rôties beurrées (rapide)

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95 Vidéos sur les mécanismes de réaction

96 Les catalyseurs  Des substances qui augmentent la vitesse d’une réaction chimique en diminuant l’énergie d’activation. Mécanisme: Étape 1) A + catalyseur → A-catalyseur Étape 2) A-catalyseur + B → AB + catalyseur Réaction globale: A + B → AB  Note: La molécule intermédiaire (A-catalyseur) ne se retrouve pas dans l'équation globale

97 L’effet d’un catalyseur

98 Note importante  Les catalyseurs demeurent inchangés suivant une réaction chimique; ils sont régénérés. Même si les catalyseurs changent de conformation (de structure/forme) durant une réaction, ils retournent à leur structure normale suivant la réaction.

99 Exercices additionnels
P. 387 #10; P 393 # 9,10,12,13 P.394 #29-35;38, 41,43 P.398 #7 P.399 #15,23 P.405 #31,32 P.406 #36 a, b et c P.407 #46,51,52