La cinétique chimique : résumé

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1 La cinétique chimique : résumé
Pourquoi ? Étude thermodynamique : étude de la faisabilité des réactions Etude cinétique : étude de l’évolution au cours du temps d’une réaction chimique thermodynamiquement possible. Intérêt ? Pratique : optimisation des conditions de synthèse Théorique : détermination des mécanismes réactionnels.

2 Cinétique formelle Réacteur isochore fermé parfaitement agité :
v = -1/|νi|. d[Ri]/dt = 1/νj. d[Pi]/dt v = k. Π [Ri]i avec i = ordre partiel n = ∑ i = ordre global Loi de Van’t Hoff : réaction élémentaire  ordre partiel = coefficient stæchiométrique, i = |νi| Loi d’Arrhénius : ln k = lnA - Ea/RT

3 Protocole de détermination d’une loi cinétique : méthode intégrale.
Procédure préliminaire Ecriture de l’équation de réaction : |A| A  P Bilan matière : gaz en moles avec  liquide en concentration avec a, x et X Définition de la vitesse : v = -1/|A|.d[A]/dt Ecriture de la loi de vitesse : v = k [A] Hypothèse supposer un ordre pour , intégrer la loi de vitesse, vérifier que k est constant Bilan : valeurs numériques de  et k obtenues : v = k.[A]

4 Généralisation : |A| A  P dx/dt = k (a-|A|.x)n
Lois de vitesse intégrée Unité de k t 1/2 k.t = x mol.L-1.s-1 a/(2k|A|) 1 |A|.k.t = ln (a/(a-|A|.x)) s-1 ln2/(k|A|) 2 |A|.k.t = 1/(a-|A|.x) - 1/a L.mol-1.s-1 1/(ak|A|) |A|.k.t.(n-1) = 1/(a-|A|.x)n-1-1/an-1 Ln-1.mol1-n.s-1 (2n-1-1)/(an-1. (n-1).k.|A|)

5 BILAN : A + B + C  P méthode de détermination de l’ordre.
Méthode de dégénérescence de l’ordre excès de A  ordre partiel / B = β excès de B  ordre partiel / A =  Mélange stœchiométrique de A et B somme  +  Présence d’un catalyseur ou d’un 3ème réactif = C rapport de kapp  ordre partiel / C = 

6 Mécanismes réactionnels
AEQS : d[IR]/dt = 0 CR Ep ET A+BC AB+C Ea rH° ET = maximum de Ep IR = minimum de Ep