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Chapitre 7 :
Énergie et
cinétique chimique
GCI 190 - Chimie
Hiver 2013
© Hubert Cabana, 2013
Contenu
1. L’énergie
a) Définitions
b) La première loi de la thermodynamique
c) L’enthalpie
d) Les variations d’énergie au cours de réactions chimiques;
2. La vitesse des réactions
a) La cinétique
b) L’ordre des réactions
c) Effets de la température
d) La catalyse
© Hubert Cabana, 2013
Objectifs du chapitre
 Comprendre le concept d’énergie appliqué à des
réactions chimiques simples;
 Comprendre le principe de la cinétique chimique
appliqué à des réactions chimiques simples.
© Hubert Cabana, 2013
Lectures recommandées
 Chang et Papillon (2009) – Chimie des
solutions
 Chapitre 3 – La cinétique chimique
• pp. 98-166
© Hubert Cabana, 2013
L’énergie
© Hubert Cabana, 2013
L’énergie
 L'énergie est la capacité d'un système à produire
un travail entraînant un mouvement, de la
lumière ou de la chaleur. C'est une grandeur
physique qui caractérise l'état d'un système et qui
est, d'une manière global, conservée au cours des
transformations;
 Changement potentiel du type d’énergie, mais
globalement, il n’y a pas de perte d’énergie
• Il n’y a que du transfert d’énergie.
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Travail et chaleur
 Le travail est un transfert ordonné d’énergie
entre un système et le milieu extérieur.
 Considérons un ensemble cylindre, piston. À l’échelle
microscopique les chocs des particules de gaz sur le
piston définissent la pression exercée sur celui-ci à
l’échelle macroscopique.
 Si l’on considère maintenant le travail électrique. Il est dû
au déplacement des électrons dans un conducteur sous
l’influence d’un champ électrique.
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Travail et chaleur
 La chaleur est un transfert désordonné
d’énergie entre le système et le milieu extérieur.
 La chaleur est un transfert d’agitation thermique.
L’agitation des particules se propage au gré des chocs
dans toutes les directions, de façon désordonnée.
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Travail, chaleur et énergie
 Dans un système défini, au cours d’un cycle la
quantité nette de chaleur échangée pour passer de
l’état 1 à l’état 2 est égale à la quantité de travail
nette effectuée au cours de ce cycle plus la
variation de l’énergie;
1
Q2 = E2 − E1 +1W2
1 Q2
= Chaleur transférée lors du passage de l’état 1 vers l’état 2 (J);
1W2 = Travail effectué par le système lors du passage de l’état 1 vers l’état 2 (J);
E1,2 = Énergie du système à l’état 1 et 2 (J).
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Énergie interne
 D’un point de vue physique, l’énergie (E) regroupe
3 types d’énergie;
E = K .E. + P.E. + U
K.E.= Énergie cinétique (J);
P.E.= Énergie potentielle (J);
U= Énergie interne (J).
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Les unités
 Énergie doit avoir les mêmes unités que le travail
E = Force × distance
E = N ×m
m
E = kg × 2 × m
s
2
m
E = kg × 2 = J
s
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La première loi de la
thermodynamique
∆E = ∆U + ∆K .E. + ∆P.E. = W + Q
 Au cours d'une transformation quelconque d'un
système fermé, la variation de son énergie est
égale à la quantité d'énergie échangée avec le
milieu extérieur, sous forme de chaleur et sous
forme de travail.
© Hubert Cabana, 2013
La première loi de la
thermodynamique
∆E = ∆U + ∆K .E. + ∆P.E. = W + Q
 En clair, cette équation signifie que, lorsqu’un
système subit un changement d’état, l’énergie
peut traverser la frontière du système soit sous
forme de chaleur soit sous forme de travail, l’un et
l’autre pouvant être positif (fourni au système) ou
négatif (retiré du système).
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La première loi de la thermodynamique
appliquée à la chimie
 Lorsque les systèmes sont au repos à l'échelle
macroscopique, ce qui est en général le cas pour
les réactions chimiques, les énergies cinétique et
potentielle restent constantes et seule l'énergie
interne du système varie.
=0
=0
∆E = ∆U + ∆K .E. + ∆P.E. = W + Q
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La première loi de la thermodynamique
appliquée à la chimie
 En combinant l’énergie interne (U) et le travail (W)
du système, nous obtenons le concept d’enthalpie
(H)
∆E = ∆H = H 2 − H1 = Q
Q + H réactifs = H produits
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La première loi de la thermodynamique
appliquée à la chimie
Q+
∑n h
i réactiti
réactifs
=
∑n h
l
produit l
produits
 Où ni,l = nombre de moles (ou masse) des
réactifs/produits
 hréactif/produit = enthalpie molaire (ou massique) du
réactif/produit
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La première loi de la thermodynamique
appliquée à la chimie
Cette différence d’enthalpie est
directement liée à la quantité
d’énergie libérée (si ΔH<0) ou
devant être fournie au système
(si ΔH>0) pour que la réaction ait
lieu.
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Enthalpie de formation
 Enthalpie standard de formation : variation
d'enthalpie accompagnant la formation d'une mole
de composé à partir de ses éléments à l'état
standard, à une température donnée,
généralement 298K.
C(s) + O2(g)
CO2(g)
∆HOréaction = -395.5 kJ
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Enthalpie de formation
Van Wylen et al. (1992). Thermodynamique appliquée, p. 748
© Hubert Cabana, 2013
Enthalpie de combustion
 L’enthalpie de combustion est l’enthalpie
associée avec la combustion d’un composé
quelconque en présence d’oxygène menant à la
formation de CO2 et d’H2O.
→ 2CO2 ( g ) + 3H 2O(l )
C2 H 5OH ( l ) + 3O2 ( g ) 
ΔH combustion = −1366.9kJ / mol
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Détermination de la variation
d’enthalpie – le calorimètre À des conditions de pression
et de température connues
(souvent à 100 kPa et 25°C),
il est possible de déterminer
directement l’enthalpie d’une
réaction chimique à l’aide
d’un calorimètre.
Q = ∆H = enthalpie de réaction
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La variation d’enthalpie d’une
réaction chimique - loi de Hess
 À une température constante
Réactifs
Produits
© Hubert Cabana, 2013
La première loi de la thermodynamique
appliquée à la chimie - loi de Hess
 Lors d’une transformation de réactifs en
produits de réaction, la variation d’enthalpie est
toujours la même quelque soit le déroulement de
la réaction (en une seule étape ou plusieurs
étapes);
 Donc, une équation équilibrée peut être obtenue
par l’addition ou la soustraction d’autres
équations équilibrées (ou de multiples entiers de
ces équations)ainsi, l’enthalpie de la réaction
peut être obtenue par les mêmes opérations
mathématiques appliquées aux enthalpies des
différentes réactions chimiques utilisées.
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Utilisation des enthalpies de combustion
pour déterminer l’enthalpie d’une réaction
 Application de la loi de Hess
Qréaction =
∑ν ∆H
i
réactifs
combustionréactiti
−
∑ν ∆H
l
produits
combustion produitl
 Où νi,l = coefficient stœchiométrique des
réactifs/produits
 Si l’un des réactif ou des produit est un produit de
combustion (CO2, H2O, SO2, etc.), son enthalpie
de combustion est égale à 0.
© Hubert Cabana, 2013
Utilisation des enthalpies de combustion
pour déterminer l’enthalpie d’une réaction
 À l’aide des enthalpies de combustion des réactifs
et des produits (d’une réaction chimique), il est
possible de déterminer la « spontanéité » d’une
réaction chimique
 Si la réaction est exothermique, la réaction est
thermodynamiquement favorable;
 Si la réaction est endothermique, la réaction n’est pas
favorisée.
Malgré le fait qu’une réaction chimique soit favorable, il n’y a aucun moyen de
prédire, en utilisant uniquement le concept d’enthalpie, la vitesse à laquelle aura
lieu cette réaction. Il est donc impératif d’introduire le concept de cinétique
chimique.
© Hubert Cabana, 2013
La cinétique chimique
© Hubert Cabana, 2013
La cinétique chimique
 La cinétique chimique, aussi connue sous le nom
de cinétique réactionnelle, est l’étude de la vitesse
à laquelle se produit une réaction;
 L’étude de la cinétique d’une réaction inclue l’étude
de l’impact des conditions expérimentales sur la
vitesse de la réaction.
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Les conditions du milieu
influençant la cinétique
 La nature des réactifs;
 L’état physique des réactifs (système homogène ou
hétérogène);
 La quantité de réactif présente (concentration);
 La température;
 La présence de catalyseur;
 etc.
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Importance de la cinétique

Connaître la vitesse des réactions chimiques et être capable de la calculer est de toute
première importance dans toutes les applications de la chimie.

La vitesse de combustion des mélanges utilisés dans les moteurs à explosion, les réacteurs d'avions, les
moteurs fusées.


La vitesse de prise des colles, des ciments, de polymérisation, de durcissement.

La vitesse de dégradation des matériaux, d'oxydation des métaux.

La vitesse des réactions chimiques mises en œuvre dans les usines de production de produits chimiques.

Les vitesses d'action, de dégradation et d'élimination des médicaments (pharmaco-cinétique).

Les vitesses de formation de transformation et d'élimination des polluants dans l'environnement.

etc.
La maîtrise de la vitesse de réactions est fondamentale pour un bon usage des substances
chimiques et éviter des catastrophes : emballement des réactions, explosions.
© Hubert Cabana, 2013
Illustration de la cinétique
chimique
A -------------> B
Réactif -------------> Produit
Au cours de la réaction, A diminue et B augmente
Transformation complète après un certain temps (tfinal)
Temps = 0
T= t2
T= t1
Évolution d’une réaction chimique en fonction du temps
© Hubert Cabana, 2013
T= t final
Illustration de la cinétique
chimique
−
( aq )
Br2 ( aq ) + HCOOH ( aq ) ⇒ 2 Br
© Hubert Cabana, 2013
+ 2H
+
( aq )
+ CO2 ( g )
Illustration de la cinétique
chimique
 Disparition des réactifs en fonction du temps;
 Apparition des produits de réaction de façon
équivalente aux produits de départ.
A
---------------->
B
Temps
A
B
T=0
1
0
T=t
1-X
X
T=tfinal
0
1
© Hubert Cabana, 2013
Cette transformation peut être exprimée par une vitesse .....
…de disparition de A
…d’apparition de B
∆B
∆A
V =+
V =−
∆t
∆t
© Hubert Cabana, 2013
Cette transformation se traduit par ...
Chang et Papillon, 2009
© Hubert Cabana, 2013
Illustration de la cinétique
chimique – Autre cas
2A ------------> B
2 moles de A consommées pour produire 1 mole de B
 Vitesse de disparition de A est 2 fois plus
rapide que la formation de B
Temps
A
B
T=0
1
0
T=t
1-X
½X
T=tfinal
0
0.5
© Hubert Cabana, 2013
Cette transformation peut être
exprimée par une vitesse .....
 …de disparition de A
 …d’apparition de B
1 ∆A
∆
B
V =−
V
=
+
2 ∆t
∆t
© Hubert Cabana, 2013
Illustration de la cinétique
chimique – forme générale
aA+bB ------------> cC + dD
1 ∆A
1 ∆B
V =−
=−
a ∆t
b ∆t
1 ∆C
1 ∆D
=+
=+
c ∆t
d ∆t
© Hubert Cabana, 2013
Vitesse = F([réactifs])
−
( aq )
Br2 ( aq ) + HCOOH ( aq ) ⇒ 2 Br
© Hubert Cabana, 2013
+ 2H
+
( aq )
+ CO2 ( g )
Vitesse = F([réactifs])
Papillon et Chang, 2009
© Hubert Cabana, 2013
illustration
 La vitesse de la réaction est donc proportionnelle à
la quantité de réactifs présents
Vitesseα [ Br2 ]
Vitesse = k[ Br2 ]
nb. nous supposons une concentration constante en acide formique
Où k s’appelle la constante de vitesse, i.e. une constante de
proportionnalité entre la vitesse de la réaction et la concentration des
réactifs
© Hubert Cabana, 2013
illustration
nb. nous supposons une concentration constante en acide
formique
Papillon et Chang, 2002
© Hubert Cabana, 2013
Illustration
m= k ≈ 3.5X10-3
nb. nous supposons une concentration constante en acide
formique
© Hubert Cabana, 2013
Papillon et Chang, 2002
Les lois de vitesse
 La loi de vitesse est l’expression qui relie la vitesse
d’une réaction chimique à la constante de vitesse
et aux concentrations des réactifs
aA+bB ------------> cC + dD
V = k[ A] [ B]
x
y
k, x et y doivent être déterminés expérimentalement.
x et y sont des nombres entiers.
© Hubert Cabana, 2013
Ordre d’une réaction
 En additionnant les exposant (x+y) nous sommes
en mesure de déterminer l’ordre global (ou total)
de la réaction;
 Il est également possible d’affirmer que la réaction
est du xième ordre p/r au réactif A et du yième ordre
p/r au réactif B.
© Hubert Cabana, 2013
Détermination de la loi de
vitesse d’une réaction
 Prenons, par exemple, la réaction suivante :
F2(g) +2 ClO2(g)→2FClO2(g)
 L’effet de la concentration sur la vitesse (V) de
réaction est effectuée en étudiant les vitesses
initiales en fonction des concentrations initiales
 Élimination des risques des réactions inverses;
 Connaissance exacte des concentrations en présence.
© Hubert Cabana, 2013
Détermination de la loi de
vitesse d’une réaction
 Déterminons les vitesses initiales de la réaction en
fonction de différentes concentrations initiales en
réactifs
Essai
[F2] (M)
[ClO2] (M)
Vitesse initiale
(M/s)
1
0.10
0.1
1.2X10-3
2
0.10
0.4
4.8X10-3
3
0.20
0.1
2.4X10-3
Qu’en déduisez-vous??
© Hubert Cabana, 2013
Détermination de la loi de
vitesse d’une réaction
 La vitesse de la réaction est donc proportionnelle à
la concentration des réactifs
Vitesseα [ F2 ][ClO2 ]
Vitesse = k[ F2 ][ClO2 ]
© Hubert Cabana, 2013
Détermination de la loi de
vitesse d’une réaction
 Sachant que
Vitesse
k=
[ F2 ][ClO2 ]
 Il est possible de déterminer la valeur de la
constante de proportionnalité (constante cinétique)
Vitesse
1.2 *10 −3 M / s
−1 −1
k=
=
= 1.2 M s
[ F2 ][ClO2 ] 0.1M * 0.1M
© Hubert Cabana, 2013
Impact de la loi de vitesse sur la
vitesse de réaction
 Supposons :
aA+bB ------------> cC + dD
Vitesse = k[ A][ B]
2
 Que se passe-t-il si l’on double la [A] (de 1 M à
2M)?
 Que se passe-t-il si l’on double la [B] (de 1 M à
2M)?
© Hubert Cabana, 2013
Détermination des lois de
vitesse
 Si une réaction met en jeu 1 seul réactif, on
détermine la loi de vitesse en mesurant la vitesse
initiale de la réaction en fonction de la
concentration initiale du réactif;
 Si une réaction fait intervenir plusieurs réactifs, on
détermine la vitesse initiale en faisant varier la
concentration d’un seul réactif. Puis, on
recommence pour l’ensemble des réactifs.
© Hubert Cabana, 2013
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1
3/FG13_05.JPG
Évolution temporelle des réactions chimiques
© Hubert Cabana, 2013
Réaction d’ordre 1
aA ------------> Produit
dA
Vitesse = k[ A] = −
dt
 Unité de la constante k :
d [ A]
M
−1
k =−
=
=s
dt[ A] M ∗ s
© Hubert Cabana, 2013
(1)
Réaction d’ordre 1
 En intégrant l’équation (1), nous obtenons :
 [ A]0 
 = kt
ln
 [ A] 
 Où : [A]0 = concentration en A à t=0
[A] = concentration en A au temps t=t.
© Hubert Cabana, 2013
Réaction d’ordre 1
 En réarrangeant
ln[ A]0 − ln[ A] = kt
⇒ ln[ A] = ln[ A]0 − kt
© Hubert Cabana, 2013
Représentation de la réaction
d’ordre 1
ln[ A] = ln[ A]0 − kt
Papillon et Chang, 2009
© Hubert Cabana, 2013
Représentation de la réaction
d’ordre 1
 La demi-vie d’une réaction (t1/2) est le temps
requis pour que la [réactifs] diminue de moitié
Papillon et Chang, 2009
© Hubert Cabana, 2013
Représentation de la réaction
d’ordre 1
 La demi-vie d’une réaction d’ordre 1 est-elle
dépendante ou indépendante de la [réactifs]?
En réarrangeant l’expression cinétique d’ordre 1
1  [ A]0 

ln[ A] = ln[ A]0 − kt ⇒ t = ln
k  [ A]t 
Sachant que la demi-vie considère [A]1/2 = 0.5*[A]0
t1/ 2

1  [ A]0
= ln
k  [ A]0

 2

 1
0.693
 = ln (2 ) =
k
 k


© Hubert Cabana, 2013
Réaction d’ordre 2
aA ------------> Produit
 La vitesse dépend soit 1) de la concentration d’un
réactif élevée au carrée ou 2) de la concentration
de 2 réactifs chacune à la puissance 1.
d [ A]
Vitesse = k[ A] = −
dt
2
(2)
 Unité de la constante k :
d [ A]
M
k =−
=
2
dt[ A]
M*M*s
© Hubert Cabana, 2013
=M s
-1 -1
Réaction d’ordre 2
 En intégrant l’équation (2), nous obtenons :
1
1
= kt +
[ A]
[ A]0
 Où : [A]0 = concentration en A à t=0
[A] = concentration en A au temps t=t.
© Hubert Cabana, 2013
Réaction d’ordre 2
Papillon et Chang, 2009
© Hubert Cabana, 2013
Réaction d’ordre 0
aA ------------> Produit
d [ A]
Vitesse = k[ A] = k = −
dt
0
 En intégrant l’équation 3, nous obtenons
[ A] = kt + [ A]0
© Hubert Cabana, 2013
(3)
Réaction d’ordre 0
Papillon et Chang, 2009
© Hubert Cabana, 2013
Résumé…
Papillon et Chang, 2009
© Hubert Cabana, 2013
Malone et Dolter, 2010
Effet de la température sur la constante
cinétique (k)
© Hubert Cabana, 2013
La théorie des collisions
 Est une théorie qui explique qualitativement
comment se produisent les réactions chimiques
élémentaires et qui rend compte de la dépendance
de leur vitesse avec la concentration des réactifs.
 Pour qu'une réaction chimique se produise :
1. Les molécules des réactifs doivent entrer en collision;
2. Elles doivent avoir suffisamment d’énergie pour que la
réaction ait lieu (concept d’énergie d’activation);
3. Elles doivent avoir l’orientation adéquate.
© Hubert Cabana, 2013
La théorie des collisions
© Hubert Cabana, 2013
Malone et Dolter, 2010
La théorie des collisions
© Hubert Cabana, 2013
La théorie des collisions
4 possibilités
8 possibilités
16 possibilités
© Hubert Cabana, 2013
Collisions effectives
nombre de collisions effectives
Vitesse α
s
 Collisions bien orientées
 Possédant suffisamment d’énergie
 Quand les molécules se heurtent, une partie de
leur énergie cinétique est transformée en énergie
vibratoire (≈ énergie potentielle)
© Hubert Cabana, 2013
Collisions effectives
nombre de collisions effectives
Vitesse α
s
 Si l’énergie cinétique de 2 réactifs se heurtant est
grande, alors ils génèreront suffisamment
d’énergie vibratoire pour que certaines de leurs
liaisons se transforment et qu’il y ait formation de
nouveau liens.
© Hubert Cabana, 2013
Collisions effectives
Malone et Dolter, 2010
© Hubert Cabana, 2013
Collisions effectives
© Hubert Cabana, 2013
Malone et Dolter, 2010
Énergie d’activation
 L’énergie d’activation est la quantité minimale
d’énergie requise pour déclencher une réaction
chimique;
 L’espèce chimique instable temporairement formée
suite à la collision des molécules de réactifs est le
complexe activé. Sa décomposition mène à la
formation des produits.
© Hubert Cabana, 2013
Énergie d’activation
 L’énergie d’activation représente une « barrière »
qui empêche les molécules possédant peu
d’énergie cinétique de réagir;
 Plus l’énergie d’activation est faible, plus « facile »
est la réaction.
© Hubert Cabana, 2013
Malone et Dolter, 2010
Énergie d’activation - analogie
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1
3/FG13_13.JPG
© Hubert Cabana, 2013
Énergie d’activation
© Hubert Cabana, 2013
Malone et Dolter, 2010
Constante cinétique, énergie d’activation
et température – l’équation d’Arrhenius
k = Ae
Ea


−

RT


 k= constante cinétique
 A= constante d’Arrhenius
 Ea = énergie d’activation (J mol-1)
 R = constante des gaz parfaits (8.314 J mol-1K-1)
 T = température (K)
© Hubert Cabana, 2013
Constante cinétique, énergie d’activation
et température – l’équation d’Arrhenius
 Il est possible de linéariser cette expression

ln(k ) = ln Ae

Ea


−

RT






Ea


ln(k ) = ln A − 

 RT 
© Hubert Cabana, 2013
Équation d’Arrhenius
 Ea   1 
ln(k ) =  −  ∗   + ln A
 R  T 
y = mx + b
© Hubert Cabana, 2013
Équation d’Arrhenius
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/C
H13/FG13_14.JPG
© Hubert Cabana, 2013
Comparaison de la vitesse de
réaction à 2 températures
k1
 Ea   1 1 
ln( ) =   ∗  − 
k2
 R   T2 T1 
© Hubert Cabana, 2013
Parallèle avec les propriétés
physiques
 Propriétés de bétons contenant des PRF
© Hubert Cabana, 2013
Parallèle avec les propriétés
physiques
 Propriétés de bétons contenant des PRF
where k is the degradation rate
(1/time); A the constant relative to the
material and degradation process;
Ea the activation energy of the
reaction; R the universal gas
constant; and T is the temperature in
Kelvin.
Robert et Benmokrane, 2013
© Hubert Cabana, 2013
Parallèle avec les propriétés
physiques
© Hubert Cabana, 2013
Parallèle avec les propriétés
physiques
The relationships between the time and the
reciprocal of the absolute temperature for each
level of property retention have been
extrapolated (represented by dashed lines
in Fig. A2a) to determine the time to reach the
chosen levels of property retention at 10 °C.
The relationships between the tensile
strength retention and the reciprocal of the
absolute temperature for each service
lifetime have been extrapolated
(represented by dashed lines in Fig. A2b)
to determine the levels of tensile strength
retention at the chosen life times at 10 °C.
© Hubert Cabana, 2013
La catalyse
 Un catalyseur est une substance qui augmente la
vitesse d’une réaction chimique sans y être
consommée;
 Le catalyseur peut former une intermédiaire de réaction,
mais on le retrouve toujours sous sa forme initiale à la fin
de la réaction
Vcatalysée > Vnoncatalysée
© Hubert Cabana, 2013
La catalyse et l’énergie
d’activation
© Hubert Cabana, 2013
Types de catalyse
 Catalyse hétérogène : Le réactif et le catalyseur
sont dans des phases différentes
N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ⇒ 2 NH 3( g )
© Hubert Cabana, 2013
La catalyse
 Quelques exemples
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1
3/FG13_18.JPG
© Hubert Cabana, 2013
La catalyse
 Quelques exemples
Une réduction des oxydes d'azote en azote et en dioxyde de carbone :
NO + CO → 1/2 N2 + CO2
Une oxydation des monoxydes de carbone en dioxyde de carbone :
2CO + O2 → 2CO2
Une oxydation des hydrocarbures imbrulés (HC) en dioxyde de carbone et en eau :
4CxHy + (4x+y)O2 → 4xCO2 + 2yH2O
© Hubert Cabana, 2013
La catalyse homogène
 Lors de réaction de catalyse homogène, les
réactifs et le catalyseur sont dans la même phase;
 Souvent provoquée par H3O+ ou OH-
© Hubert Cabana, 2013
La catalyse enzymatique
© Hubert Cabana, 2013
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En résumé…
© Hubert Cabana, 2013
En résumé…
 Les notions d’énergie et de cinétique gèrent la
réaction chimique
 L’enthalpie permet de déterminer si la réaction sera
spontanée (exothermique) ou non-spontanée
(endothermique);
 La cinétique permet de déterminer la vitesse à laquelle se
déroule une réaction chimique.
© Hubert Cabana, 2013
En résumé…
 L’enthalpie est une variable d’état;
 Possible d’utiliser la Loi de Hess pour déterminer
l’enthalpie d’une réaction « inconnue » à partie
d’enthalpie de réactions « connues »;
 Permet de déterminer l’énergie impliquée dans
une réaction chimique;
 Énergie libérée (réaction exothermique);
 Énergie fournie (réaction endothermique).
© Hubert Cabana, 2013
En résumé…
 La vitesse d’une réaction chimique dépend de la
concentration des réactifs présents;
 La loi de vitesse est une expression reliant la
vitesse d’une réaction à sa constante de vitesse (k)
et à la concentration des réactifs présents;
 La température affecte la vitesse d’une réaction
chimique;
 Principe d’Arrhenius.
© Hubert Cabana, 2013
En résumé…
 La présence d’un catalyseur diminue l’énergie
d’activation d’une réaction, ce qui résulte en une
augmentation de la vitesse de la réaction.
© Hubert Cabana, 2013
Exercices suggérés
 Chang et Papillon – Chimie des solutions
 Chapitre 3 : 3.17, 3.21, 3.27, 3.37
 Exercices supplémentaires disponibles sur le site
web du cours
© Hubert Cabana, 2013