VITESSE DES RÉACTIONS CHIMIQUES

chapitre 6
La cinétique chimique
6.1 La vitesse de réaction
Résultats d’apprentissage






2
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.
2017-04-22
Qu’est-ce que la cinétique chimique?

3
Cinétique chimique: c’est l’étude de
l’évolution d’un système chimique au
cours du temps.
2017-04-22
Définir: Vitesse de réaction
Vitesse de réaction = vitesse à laquelle
une réaction
se fait,c-à-d
variation de la
Propriétés
pouvant la
varier
quantité
de réactifs
de produits
Quantité
de matière
Masse utilisés ou
Concentration
formés dans unConductivité
intervalle dePression
temps
Couleur
pH donné.
Volume
Température


L’unité de la vitesse est fonction de la propriété mesurée.
Concentration -- mol/L.s
 Quantité de matière --mol/s

4
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Mesure de la vitesse de
réaction

5
2017-04-22
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.
Recueil du gaz dans
le cylindre gradué.
La quantité de gaz
produit est notée
après un temps.
Mélange
réactionnel
6
Eau
2017-04-22
Mesure de la
variation de
pression du gaz
à l’aide d’une
sonde.
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
12
Variation de la masse en fonction
du temps
10
Mélange réactionnel
m
a
s
s
e
r
é
a
c
t
i
d
f
e
8
6
4
2
0
Balance
0
Plus efficace avec CO2 ou O2. Pas efficace avec H2.
7
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10
20
Temps (minutes)
30
Mesure de la vitesse de réaction

Exemples de mesure de vitesse de réaction.
 Réaction-horloge
Regarde le
marqueur par le
haut
Réactif
Le temps au bout duquel le marqueur
devient invisible est proportionnelle à
la vitesse de réaction d’un réactif.
Liquide
trouble
Marqueur
8
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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.
Changement dans la quantité
Vitesse 
Changement dans le temps
Quantité finale - Quantité initiale
Vitesse 
t final - t initial
Quantité
Vitesse 
t
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)
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.
Expression des vitesses de réaction

Soit la réaction suivante:
Vitesse de réaction =
A  BC  D
Changement dans la concentration de « A »
Changement dans le temps
Vitesse de réaction =
Vitesse de réaction =
Voir fig. 6.3 page 355
[A]finale – [A]initiale (mol/L)
tfinal – tinitial (en s)
∆[A]
∆t
(en mol/(L.s))
Expression des vitesses de réaction

Par convention, les vitesses de réaction sont
toujours positives.
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.
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.
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.
La vitesse moyenne
La vitesse moyenne
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
La vitesse instantanée
La vitesse instantanée
Vitesse moyenne et vitesse instantanées des
réactions

Détermination des vitesses moyennes et
instantanées des réactions.
Vitesse de réaction en fonction des produits et des
réactifs.(page 358)





Soit la réaction suivante: aA 
[ A]
t
Vitesse par rapport à A:

Vitesse par rapport à B:
[ B]

t
Vitesse par rapport à C:

Vitesse par rapport à D:
[ D]

t
[C ]
t
bB  cC  dD
Le signe « - »
signifie
caractérise le fait
que le réactif
disparaît.
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.
1 [ A]
1 [ B] 1 [C ] 1 [ D]
V 



a t
b t
c t
d t
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].
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.
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?
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.
Pratique

Vérifie tes connaissances page 357 #1-6

Exercices: 1-8 page 360 à compléter pour le
prochain cours.
Les méthodes de mesurer les
vitesses des réactions :

On doit trouver des moyens pour mesurer
les changements des concentrations en
fonction du temps.
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.
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.
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.
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.
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:
http://www.kentchemistry.com/links/Kinetics/FactorsAffec
ting.htm
chapitre 6.2
La cinétique chimique
La théorie des collisions
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.

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.
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.
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.
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.
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
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.
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.
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.
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.
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.
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.
Théorie des collisions
Énergie de collision efficace
 L'énergie
minimale requise pour qu'une réaction se
produise est appelée énergie d'activation.
Variation d’énergie au cours d’une réaction
Complexe activé
Énergie
d’activation
Énergie

Énergie des
réactifs
Réactifs
Énergie libérée par la
réaction
Énergie des
produits
Produits
Avancement de la réaction
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.
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)
Théorie des collisions (page 373)

Énergie de collision efficace
Ea
Énergie


Fraction de particules
Fraction de particules
Courbe de distribution de MaxwellBoltzmann de l’énergie cinétique à deux
températures différentes
Ea
Énergie

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.
Facteurs qui influent sur la vitesse de
réaction
Effet de la température
 Une

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

augmentation de la température:
Fraction de particules

Énergie
53
Faible fraction de molécules possédant
2017-04-22
l’énergie suffisante
Énergie
Grande fraction de molécules
possédant l’énergie suffisante
Facteurs qui influent sur la vitesse
de réaction
Effet de la température
Fraction de particules
Distribution de Maxwell-Boltzmann
Fraction de particules

Énergie
Énergie
Faible fraction de molécules possédant
l’énergie suffisante
Grande 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.
54
2017-04-22
À toi de jouer
Lecture des pages 365-371(incluant les
exemples pour tracer les diagrammes d’énergie
potentielle.
 Vidéo afin d’aider à consolider les notions vues
en salle de classe:
https://fr.khanacademy.org/science/chemistry/ch
em-kinetics/reaction-rates/v/introduction-tokinetics
Vérifie tes connaissances
 Page 367 #7,9,10,11 et 12
 Page 369 # 13,14,17,18
 Page 371 # 11 et 14

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.
Facteurs qui influent sur la vitesse
de réaction
Comparaison de l’énergie
Ajout d’un catalyseur
• Un catalyseur est une
substance qui sert à
augmenter la vitesse de la
réaction chimique sans être
consommé au cours de la
réaction.
Énergie potentielle

• L’usage d’un catalyseur fait
passer la réaction par un
autre mécanisme qui requiert
une plus basse énergie
d’activation.
57
2017-04-22
d’activation entre une réaction
catalysée et non catalysée
Avancement de la réaction
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.
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)ZnCl2(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.
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.
Les catalyseurs
Réaction
Réactionnon-catalysée
catalysée
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.
Ea dir
Énergie potentielle
Ea dir cat
Ea inv cat
H
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.
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
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.
Énergie potentielle
•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
O2 + ClO
O3 + Cl
Dans la première étape
l’ozone (O3) et le chlore sont
des réactifs.
Dans la deuxième étape, le
monoxyde de chlore réagit
avec de l’oxygène
monoatomique, présent dans
l’environnement.
O
2 O2 + Cl
Progrès de la réaction
Première étape :
L’oxygène diatomique et le
monoxyde de chlore sont
formés.
Une deuxième molécule
d’oxygène est produite, et
l’atome de chlore est
régénéré.
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.
Catalyseur biologique
Ce sont des molécules (protéines) 
enzymes.
 Plusieurs dans le corps humain qui
participent à diverses fonctions
métaboliques comme la digestion.


Vidéo:
https://www.youtube.com/watch?v=RUNhM4AtMZ0&index=8&list=PL816Qsrt2Os14qTE
EcXCY38rHb6BObTxh

Vérifie tes connaissances :

https://csdccs.apprentissageelectroniqueontario.ca/content/enforced/7937586I_sch4u_abergeron_1516/unite3/media/oai/schu08_oai_2_1_1/index.html?ou=
7937586
Réponds aux questions 19-22 de la page 374 et #25-30 de la page 377.
VITESSE DES
RÉACTIONS
CHIMIQUES
6.3 Loi de vitesse
2017-04-22
65
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])
v  k[ A] [ B ]
m
2017-04-22
n
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.
66
La loi de vitesse

La constante de vitesse
 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.
2017-04-22
67
La loi de vitesse

Méthode des vitesses initiales

Elle permet de déterminer la forme de la loi de
vitesse.

Elle consiste à:
2017-04-22
1.
Effectuer des expériences à des concentrations initiales
différentes. (p.381 fig. 6.22)
2.
Déterminer la vitesse instantanée initiale, juste après le
début de la réaction.
3.
Comparer les résultats obtenus pour établir comment la
vitesse initiale dépend des concentrations initiales.
68
La loi de vitesse

Méthode des vitesses initiales
 Réaction
d’ordre 1
 Soit la réaction suivante: 2 N 2O5 ( g )  2 NO2 ( g )  O2 ( g )
 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 cidessous. 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
2017-04-22
69
La loi de vitesse
 Choisit deux couples de points et détermine la valeur de
la vitesse.
Vitesse 1  k(0,010)
m
Vitesse 2  k(0,020)
m
Vitesse1
k(0,010)

Vitesse 2 k(0,020)
m 1
2017-04-22
m
m
4,8 10

9,6 10 6
6
m
1
1
   
2
2
Loi de vitesse: v  k[ N 2 O5 ]1
70
La loi de vitesse

Pour déterminer la constante de vitesse, on peut
utiliser m’importe quelle donnée de l’expérience
pour en déduire « k ».
v  9,6  10  k(0,020)
-6
1
9,6 10 -6
-6 -1
k
 4,8 10 s
0,020
2017-04-22
71
La loi de vitesse

Méthode des vitesses initiales
 Réaction
d’ordre 2
 Soit la réaction suivante: NH 4( aq)  NO2( aq)  N2( g )  2H 2O( l )
 L’équation générale de la loi de vitesse est:
Vitesse  k[NH 4 ]n [NO -2 ]m
 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
0,100
0,010
2,70 x 10-7
3
0,200
0,010
5,40 x 10-7
2017-04-22
72
La loi de vitesse
Trouve deux expériences pour lesquelles [NH4+] demeure
constante tandis que la [NO2-] varie.
Vitesse 1  k(0,100) n (0,0050)
m
Vitesse 2  k(0,100) n (0,010) m
Vitesse1
k(0,100) (0,0050)
1,35 10


n
m
Vitesse 2
k(0,100) (0,010)
2,70 10 7
n
m
7
m
1
1
   
2
2
m 1
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73
La loi de vitesse
Trouve deux expériences pour lesquelles [NO2-] demeure
constante tandis que la [NH4+] varie.
Vitesse 1  k(0,100) n (0,010) m
Vitesse 2  k(0,200) n (0,010) m
n
Vitesse1
k(0,100) n (0,010) m 2,70 10 7


n
m
Vitesse 2 k(0,200) (0,010)
5,40 10 7
1 1
   
2 2
n 1
Loi de vitesse: v  k[NH 4 ]1[ NO -2 ]1
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74
La loi de vitesse

Pour déterminer la constante de vitesse, on peut
utiliser m’importe quelle donnée de l’expérience
pour en déduire « k ».
Vitesse1  k(0,100) 1 (0,010) 1  2,70 10 7
2,70 10 7
4
k

2
,
7

10
L / mol .s
1
1
(0,100) (0,010)
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75
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:
(s)
2 NH 3( g ) 

N 2 ( g )  3H 2 ( g )
W
Vitesse  k[NH 3 ]0  k
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76
Loi de vitesse

Complète l’activité 6.3 à la page 382 de
ton manuel.
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77
Ordre 1
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78
Ordre 2
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79
Le mécanisme
réactionnel
Le mécanisme de réaction
consiste en une série d’étape
constituant une réaction
globale.
Introduction

Ces étapes transforment la réaction des
réactifs aux produits.

Chaque étape est appelée réaction
élémentaire.
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.
Mécanisme de réaction page 384
On a la réaction suivante:
2 N2O (g)
2 N2(g) + O2(g)
Voici le mécanisme proposé:
étape 1: N2O
N2 + O
étape 2: N2O + O
N 2 + O2

Réactions
élémentaires
______________________________________
Somme des réactions: 2N2O + O
Réaction globale:
2 N2 O
2N2 + O + O2
2 N2 + O2
L’atome d’oxygène est l’intermédiaire car il apparait dans les étapes élémentaires
mais non dans la réaction globale.
La réaction globale:
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!)
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.
L’équation de la loi de vitesse et
les réactions élémentaires
Réaction
élémentaire
AC
A+BC
2A  C
2A + B  C
Loi de vitesse
Vitesse = k[A]
Vitesse = k[A][B]
Vitesse = k[A]2
Vitesse = k[A]2[B]
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.

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.
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 Pain

Étape 2 Rôties + beurre
Rôties
(lente, détermine la vitesse)
Rôties beurrées (rapide)
Vidéos sur les mécanismes de
réaction


https://www.khanacademy.org/science/chemistry/chemkinetics/arrhenius-equation/v/elementary-rate-laws
https://www.khanacademy.org/science/chemistry/chemkinetics/arrhenius-equation/v/mechanisms-and-the-rate-determiningstep
•
•
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 (Acatalyseur) ne se retrouve pas dans l'équation
globale
L’effet d’un catalyseur
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.
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
