COURSDECHIMIE PCSI/MPSI/TSI©tique-chimique.pdf · 2019. 3. 20. · Si la réaction chimique se fait en une seule étape ( dite réactionélémentaireousimple) alors l’ordre partiel

CENTRE DES CLASSES PRÉPARATOIRES

COURS DE CHIMIE

PCSI/MPSI/TSI

CINÉTIQUE CHIMIQUE

SAID EL FILALI

COURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

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Troisième partie

CINÉTIQUE CHIMIQUE

3

CHAPITRE 1

CINÉTIQUE DES SYSTÈMES CHIMIQUES

1.1 VITESSE DE LA RÉACTION GLOBALE DANS UN RÉ-ACTEUR FERMÉ

1.1.1 DÉFINITION DE LA VITESSE DE LA RÉACTION DANSLE CAS D’UN SYSTÈME FERMÉ HOMOGÈNE

Soit la réaction chimique :

α1A1 + α2A2 + . . . −−⇀↽−− α′1A′1 + α

′2A′2 + . . .

◮ Ai sont les réactifs .◮ A′i sont les produits .◮ Lesαi etα′j sont les cœfficients stœchiométriques.

5

1.1. VITESSE DE LA RÉACTION GLOBALE DANS UN RÉACTEUR FERMÉCOURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

� Si la variation du nombre de mole d’un réactifs Ai est(dni) donc pour le produit A′i est(dn′i ) alors on définit la variation du degré d’avancement dξ par :

dξ = −1αi

dni =1α′i

dn′i

� La vitesse de la réaction v est définie par :

v =dξdt= −

1αi

dnidt=

1α′i

dn′idt

Exprimé en(mol.temps−1).� On appelle la vitesse spécifique de la réaction ou vitesse volumique :

vs =1V

dξdt= −

1Vαi

dnidt=

1Vα′i

dn′idt

� Si le volume du système est constant alors :

v =1α′

d[A′]dt= −

1α

d[A]dt

Définition

Remarque

Pour une réaction chimique en phase gazeuse homogène évoluant à volume constant ,onpeut utiliser les pressions partielles :

PAi =niV

RT = [Ai]RT

D’où :

vs = −1

RTαi

dPAidt=

1RTα′i

dPA′idt

1.1.2 LES FACTEURS INFLUENÇANT LA VITESSE D’UNERÉACTION :LES FACTEURS CINÉTIQUES

L’expérience montre que la vitesse d’une réaction chimiquedépend de la concentration des pro-duits et réactifs, la température et la catalyse.

1.1.2.1 INFLUENCE DE LA CONCENTRATION

◮ NOTION D’ORDRE D’UNE RÉACTIONL’expérience montre que certains nombre de réaction chimique à température constante, la vitesse


1.1. VITESSE DE LA RÉACTION GLOBALE DANS UN RÉACTEUR FERMÉCOURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

spécifiquev s’écrit :

vs = v = k∏

i

[Ai]ni = k[A1]

n1[A2]n2 . . .

Avec :� k : constante de la vitesse spécifique� ni est appelé ordre partiel du réactifAi�∑

ini est appelé ordre globale (ou totale) de la réaction chimique

Remarque

En général :∑

ini ,∑

iαi

Conclusion:

la vitesse d’une réaction augmente avec la concentration.

– 2 NO+ 2 H2 −−⇀↽−− 2 H2O+ N2 v = k[NO]2[H2]

• Ordre partiel du NO=2• Ordre partiel de H2=1• Ordre total2+ 1 = 3

– Cl2 + 2 NO−−⇀↽−− 2 NOCl v= k[Cl2][NO]2

• Ordre partiel du NO=2• Ordre partiel de Cl2=1• Ordre total2+ 1 = 3

– (CH3)3CBr+ H2O −−⇀↽−− (CH3)3COH+ HBr v = k[(CH3)3CBr]• Ordre partiel de (CH3)3CBr est= 1• Ordre partiel de H2O est= 1

– H2 + Br2 −−⇀↽−− 2 HBr

v =[H2][Br 2]

12

1+ k′[HBr][Br2]

Réaction chimique ne présente pas d’ordre.

N.B : Si à t= 0 on a [HBr] = 0 alors : vo = k[H2]o[Br]12o : ordre initial = 3/2

Exemples

Remarque importante

Règle de VAN’T HOFF

Si la réaction chimique se fait en une seule étape ( diteréaction élémentaire ou simple ) alors l’ordre partiel est égal au cœfficientsstœchiométriques quelque soit le composéAi


1.2. CINÉTIQUE FORMELLE :RÉACTIONS SIMPLES COURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

1.1.2.2 INFLUENCE DE LA TEMPÉRATURE :

On admet la loi d’Arrhenius :d ln kdT

=Ea

RT2

� k :constante de la vitesse.T : température absolue(K).Ea :énergie d’activation ( valeur positive) exprimée en J mol−1.Si T ր=⇒ kր=⇒ vր.Après integration on obtient :

k = Ae−EaRT

A est dit facteur de fréquence ou facteur préexponentiel.ou bien :

lnk2k1=

EaR

T2 − T1T2T1

Utilisée expérimentalement pour déterminerEa à partir d’un bipoint (T1, k1) et (T2, k2).

Ou bien on trace la courbe lnk = f (1T

) de pente−EaR

1T

ln k

ln A

1.2 CINÉTIQUE FORMELLE :RÉACTIONS SIMPLES

1.2.1 RÉACTION D’ORDRE 0Exemple

2 NH31000o C−−−−−−→tangstène

N2 + 3 H2

Dans le cas général :A −→ B

t = 0 a 0t a− x x

v =dxdt= k[A]0 = k



Après intégration on obtient :

[B] = x = kt =⇒ [A] = a− kt

[B] = x

a

tt1/2

a2

[A]

Representation graphique d’une loi cinétique d’ordre 0

On appelle temps de demi réaction t1/2 le temps nécessaire pour que la moitié du réactifsoit transformé en produit :

t = t1/2 =⇒ x =a2

Définition

D’où

t1/2 =a2k

proportionnel à la concentration initiale

1.2.2 RÉACTION D’ORDRE 1

A −→ B+ . . .t = 0 a 0

t a− x x

v = −d[A]dt=

dxdt= k[A] = k(a− x) =⇒

dxa− x

= kdt

=⇒∫ x

0

dxa− x

=∫ t

0kdt

=⇒[

ln1

a− x

]x

0= kt

on obtient :

lna

a− x= ln a− ln(a− x) = kt =⇒ x = a(1− e−kt)

On trace la courbe ln(a− x) = ln a− kt une droite de pente (-k).



ln(a− x)

ln(a)

tt1/2

ln(a2

)

Representation graphique d’une loi cinétique du premier ordre :ln(a− x) = f (t)

Si on représentex = [B] = a(1− exp(−kt)) et [A] = a− x on obtient :

[A]

x = [B]

a

tt1/2

a2

Representation graphique d’une loi cinétique du premier ordrex = g(t)

Temps de demi-réactionx =a2

on trouve :

t1/2 =ln 2k

Independent de la concentration initiale



Remarque

Si les cœfficients stœchiométriques different de l’unité alors :

αA −→ βB

v = −1α

d[A]dt= k[A] =⇒

lna

a− x= αkt

x = a(1− e−αkt)

t1/2 =ln 2αk

Conclusion:

On retient que siα , 1 alors on remplacek parαk

1.2.3 RÉACTION D’ORDRE

A + B −−→ C+ D

Dans ce cas , on a :

v = k[A][B]

1.2.3.1 1er cas[A]o = [B]o = a

A + B −→ C + D

t = 0 a a 0 0

t a− x a− x x x

v =dxdt= k(a− x)2 =⇒

dx(a− x)2

= kdt

=⇒∫ x

0

dx(a− x)2

=∫ t

0kdt

=⇒ [1

a− x]x0 = kt

On obtient :

1a− x

−1a= kt

◮ Pour déterminerk on représente la fonction1

a− x= f (t) on obtient une droite de pente (k > 0)



2a

1a− x

1a

tt1/2

Representation d’une loi cinétique du deuxième ordre ( mêmeconcentration initiale)

◮ Temps de demi-réactionx =a2

on trouve :

t1/2 =1ka

Inversement proportionnel à la concentration initiale

1.2.3.2 2emecas[A]0 = a , [B]0 = b

A + B −→ C + D

t = 0 a b 0 0

t a− x b− x x x

v =dxdt= k(a− x)(b− x) =⇒

dx(a− x)(b− x)

= kdt

=⇒∫ x

0

dx(a− x)(b− x)

=∫ t

0kdt

On obtient :

1a− b

lnb(a− x)a(b− x)

= kt

C’est la loi cinétique d’une réaction chimique d’ordre 2 avec a , b.

� La représentation de la fonction lnb(a− x)a(b− x)

= f (t) aveca > b est une droite linéaire de pente

(a− b)k croissante sia > b et décroissante si,a < b


1.3. RÉACTIONS COMPLEXES COURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

lnb(a− x)a(b− x)

t

Representation d’une loi cinétique du deuxième ordre ( concentration différente)

Remarque importante

Dans ce cas t1/2 est déterminé en choisissant le composé introduitpar défaut.

1.2.4 Cas général :Réaction d’ordrenCe cas général ne donne une équation différentielle simple à intégrer que si on a même concentra-tion initiale.

A + B + C . . . −→ produits

t = 0 a a a 0

t a− x a− x a− x x

Supposons que l’entiern est supérieur à 1.

v =dxdt= k(a− x)n =⇒

dx(a− x)n

= kdt

=⇒∫ x

0

dx(a− x)n

=∫ t

0kdt

On obtient :1

n− 1(

1(a− x)n−1

−1

an−1) = kt

C’est la loi cinétique d’une réaction chimique d’ordren > 1◮ L’expression du temps de demi réaction

t1/2 =2n−1 − 1

(n− 1)kan−1

◮ La représentation de la fonction lnt1/2 = f (ln a) est une droite affine de pente (1− n) < 0

1.3 RÉACTIONS COMPLEXESLes réactions chimiques complexes sont constituées par deux ou plusieurs réactions simples liéesles unes aux autres ; on s’intéresse à :



1.3.1 RÉACTIONS OPPOSÉES(réversibles)

Ak1

−−−−−−−⇀↽−−−−−−−k−1

B

t = 0 a b

t > 0 a− x b+ x

v = −d[A]dt= −k−1[B] − k1[A] ainsiv =

d[B]dt= k1[A] − k−1[B] en général :

d[X]dt= vf ormation− vdisparaition

d[x]dt= k1(a− x) − k−1(b+ x) = k1a− k−1b− (k1 + k−1)x =⇒

dxk1a− k−1b− (k1 + k−1)x

= dt

Par integration on obtient :

lnk1a− k−1b

(k1a− k−1b) − (k1 + k−1)x= (k1 + k−1)t

C’est la loi cinétique d’une réaction chimique reversible du premier ordre

Remarque

◮ A l’équilibre v = 0 =⇒ vf ormation= vdisparaition

donc k1[A]eq = k−1[B]eq =⇒[B]eq[A]eq

=k1k−1= Kc

K =[B]eq[A]eq

=k1k−1

◮ A l’équilibre :K =[B]eq[A]eq

=k1k−1=

b+ xea− xe

xe =k1a− k−1bk1 + k−1

=⇒ lnxe

xe − x= (k1 + k−1)t

1.3.2 LES RÉACTIONS SUCCESSIVES

On appelle réactions successives une réaction de type :

A −−→ B −−→ C

Définition

S’effectuent par étapes avec formation d’un produit intermédiaire (B) ,on suppose pour la suite

que toutes les réactions sont élémentaires.



Ak1−→ B

k2−→ C k2 , k1

t = 0 a 0 0

t a− x x− y y

−d[A]dt= k1[A] (1.1)

d[B]dt= k1[A] − k2[B] (1.2)

d[C]dt= k2[B] (1.3)

On rappelle que la conservation de la matière donne l’équation :[A] + [B] + [C] = a La résolutiondonne :

(1) =⇒

[A] = ae−k1t

(2) =⇒

d[B]dt+ k2[B] = ak1e

−k1t

D’où :

[B] =k1a

k2 − k1(e−k1t − e−k2t)

La conservation de la matière donne [C] = a− ([A] − [B]) par conséquent :

[C] = a(1−k2

k2 − k1e−k1t +

k1k2 − k1

e−k2t)

Représentation graphique pour les données suivantes: a = 5, k1 = 1, k2 = 1, 5 Si onposetmax l’instant ou la concentration de B est maximale on trouve :

d[B]dt= 0 =⇒ tmax=

1k2 − k1

lnk2k1


1.4. MÉCANISMES RÉACTIONNELS COURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

[A]

[C]

k1 < l2

[B]

a

ttm

Representation graphique d’une loi cinétique d’une réaction successive

◮ Pourt < tmax la vitesse de B est croissante.◮ Pourt > tmax la vitesse de B est décroissante.

Remarque

Cas ouk2 ≫ k1 =⇒ k2 ≥ 10k1Représentation graphique pour les données suivantes :a = 1, k1 = 1, k2 = 50

[A]

[C]

k1 ≪ l2

[B]

a

t

Representation graphique d’une loi cinétique d’une réaction successive

Conséquences

– k2 ≫ k1 =⇒ la 2ème réaction chimique est plus rapide que le 1ère donc [B] ≈ cte (voirP.E.Q.S)

– [C] = a(1− e−k1t) , [A] = ae−k1t

– tmax 0– k2 ≫ k1 on dit que la formation de B est l’étape cinétiquement déterminante

1.4 MÉCANISMES RÉACTIONNELSLorsque on représente une réaction chimique par une équation bilan, on donne seulement unaperçu macroscopique de cette réaction, l’étude du mécanisme d’une réaction à pour but d’essayerde comprendre ce qui ce passe de point de vue microscopique.



1.4.1 DÉFINITIONS

1.4.1.1 RELATION ORDRE-MOLÉCULARITÉ

La molécularité est le nombre d’entité (molécule,atome ou ions )qui interviennent dans unacte élémentaire

Définition

◮ Si la réaction est simple alors l’ordre est égale à la molécularité.◮ Si la réaction se fait en plusieurs étapes, l’ordre est imposés par la vitesse du processus élémen-taire lent et traduit la molécularité de l’étape déterminante (k faible)◮ Si on a plusieurs étapes dont aucune n’impose sa vitesse, l’ordre est complexe : ordre fraction-naire on pas d’ordre

1.4.1.2 PRINCIPE DE L’ÉTAT QUASI-STATIONNAIRE(P.E.Q.S)

PRINCIPE DE L’ÉTAT QUASI-STATIONNAIRE ou PRINCIPE DE BODENSTEIN

Dans une suite de réaction chimique , si un intermédiaire I est formé dans certaines étapeset consommé dans d’autres étapes , on pourra lui appliquer leprincipe de BODENSTEIN

d[I ]dt= 0

C’est à dire I un intermédiaire très réactif, ne s’accumule pas :I est dans un état stationnaire.

Autrement ditd[I ]dt

est négligeable devant toutes les autres vitesse ; cette hypothèse permet

de simplifier plus simplement la résolution mathématique.

Exemple

A −→ B −→ C

B est un intermédiaire=⇒d[B]dt= 0 et comme[A] + [B] + [C] = a =⇒

d[A]dt+

d[B]dt+

d[C]dt= 0

D’où :d[A]dt= −

d[C]dt

et comme [A] = ae−k1t alors [C] = a(1− e−k1t)



[A]

[C]

a

t

1.4.1.3 DIFFÉRENTS TYPES DE MÉCANISMES

On distingue en général deux mécanismes :◮ Mécanisme à séquences ouvertes : les différentes étapes élémentaires se réalisent dans un ordredonné des réactifs aux produits : ce sont des réactions par stade (voir exemple 1)◮ Mécanisme à séquences fermés : dites réactions en chaînes ; dans ce cas un intermédiaire réac-tionnel est régénère au bout d’un certain nombre d’étapes qui se produisent cycliquement, un seulcentre actif pouvant conduire à un très grand nombre de molécules finales (voir exemple 2).

1.4.1.3.1 EXEMPLE 1- Réaction par stade :Réaction de substitution nucléophile

R−Br +OH− −−⇀↽−− R−OH+ Br−

La loi cinétique de cette réaction est :

v = −d[R− Br]

dt= k[R− Br]

Le mécanisme proposé pour cette réaction chimique est le suivant :

R−Brk1−−⇀↽−−k−1

R+ + Br−

R+ +OH−k2−−−→ R−OH



Remarque

L’équation bilan est la somme des réactions chimiques élémentaires (caractéristiqued’une réaction par stade)d[R− Br]

dt= k−1[R+][Br−] − k1[R− Br]

R+ = I =⇒d[R+]

dt= 0 (A.E.Q.S)

d[R+]dt= −k2[R+][OH−] − k1[R+][Br−] + k1[R− Br] = 0 =⇒ [R+] =

k1[R− Br]k2[OH−] + k−1[Br−]

d’où :v = k1[R− Br] − k−1[Br−]k1[R− Br]

k2[OH−] + k−1[Br−]

v =k1k2[OH−][R− Br]k2[OH−] + k−1[Br−]

v = vexp si k2 ≫ k1 et k−1 c’est à dire la réaction (2) est plus rapide que (1)

k2 ≫ k1 =⇒ v = k1[R− Br]

Réaction d’ordre 1

La première étape est l’étape cinétiquement déterminante.

1.4.1.3.2 EXEMPLE 2- Réaction en chaîne :synthèse de HBr

toute réaction chimique en chaîne droite comprend trois étapes :– INITIATION :Correspond à la formation dans le milieu réactionnel des radicaux, selon

un processus thermique ( action de la chaleur), photochimique( action de la lumière)oùpar l’emploi d’un indicateur de radicaux [M].

– PROPAGATION :C’est l’étape de disparition d’un radical et formation d’un nouveau radi-cal.

– RUPTURE DE CHAÎNE ou arrêt : étape de disparition des radicaux.

H2 + Br2 −→ 2HBr

Le mécanisme proposé est le suivant :

(1) Br2 + Mk1−→ 2Ḃr initiation

(2) Ḃr + H2k2−→ HBr + Ḣ

(3) Ḣ + Br2k3−→ HBr + Ḃr

(4) HBr + Ḣk4−→ H2 + Ḃr

propagation

(5) 2Ḃr + Mk5−→ Br2 + M arrêt

On a :

v =12

d[HBr]dt

et puisqueḂr et Ḣ sont des intermédiaires réactionnels alors :



d[Ḃr]dt=

d[Ḣ]dt= 0

(1)=⇒ v =12

d[HBr]dt

= k2[Ḃr][H2] + k3[Ḣ][Br2] − k4[HBr][ Ḣ]

(2)=⇒d[Ḣ]

dt= 0 = k2[Ḃr][H2] − k3[Ḣ][Br2] − k4[HBr][ Ḣ]

(3)=⇒d[Ḣ]

dt= 0 = 2k1[Br2][ M] − k2[H2][ Ḃr] + k3[Ḣ][Br2] + k4[HBr][ Ḣ] − 2k5[M][ Ḃr]2

(2)+(3)=⇒ 2k1[Br2][ M] = 2k5[M][ Ḃr]2

d’où : [Ḃr] =

√

k1k5

[Br2]

(2)=⇒ [Ḣ] =k2[H2]

k3[Br2] − k4[HBr]

√

k1k5

[Br2]

d’où :(1)-(2)

v = 2k3[Ḣ][Br2] =⇒ v =2k2k3[H2][Br2]

√

k1k5

[Br2]

k3[Br2] + k4[HBr]

v =2k2

√

k1k5

[H2][Br]1/2

1+k4k3

[HBr][Br2]

pas d’ordre

1.4.2 ConclusionL’étude cinétique d’une réaction est une méthode très importante pour obtenir des renseignementssur le mécanisme de la réaction.Pour un processus élémentaireA+ B −→ C + D le profil énergétique est :

A + B

C+ D

[A · · ·B · · ·C · · ·D]#

E

Ea

[A · · ·B · · ·C · · ·D]# dite état de transition.� zone 1 : étude thermodynamique (voir thermochimie)� zone 2 : caractérisé par l’énergie d’activation : donnée cinétique.


1.5. MÉTHODES EXPÉRIMENTALES DE L’ÉTUDE CINÉTIQUE CHIMIQUECOURS DE CHIMIE-PCSI/MPSI/TSI-

1.5 MÉTHODES EXPÉRIMENTALES DE L’ÉTUDE CINÉ-TIQUE CHIMIQUE

1.5.1 METHODES DE MESURES

1.5.1.1 MÉTHODES CHIMIQUES

On mesure (à température constante ) directement des concentrations par les méthodes classiquesde dosageSoit on fera des prélèvements à différents instants , soit on étudiera différents exemplaires initiale-ment identiques , à des instants différents.Il faudra alors arrêter la réaction pour qu’elle ne se poursuive pas pendant le dosage :on pourraprocéder par trempe ( refroidissement rapide ),forte dilution ;élimination d’un réactif par précipi-tation ou par neutralisation s’il est acide ou basique .

1.5.1.2 METHODES PHYSIQUES

On mesure (à température constante ) une grandeur physique que l’on sait relier aux concentrations. Ces méthodes ont l’avantage de ne pas perturber la réactionen cours.On citera par exemple :– Conductimétrie (mesure de la conductivité électrique d’un mélange ionique).

σ =∑

i|Zi |λiCi

– Spectrophotomètrie :mesure de l’absorption de la lumière( nécessite un réactif ou produit co-loré).

A =∑

i|Zi |λiCi

– Polarimètrie (mesure du pouvoir rotatoire de la lumière).

α = αT,λℓC

� α angle de rotation observé en degrés.� ℓ : longueur de la cuve en dm.� C : concentration de la solution en g mL−1.� αT,λ : pouvoir rotatoire spécifique défini à une températureT et mesuré pour une longueurd’onde donnée, exprimée en/gm‘liter/dm.

– Mesure de la densité gazeuse.– Mesure de la pression gazeuse (à volume constant).– Réfractométrie (mesure de l’indice de réfraction).– pH-métrie (pour les réactions acido-basiques ).– Potentiomètrie (pour des réactions d’oxydo-réductions ).– Microcalorimétrie (les quantités de chaleur sont proportionnelles à la quantité de matière ayant

réagi )



1.5.2 DETERMINATION DE L’ORDRE

1.5.2.1 MÉTHODE INTÉGRALE

On cherche à tracer une fonction d’une concentrationCi, qui soit représentée en fonction du tempspar une droite , aux incertitudes d’expérience près .Par exemple , si : lnCi = f (t) est représenté par une droite , l’ordre est 1 .Une variante de cette méthode consiste à calculerk en faisant l’hypothèse que la réaction a unordre donné. On doit alors vérifier que les valeurs trouvées pourk sont les même , aux incertitudesd’expériences près.

1.5.2.2 MÉTHODE DIFFÉRENTIELLE

La méthode précédente est inefficace lorsque l’ordre n’est pas entier.Si la vitesse est de la forme

v = k[A]α

on peut aussi écrire : lnv = ln k + α ln[A]. On trace d’abord le graphe représentatif de [A] = f (t)

.Par lecture de ce graphe. on peut en déduire la pentev(t) = −d[A]dt

. Il faut toutefois remarquer que

cette détermination est délicate.On trace ensuite le graphe représentatif de lnv(t) en fonction deln[A]. La pente de la droite nousfournira l’ordreα et l’ordonnée à l’origine lnk.C’est avec cette méthode que l’on peut mesurer la vitesse initiale et ensuite, en renouvelant cesmesures pour des concentrations initiales différentes que l’on peut en déduire l’ordre initial.

1.5.2.3 TEMPS DE DEMI-RÉACTION

C’est le tempst1/2 tel queC(t1/2) =Ci(t = 0)

2.

La manière dont le temps de demi-réaction dépend des concentrations initiales est caractéristiqueaussi de l’ordre de la réaction .Nous avons vu par exemple que le temps de demi-réaction d’uneréaction d’ordre 1 est indépendantde la concentration initiale du constituant.

1.5.2.4 DÉGÉNÉRESCENCE DE L’ORDRE

Dès que l’ordre global devient supérieur à 3, le problème de la détermination des ordres partielsdevient difficile à résoudre.Soit par exemple une loi de vitesse de type :

v = k[A]α[B]β

Si on opère avec un gros excès du constituant B,on aura [B] ≈ cte.La loi de vitesse se simplifie en :v = kapp[A]α aveckapp = k[B]β.Il ne reste qu’à déterminer l’ordre partielα.kapp = k[B]β est appelée constante apparente , car sa valeur dépend de la concentration choisiepour le constituant B




III CINÉTIQUE CHIMIQUECINÉTIQUE DES SYSTÈMES CHIMIQUESVITESSE DE LA RÉACTION GLOBALE DANS UN RÉACTEUR FERMÉDÉFINITION DE LA VITESSE DE LA RÉACTION DANS LE CAS D'UN SYSTÈME FERMÉ HOMOGÈNE LES FACTEURS INFLUENÇANT LA VITESSE D'UNE RÉACTION:LES FACTEURS CINÉTIQUES INFLUENCE DE LA CONCENTRATION INFLUENCE DE LA TEMPÉRATURE:

CINÉTIQUE FORMELLE:RÉACTIONS SIMPLES RÉACTION D'ORDRE 0 RÉACTION D'ORDRE 1 RÉACTION D'ORDRE 1er cas [A]o=[B]o=a 2eme cas [A]0=a[B]0=b

Cas général:Réaction d'ordre n

RÉACTIONS COMPLEXES RÉACTIONS OPPOSÉES(réversibles) LES RÉACTIONS SUCCESSIVES

MÉCANISMES RÉACTIONNELS DÉFINITIONS RELATION ORDRE-MOLÉCULARITÉ PRINCIPE DE L'ÉTAT QUASI-STATIONNAIRE(P.E.Q.S) DIFFÉRENTS TYPES DE MÉCANISMES EXEMPLE 1- Réaction par stade:Réaction de substitution nucléophileEXEMPLE 2- Réaction en chaîne:synthèse de HBr

Conclusion

MÉTHODES EXPÉRIMENTALES DE L'ÉTUDE CINÉTIQUE CHIMIQUE METHODES DE MESURES MÉTHODES CHIMIQUES METHODES PHYSIQUES

DETERMINATION DE L'ORDREMÉTHODE INTÉGRALE MÉTHODE DIFFÉRENTIELLE TEMPS DE DEMI-RÉACTION DÉGÉNÉRESCENCE DE L'ORDRE

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