Cinétique chimique

La cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques.


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Cinétique chimique - Chimie générale

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La cinétique chimique est l'étude de la vitesse des réactions chimiques.

Certaines réactions sont totales et particulièrement rapides ou alors violentes, comme les explosions. D'autres sont tellement lentes qu'elles durent plusieurs années (comme la formation de la rouille), ou alors plusieurs siècles (comme la formation du charbon ou du pétrole). Certaines sont même tellement lentes que les réactifs de départ sont reconnus comme stables, par exemple la transformation du diamant en carbone graphite. On parle alors d'états «métastables».

Importance et intérêt de la cinétique chimique

Importance pratique

Connaître la vitesse des réactions chimiques et être capable de la calculer est de toute première importance dans l'ensemble des applications de la chimie.

Quelques exemples :

La maîtrise de la vitesse de réactions est principale pour un bon usage des substances chimiques et éviter des catastrophes : emballement des réactions, explosions.

Intérêt théorique

La cinétique chimique permet d'établir des lois de vitesse (voir plus loin) qui servent à valider ou infirmer des hypothèses sur les mécanismes réactionnels des réactions chimiques.

Vitesse de réaction

Considérons une réaction dont l'équation bilan s'écrit :

 \nu_A A + \nu_B B \rightleftharpoons \nu_C C∼
 \nu_A ∼,  \nu_B ∼ et  \nu_C ∼ sont les cœfficients stœchiométriques qui sont le plus souvent des entiers naturels.

Quand la réaction progresse, les réactifs de départ disparaissent tandis que les produits se forment en respectant la stœchiométrie de la réaction, c'est-à-dire les proportions indiquées par les cœfficients de l'équation bilan.

Si à la date t, la progression de la réaction se traduit par une variation des quantités  {dn_A}∼ ;  {dn_B}∼ ;  {dn_C}∼ le respect de la stœchiométrie permet d'écrire que l'ensemble des rapports  \frac{dn_i}{\nu_i}  ∼ sont égaux au signe près.

 \frac{-dn_A}{\nu_A} = \frac{-dn_B}{\nu_B} = \frac{dn_C}{\nu_C} = d\xi∼

Ce rapport défini la variation de l'avancement de la réaction (noté \xi∼) entre son état d'origine (avancement nul) et son l'état final (avancement maximal) [note 1].

La vitesse molaire de réaction est définie par la dérivée de l'avancement de la réaction \xi∼ comparé au temps :  \dot \xi = \frac {d \xi}{ dt }∼. [1] Elle s'exprime par conséquent en mole par unité de temps. (Nota : on utilise fréquemment v∼ à la place de \dot \xi).

Dans le cas habituel de réactions s'effectuant dans un dispositif de volume constant V∼ (c'est surtout les cas des réactions en solution), la vitesse est définie comparé à la variation de la concentration. On l'appelle alors vitesse spécifique ou globale volumique de réaction[note 2] :  v = \frac {1}{V} \frac {d \xi}{ dt } = \frac {1}{\nu_i} \frac {dC_i}{ dt }.

Dans les unités du SI, la vitesse volumique s'exprime en mol. m−3. s−1 ou en mol. L−1. s−1.

Pour les réactions en phases gazeuse, on peut définir la vitesse comparé à la dérivée de la pression partielle  \dot p = \frac {1}{\nu_i} \frac {dp_i}{ dt }∼.

p_i∼ étant la pression partielle du constituant i∼[note 3]. Dans les unités du SI, elle s'exprime en Pa. s-1[note 4].

Facteurs influençant la vitesse des réactions

Effet d'un catalyseur sur l'énergie d'activation d'une réaction. Avec un catalyseur l'énergie d'activation est plus faible et la vitesse de réaction augmente.

La vitesse des réactions est sous la dépendance de plusieurs facteurs. On peut citer :

Le facteur principal est la température, car l'énergie thermique permet en effet dans de nombreux cas de franchir la barrière énergétique qui existe entre le dispositif dans son état d'origine (mélange de réactifs) et son état final (produits constitués).

Un autre paramètre important est l'état de la matière. De ce point de vue, les réactions les plus favorisées sont les réactions qui se déroulent au sein d'une seule phase (liquide : solution, mélange de liquides miscibles ou gazeuse). En effet, dans ces cas, les molécules des réactifs sont dans une même phase et peuvent par conséquent aisément entrer en contact pour réagir.

Dans le cas de dispositifs hétérogènes, c'est-à-dire de réactions entre :

La réaction ne peut avoir lieu qu'aux surfaces de séparation des phases (interfaces).

Quand les produits sont fractionnés, la réaction est plus rapide, c'est le cas surtout des :

En effet, dans le cas de la matière fractionnée, la surface de contact entre les réactants est importante, par conséquent les possibilités de réaction nombreuses. Pour les solides, on quantifie ceci par la surface spécifique, qui est la surface libre par unité de masse ; une poudre, un solide poreux ou une mousse (filaments imbriqués) ont une grande surface spécifique. Quand les réactants ne sont pas dans le même état (par exemple solide-gaz, solide-liquide, liquide-gaz), on parle de réaction hétérogène.

Cas de l'activation thermique

La température est le facteur ayant la plus grande influence sur la vitesse des réactions chimiques. Dans un très grand nombre de cas la vitesse de la réaction augmente d'un facteur 2 à 3 quand la température augmente de 10 degrés. La dépendance de la vitesse de réaction selon la température a fait l'objet d'études expérimentales intensives à la fin du XIXe siècle. Plusieurs équations empiriques ont alors été proposées, mais c'est la Loi d'Arrhenius qui s'est vu consacrée au début du XXe siècle. Cette loi a été vérifiée depuis pour un très grand nombre de réactions.

Selon la loi d'Arrhénius, la température intervient dans un facteur exponentiel K=A \exp \left ( - \frac{E_a}{RT} \right )∼ dans lequel E_a∼ est nommé «énergie d'activation d'Arrhénius», R la constante des gaz parfaits, T la température en kelvin, K la constante de vitesse de la réaction et A un facteur pré-exponentiel dépendant de la réaction.

Outre son importance pratique, la loi d'Arrhenius a une grande importance théorique car elle est compatible avec la théorie des collisions qui sert à jeter un pont entre la représentation microscopique (à l'échelle des molécules) de la réaction chimique et l'observation macroscopique de sa vitesse.

Toutes les réactions ne suivent pas la loi d'Arrhénius. C'est surtout le cas des réactions explosives, des réactions catalysées par les enzymes ou ayant d'autres modes d'activation que l'activation purement thermique (activation par rayonnement, par électrochimie ou par micro-ondes).

A titre d'exemple, pour la réaction suivante : 2 HCl (aq) + Mg (s) → H2 (g) + MgCl2 (aq), la vitesse de réaction augmente quand on baisse la température. [réf.  nécessaire]

Loi de vitesse et Ordre de réaction

Article détaillé : ordre de réaction.

On nomme loi de vitesse la relation qui existe entre la vitesse et l'ensemble des facteurs qui ont une influence sur celle-ci.

Parmi ces facteurs, on distingue d'une part les facteurs physiques (et surtout la température) et , d'autre part, les quantités (ou les concentrations) des substances présentes dans le milieu réactionnel (et surtout les réactifs) .

La loi de vitesse peut se mettre sous la forme d'un produit de deux fonctions : v= k(T,..).g(C_i)∼. Le premier facteur k(T,..)∼ est le cœfficient de vitesse (ou constante de vitesse) qui dépend surtout de la température, le second est une fonction des quantités (ou des concentrations) des substances présentes dans le milieu réactionnel.

La loi de vitesse doit être établie expérimentalement à partir de séries d'expériences judicieusement conçues en faisant fluctuer les différents facteurs

Occasionnellement, la fonction g(C_i)∼ peut se mettre sous la forme d'un monôme : g(C_i)= \prod_i {C_i}ˆ{n_i} ∼. On dit tandis que la réaction admet un ordre et on nomme ordre de réaction la somme n∼ des exposants : n = \sum n_i∼. L'exposant n_i∼ est l'ordre partiel de la réaction comparé à l'espèce i∼.

À noter que les ordres partiels ne sont pas obligatoirement égaux aux cœfficients stœchiométriques, ils ne sont même pas obligatoirement entiers ni positifs, ce peut être des nombres fractionnaires et même des nombres réels.

Si la loi de vitesse ne peut pas se mettre sous la forme d'un monôme avec les concentrations comme facteurs, on dit que la réaction n'admet pas d'ordre.

Cinétique d'une réaction élémentaire

Une réaction est dite élémentaire si les réactifs réagissent simultanément en un même point pour donner directement les produits sans former d'espèces intermédiaires. La vitesse de réaction dépend par conséquent de la probabilité de rencontre des réactifs par conséquent de la fréquence des chocs. Cette fréquence est proportionnelle à leur concentration. D'autre part, plus la température est élevée, plus les rencontres sont probables (agitation thermique) et plus l'énergie cinétique des réactifs au moment du choc est élevée ce qui sert à franchir la barrière d'activation, par conséquent la température a aussi un rôle important.

On nomme molécularité le nombre d'entités (molécules, ions) qui entrent simultanément en contact lors d'une réaction élémentaire. Les réactions élémentaires sont dites monomoléculaires, bimoléculaire ou trimoléculaire selon la valeur de leur molécularité (respectivement 1, 2 ou 3). Comme la probabilité que plus de 3 entités se trouvent simultanément en un même point est presque nulle, on considère qu'il n'existe pas de réaction élémentaire de molécularité supérieure à 3. (La probabilité de chocs triples étant elle-même particulièrement faible, l'existence de réactions élémentaires trimoléculaires est discutée).

Pour une réaction élémentaire, son ordre est égal à sa molécularité.

Par exemple pour une réaction élémentaire : A + B → C (bimoléculaire) La loi de vitesse prendrait la forme : v = \frac{-d[A]}{dt} = k \cdot [{\rm A}]\cdot [{\rm B}] d'ordre global 2 (ordre partiel 1 comparé à chaque réactif). Bien entendu, il est aussi envisageable de définir la vitesse sur les constituants B ou C.

k est le cœfficient de vitesse dépendant surtout de la température et peut-être d'autres facteurs physiques.


Mécanisme par stades

Aussi nommé séquence ouverte, les réactions se produisent dans un ordre donné, toujours le même, des réactifs aux produits.

Mécanisme en chaîne

Aussi nommé séquence fermée. Ici, un intermédiaire réactionnel (ou centre actif) est régénéré au bout d'un certain nombre d'étapes qui se reproduisent de manière cyclique. Ainsi le centre actif pourra faire réagir la plupart de réactifs. Le centre actif met en jeu des intermédiaires réactionnels qui pourront être calculable par le principe de Bodenstein.

Un exemple de mécanisme en chaîne droite est la substitution nucléophile de type 1.

Il arrive que la chaîne de réaction soit ramifiée (i. e. plusieurs centres actifs, comme dans les oxydations) et cela entraîne fréquemment des réactions explosives dues au multiplications des centre réactifs ainsi qu'à l'énergie dégagée lors des terminaisons.

La longueur de chaîne l est définie comme le nombre de cycles que peut effectuer en moyenne un radical à partir de sa formation avant d'être détruit.

 l = \frac{V_d}{V_f}

Les réactions composées

Au cours d'une transformation chimique, plusieurs réactions élémentaires peuvent avoir lieu simultanément ou successivement. On nomme réactions composées des ensembles de réactions élémentaires qui se combinent selon un des trois schémas simples suivants : série, opposé ou parallèle.

Réactions séries

Le ou les produit (s) d'une réaction peuvent eux-mêmes être les réactifs d'une autre réaction. Cela forme un dispositif de réactions dites séries.

Pour une réaction possédant plusieurs étapes, la vitesse globale de formation du produit final est déterminée par la vitesse de l'étape la plus lente.

Réactions opposées

Certaines réactions peuvent se produire dans les deux sens. On les nomme des réactions opposées. Dans ce cas, le dispositif évolue vers un état d'équilibre dynamique.

Du point de vue macroscopique, la réaction semble terminée puisque la composition du dispositif ne fluctue plus. Le taux d'avancement α est alors compris entre 0 et 1 et la réaction n'est pas totale. Mais du point de vue microscopique les réactions directes et inverses continuent de se produire avec des vitesses identiques.

Réactions parallèles

On nomme réactions parallèles des dispositifs de réactions différentes qui ont les mêmes réactifs mais des produits différents. La vitesse de transformation des réactifs est alors la somme des vitesses de chacune des réactions.

Les réactions complexes

Définition

Quand une réaction chimique se produit par la combinaison de plusieurs réactions élémentaires (trois au moins) qui ne correspondent pas à un des schémas des réactions composées, on dit qu'on a à faire à une réaction complexe.

Cinétique des réactions complexes

Une réaction complexe peut se décomposer en plusieurs réactions élémentaires. On nomme mécanisme de la réaction la totalité des réactions élémentaires mises en jeu. Ce mécanisme ne peut pas être observé directement, il forme par conséquent une hypothèse qui doit être confrontée à la totalité des observations qu'on peut faire sur le déroulement de la réaction. La loi de vitesse établie expérimentalement dépend du mécanisme par lequel la réaction a lieu. La cinétique est par conséquent une approche inévitable pour vérifier la validité des mécanismes réactionnels.

Cependant il peut arriver (mais cela est assez rare pour une réaction complexe) qu'on retrouve une loi de vitesse qui admette un ordre : v= k(T). \prod_i {C_i}ˆ{n_i}

comme cela a été précisé plus haut les ordres partiels ni ne sont pas obligatoirement égaux aux cœfficients stœchiométriques, ils ne sont même pas obligatoirement entiers ni positifs.

Exemple de mécanisme complexe : H2 + Br2 \to 2HBr

La réaction entre le dihydrogène gazeux et le dibrome gazeux est un excellent exemple de réaction complexe. Dans ce cas précis, la réaction fait intervenir deux intermédiaires radicalaires H. et Br. dans une réaction en chaîne. La loi de vitesse n'a pas la forme simple d'un monôme. On dit qu'elle n'admet pas d'ordre. Voir liens externes.

Bibliographie

Références

  1. IUPAC. Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry - the Green Book - Second Edition, Blackwell Sciences, (1993) page 55
    Traduction française : Manuel des symboles et de terminologie des grandeurs et des unités physicochimiques. Société Chimique de France. Supplément à L'actualité chimique, 1982, N°9

Notes

  1. Dans l'équation bilan, les cœfficients stœchiométriques sont positifs, alors que dans la définition de l'avancement de réaction, on affecte le signe - aux cœfficients des réactifs (qui disparaissent) , et le signe + aux cœfficients des produits (qui se forment)
  2. Quand il n'y a pas risque de confusion, on omet fréquemment le qualificatif «volumique».
  3. La pression partielle d'un constituant d'un mélange gazeux est égale à la pression, qui serait celle de ce constituant s'il était seul à occuper tout le volume du dispositif reconnu. Elle peut se calculer directement en utilisant l'équation état du gaz ou en multipliant la fraction molaire par la pression totale.
  4. On utilise fréquemment v∼ à la place de \dot p∼

Voir aussi

Liens externes

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