Td c1 : vitesse d’une reaction chimique





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date de publication22.12.2016
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Cinétique chimique

TD C1 : VITESSE D’UNE REACTION CHIMIQUE

But du chapitre


Etudier l’évolution macroscopique de systèmes fermés sièges d’une seule réaction chimique. Analyser quantitativement le rôle des différents facteurs cinétiques déjà rencontrés en terminale : concentrations des réactifs, température …

Plan prévisionnel du chapitre


TD C1 : VITESSE D’UNE REACTION CHIMIQUE

But du chapitre

Plan prévisionnel du chapitre

Savoirs et savoir-faire

Erreurs à éviter/ conseils :

Attention aux unités des grandeurs physiques employées : en manométrie l'unité légale de pression est le Pascal (Pa). Pour éviter de se perdre dans les changements d'unités, il est intéressant d'écrire des rapports de grandeurs afin d'obtenir des termes adimensionnés ; par exemple écrire P/Po permet d'utiliser n'importe quelle unité à condition de garder la même pour P et P0. Si cela n'est pas possible, il faut veiller à utiliser les unités fondamentales du système international. Par exemple : PV = nRT; pression P en Pa ; volume V en m3 ; quantité de matière n en mol ; température T en K ; R = 8,314 J.mol-1.K-1. De même dans la loi d'Arrhénius la température est en Kelvin.

Pour éviter des conversions, exprimer les constantes de vitesse et les temps de demi-réaction dans les unités de l'énoncé. Noter que l'unité de la constante de vitesse dépend de l'ordre de la réaction (par exemple : ordre 1 => k en s-1 ; ordre 2 => k en mol-1.L.s-1 (pas SI). Inversement, si l'énoncé précise l'unité de la constante de vitesse, on connaît l'ordre de la réaction. Mais une vitesse a toujours comme unité : mol.L-1.s-1 (pas S.I).

II est conseillé de travailler avec des avancements dont la dimension est la même que celle de la grandeur physique utilisée pour décrire les conditions initiales (quantité de matière : avancement en mole; concentration : avancement en mol.L-1).

II ne faut pas oublier le coefficient stœchiométrique dans l'intégration de la loi de vitesse.

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Activités d’introduction

Applications du cours

Exercices



Savoirs et savoir-faire


Ce qu’il faut savoir :

  • Définir les termes suivants : vitesse d’une réaction ; vitesse d’apparition d’un produit ; vitesse de disparition d’un réactif ; facteur cinétique ; ordre global ; ordre partiel ; ordre initial / ordre courant ; catalyseur ; dégénérescence de l’ordre ; temps de demi-réaction.

  • Exprimer la vitesse d’une réaction comme dérivée des concentrations des réactifs/produits.

  • Trouver l’unité d’une constante de vitesse connaissant l’ordre global.

  • Enoncer la loi d’Arrhénius, nommer et donner les unités des différents termes.

  • Présenter les méthodes de détermination des ordres (différentielle/intégrale, simplification des lois de vitesse avec la dégénérescence de l’ordre ou un mélange initial stœchiométrique).

  • Présenter la méthode de détermination de l’énergie d’activation d’une réaction.

  • Présenter des techniques physico-chimiques (principe, loi fondamentale, mise en œuvre) de détermination de concentration en solution : spectrophotométrie, conductimétrie. Cette compétence sera étudiée en travaux pratiques.


Ce qu’il faut savoir faire :

  • Déterminer la loi d’évolution temporelle d’une concentration en réactif et l’expression du temps de demi-réaction pour une réaction d’ordre 0, 1 ou 2. Méthode graphique de validation de l’ordre supposé.

  • Déterminer une énergie d’activation.

  • Exprimer une loi de vitesse à partir de la pression ou de l’absorbance.

  • Déterminer une constante de vitesse, un ordre partiel, un temps de demi-réaction.

  • Faire une régression linéaire avec la calculatrice.

Erreurs à éviter/ conseils :

  • Attention aux unités des grandeurs physiques employées : en manométrie l'unité légale de pression est le Pascal (Pa). Pour éviter de se perdre dans les changements d'unités, il est intéressant d'écrire des rapports de grandeurs afin d'obtenir des termes adimensionnés ; par exemple écrire P/Po permet d'utiliser n'importe quelle unité à condition de garder la même pour P et P0. Si cela n'est pas possible, il faut veiller à utiliser les unités fondamentales du système international. Par exemple : PV = nRT; pression P en Pa ; volume V en m3 ; quantité de matière n en mol ; température T en K ; R = 8,314 J.mol-1.K-1. De même dans la loi d'Arrhénius la température est en Kelvin.

  • Pour éviter des conversions, exprimer les constantes de vitesse et les temps de demi-réaction dans les unités de l'énoncé. Noter que l'unité de la constante de vitesse dépend de l'ordre de la réaction (par exemple : ordre 1 => k en s-1 ; ordre 2 => k en mol-1.L.s-1 (pas SI). Inversement, si l'énoncé précise l'unité de la constante de vitesse, on connaît l'ordre de la réaction. Mais une vitesse a toujours comme unité : mol.L-1.s-1 (pas S.I).

  • II est conseillé de travailler avec des avancements dont la dimension est la même que celle de la grandeur physique utilisée pour décrire les conditions initiales (quantité de matière : avancement en mole; concentration : avancement en mol.L-1).

  • II ne faut pas oublier le coefficient stœchiométrique dans l'intégration de la loi de vitesse.

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Lorsque vous avez étudié votre cours, vous devez pouvoir répondre rapidement aux questions suivantes :

  • À partir d'une réaction modèle (la combustion du propane) et de concentrations initiales, définir l'avancement d'une réaction puis le taux de conversion par rapport à un réactif. Dans quels cas est-il intéressant de définir un taux de conversion ?

  • Préciser les relations qui existent entre la pression partielle d'un constituant, sa concentration, sa fraction molaire et la pression totale, pour un système fermé en phase gazeuse considéré comme un mélange idéal de gaz parfaits.

  • Comment est-il possible de déterminer graphiquement la vitesse globale d'une réaction à un instant t0 ?

  • Rappeler la définition des expressions suivantes : constante de vitesse, ordre global et ordre partiel. Existe-t-il des réactions sans ordre ?

  • Quelle loi permet de préciser l'influence de la température sur la cinétique d'une réaction ? Proposer une méthode de détermination graphique permettant de calculer les grandeurs introduites dans cette loi.

  • On étudie la réaction : 2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g). Connaissant l'évolution de la concentration du réactif en fonction du temps, proposer une méthode graphique pour déterminer si l'ordre de la réaction est 0, 1 ou 2. Préciser la dépendance du temps de demi-réaction en fonction de la concentration initiale.

  • Quel est le principe (et l'intérêt) de la méthode de dégénérescence de l'ordre ?

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Des exercices interactifs sont proposés à l’adresse : http://www.uel.education.fr/consultation/reference/chimie/cinet/sevaluer/c_2/eval.htm.

Activités d’introduction


Activité 1 : réaction d’ordre nul

L’halogénation des cétones admet un ordre partiel nul en dihalogène.

C3H6O (g) + Br2 (g) → C3H5OBr (g) + HBr (g)

En travaillant avec un excès de cétone, il y a dégénérescence de l’ordre par rapport à la cétone et on peut exprimer la vitesse volumique de réaction sous la forme :

v = kapp.[Br2]0 = kapp

1°) Quelle est l’unité de kapp ?

2°) Exprimer v en fonction de . En déduire une relation entre kapp et .

3°) Exprimer [Br2] en fonction de t. On notera [Br2]0 la concentration initiale en Br2.

4°) Tracer la courbe qui représente l’évolution de [Br2] en fonction du temps.

5°) Exprimer la valeur de [Br2]t1/2 quant t = t1/2 en fonction de [Br2]0.

6°) Exprimer t1/2 en fonction de [Br2]0 et kapp.

Activité 2 : réaction d’ordre 1

On considère la réaction de décomposition de N2O5 :

N2O5 (g) → 2 NO2 (g) + (1/2) O2 (g)

Cette réaction admet un ordre partiel de 1 par rapport à N2O: v = k.[N2O5]
1°) Quelle est l’unité de k ?

2°) Exprimer v en fonction de . En déduire l’équation différentielle liant k, [N2O5] et .

3°) Déduire de la question précédente, une relation liant [N2O5], k, t et [N2O5]0.

4°) Représenter l’évolution de [N2O5] en fonction du temps.

5°) Exprimer t1/2 en fonction de k. Le temps de demi-réaction t1/2 dépend-t-il de [N2O5]?

Activité 3 : réaction d’ordre 2

On considère la réaction 2 NO2 (g) → 2 NO (g) + O2 (g)

Cette réaction admet un ordre de 2 par rapport à NO: v = k.[NO2]2
1°) Quelle est l’unité de k ?

2°) Exprimer v en fonction de . En déduire l’équation différentielle liant k, [NO2] et .

3°) Déduire de la question précédente, une relation liant [NO2], k, t et [NO2]0

4°) Représenter l’évolution de 1/[NO2] en fonction du temps.

5°) Exprimer t1/2 en fonction de k et [NO2]0.

Activité 4 : réaction d’ordre 2

On considère la réaction H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)

Cette réaction admet un ordre de 1 par rapport à H2 et I2 : v = k.[H2].[I2]
1°) Quelle est l’unité de k ?

On nomme x l’avancement volumique de la réaction à un instant t.

2°) Exprimer [H2] et [I2] en fonction de x.

3°) Que remarque-t-on si [H2]0 = [I2]0 ?

4°) Dans le cas où [H2]0 est différent de [I2]0

a) Exprimer en fonction de k, x, [H2]0, [I2]0.

b) Montrer que la relation précédente peut s’écrire sous la forme :

c) La méthode de décomposition en éléments simples permet d’écrire que



Exprimer a et b en fonction de [H2]0 et [I2]0 et montrer que :



d) Montrer que

e) Si [H2]0 > [I2]0, quel est le réactif limitant ? Montrer que

t1/2 =

Applications du cours


Application 1 : Diverses vitesses

Au cours de la réaction : 2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g), la vitesse de disparition de N2O5 vaut, à un instant donné, 2,0.10-2 mol.L-1.s-1 ; en déduire la vitesse globale de la réaction ainsi que les vitesses d’apparition des deux produits.

Application 2 : Diverses lois de vitesse

Dans chacun des cas suivant, donner les ordres partiels associés à chacun des réactifs :

CO (g)+ Cl2 (g)→ COCl2 (g) v1 = k1.[CO].[Cl2]3/2

2 NO (g) + 2 H2 (g)→ 2 H2O (g) + N2 (g) v2 = k2.[NO]2[H2]2

(CH3)3CCl (aq)+ HO- (aq) → (CH3)3COH (aq) + Cl- (aq) v3 = k.[(CH3)3CCl]

HCO2C2H5 (aq) + H2O (l) → HCO2H (aq) + C2H5OH (aq) v4 = k4.[HCO2C2H5].[HCO2H]
Application 3 : Diverses lois de vitesse

Considérons la réaction : A (aq) + B (aq) → C (aq). À partir des lois de vitesse obtenues par l'étude expérimentale, préci­ser si cette réaction admet un ordre courant ou non ?

  1. v = k.[A]

  2. v = k.[A].[C]

  3. v = k.[A].[B]

  4. v = k.[A].[B]2.[H+]

  5. v =


Application 4 : Déterminer un ordre par la méthode différentielle

On admet que la réaction de décomposition du pentaoxyde de diazote N2O5 d’équation :

N2O5 (g) → N2O4 (g) + (1/2) O2 (g)

admet un ordre. Déterminer cet ordre.

On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :

[N2O5] (10-4 mol.L-1)

2,00

4,00

6,00

8,00

10,0

v ( 10-8 mol.L-1.s-1)

0,680

1,36

2,04

2,72

3,40


Application 5 : Déterminer un ordre par la méthode intégrale

On admet que la réaction de décomposition du pentaoxyde de diazote N2O5 d’équation :

N2O5 (g) → N2O4 (g) + (1/2) O2 (g)

admet un ordre. Déterminer cet ordre.

On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :

t (min)

0

60

120

180

240

[N2O5] (10-4 mol.L-1)

10,0

8,75

7,66

6,71

5,87


Application 6 : Déterminer un ordre par la méthode des temps de demi-réaction

On admet que la réaction de décomposition du dioxyde d’azote NO2 d’équation :

NO2 (g) → NO (g) + (1/2) O2 (g)

admet un ordre. Déterminer cet ordre.

On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :

[NO2]0 (10-3 mol.L-1)

2,0

5,0

8,0

12

15

t1/2 (s)

480

190

120

81

64


Application 7 : Déterminer un ordre par la méthode vitesses initiales

On considère la réaction de substitution de l’iodoéthane par les ions hydroxyde d’équation :

C2H5I (aq) + HO- (aq) → C2H5OH (aq) + I- (aq)

La vitesse initiale s’écrit v0 = k.[C2H5I]0p.[OH-]0q. Déterminer p et q.

On a obtenu à 298 K, les résultats suivants :

Expérience

1

2

3

[C2H5I]0 (10-3 mol.L-1)

1,0

1,0

2,0

[HO-]0 (10-3 mol.L-1)

1,0

5,0

5,0

v ( 10-7 mol.L-1.min-1)

0,90

4,5

9,0


Application 8 : Déterminer une énergie d’activation

La constante de vitesse de la réaction du dioxyde d'azote avec le monoxyde de carbone gazeux, d'équation: NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) est déterminée à différentes températures.

T (K)

600

650

700

750

800

k (L.mol-1.s-1)

0,028

0,22

1,3

6,0

23

Déterminer l'énergie d'activation de la réaction, supposée indépendante de la température.

Calculer la constante de vitesse de la réaction à 685 K.

Exercices


Exercice 1  : dismutation des ions bromate

La réaction d'équation 3 BrO- (aq) → BrO3- (aq) + 2 Br- (aq) a une constante de vitesse égale à 5,61.10-2 mol.L-1.s-1 à 25 °C. On suppose que cette réaction admet un ordre.

1°) Quel est l'ordre de la réaction par rapport aux ions hypobromite BrO- ?

2°) On part d'une solution contenant les ions BrO- à la concentration 5,0.10-2 mol.L-1.

a) Calculer le temps de demi-réaction.

b) Déterminer la composition du mélange réactionnel à la date t = 3 min.

c) À quelle date 75 % des ions hypobromite auront-ils été consommés ?

Exercice 2  : Dégradation du β-D glucopyranoside

La dégradation du méthyl β-D glucopyranoside (noté G) en milieu basique en présence de dioxygène suit une loi de vitesse de la forme : v = = A[G]α[O2]β[OH-]γ .

On réalise une expérience à 120 °C en maintenant la concentration en dioxygène dans la solution constante, en faisant barboter du dioxygène à une pression de 3 bars avec les conditions initiales suivantes : [G]0= 1,0.10-2 mol.L-1 et [OH-]0 = 1,25 mol.L-1.

On détermine la vitesse de réaction et la concentration en G à différentes dates. Les résultats sont indiqués dans le tableau ci-dessous.

103.[G](mol-L-1)

10,0

9,25

8,75

8,27

7,75

7,16

6,49

5,98

103.v(mol.L-1.h-1)

9,62

9,28

8,74

8,34

7,76

7,22

6,64

5,82

1°) Comment peut-on déterminer la vitesse de réaction à la date t, si l'on dispose de la courbe [G] = f(t) ?

2°) Déterminer l'ordre de la réaction par rapport à G.

Exercice 3  : Décomposition thermique de l’éthanal

La décomposition thermique de l'éthanal fournit du méthane et du monoxyde de carbone selon la réaction totale suivante, en phase gazeuse : CH3CHO (g)  CH4 (g) + CO (g) Afin d'étudier la cinétique de cette décomposition, on introduit initialement de l'éthanal pur dans un réacteur de volume constant V = 82,0 L. La température du milieu réactionnel est maintenue à 477 °C. L'évolution de la décomposition est suivie par mesure de la pression totale du mélange gazeux en fonction du temps. On obtient les résultats suivants :

r (min)

0

4

9

14

20

26,5

34

P(hPa)

283

297

312

326

340

354

368

1°) Calculer la quantité de matière d'éthanal présente initialement.

2°) Déterminer la pression totale finale P ?

3°) Montrer que la pression partielle de l'éthanal Péth à la date t s'écrit en fonction de la pression
initiale P0, et de la pression totale P à la date t selon : Péth = 2P0 - P.

4°) On souhaite vérifier que la réaction est d'ordre 2. On note k la constante de vitesse de la
réaction. Écrire la loi de vitesse relative à la concentration en éthanal, puis à la pression
partielle en éthanal Péth.

5°) Intégrer cette loi de vitesse et en déduire une relation entre P (pression totale à la date t), P0, R (constante des gaz parfaits) et T.

6°) Vérifier que la réaction est bien d'ordre 2. Déterminer la valeur de sa constante de vitesse k. Les gaz sont supposés parfaits, la constante des gaz parfaits vaut R = 8,314 J.K-l.mol-1.

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