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Cinétique Chimique
Cinétique simple
© E. Cavalli - UFR SMP - UFCBesançon, Pharmacie 1ère Année
1
Cinétique Chimique
Cinétique simple
© E. Cavalli - UFR SMP - UFC
2I - Introduction
A - Objet et intérêt de la cinétique chimique
3I - IntroductionB - De la thermodynamique à la cinétique
Thermodynamique : Description du système et des transformations qu’il subit Prévision du sens d’évolution
Cinétique chimique :Étude de la vitesse de la réactionDécomposition en étapes élémentaires
4II - Concepts fondamentauxA – Rappel : avancement de la réaction
I - Coefficients stoechiométriques : ννC = -2νO2
= -1νCO2
= +2II - Avancement : ξ
COOC 22 2 ↔+
νξ if nn −=
5II - Concepts fondamentauxB - Vitesse de réaction
1 – Définition
Vitesses de disparitionvA = d[A]/dt = -dξ/dtvB= d[B]/dt = -2.dξ/dt
dξ/dt = -vB/2 = -vA
Vitesses d’apparitionvC = d[C]/dt = 3.dξ/dtvD= d[D]/dt = dξ/dt
dξ/dt = vC/3 = vD
D+3C→2B+At dcba
t+dt d+dξc+3.dξb-2.dξa-dξ
2
2
6II - Concepts fondamentauxB - Vitesse de réaction
1 – Définition
Vitesse de réaction
D+3C→2B+At dcba
t+dt d+dξc+3.dξb-2.dξa-dξ
dtd[D]
dtd[C] .
31
dtd[B] .
21-
dtd[A]- ====
dtd v ξ
=
2
7II - Concepts fondamentauxB - Vitesse de réaction
1 – Définition
Vitesse de réaction
D+3C→2B+At dcba
t+dt d+dξc+3.dξb-2.dξa-dξ
dt
d[i] .1 iν
= dtd v ξ
=
8B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
9B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
10B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
11B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
12B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
3
13B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
14B - Vitesse de réaction2 – Détermination Graphique
©PCSM
15II - Concepts fondamentauxC - Lois de vitesse
On appelle « loi de vitesse » la relation entre la vitesse de réaction et les concentrations de toutes les substances présentes dans le milieu réactionnel, ainsi que tous les autres facteurs susceptibles d'avoir une influence sur la vitesse.
[ ] [ ],...),(v BAf=
16C - Lois de vitesseExemple 1
H2 + I2 ↔ 2HI
v = k.[H2].[I2]
Exemple 2H2 + Br2 ↔ 2HBr
[ ][ ][ ][ ]2
21
22
'.1
.v
BrHBrk
BrHk+
=
17II - Concepts fondamentauxD – Ordre de la réaction
1 - définition
k : cœfficient de vitessea : ordre de la réaction par rapport à l’espèce Ab : ordre de la réaction par rapport à l’espèce B…
a et b sont les ordres partiels de la réaction
n = a + b… : ordre global de la réaction
[ ] [ ] .....v ba BAk=
18D – Ordre de la réaction2 - Dimension du coefficient de vitesse k
Π[i]i : (Quantité/volume)n moln.L-n
v : (Quantité/Volume)/Temps mol.L-1.s-1
k : (Quantité/Volume)/Temps /(Quantité/Volume)n =(Quantité/Volume)1-n/Temps
Ln-1.mol1-n.s-1
[ ] [ ] ....vk ba BA
=
4
19D – Ordre de la réaction3 - Exemple
H2 + I2 ↔ 2HI
v = k.[H2].[I2]
Réaction d’ordre 1 par rapport aux espèces H2 et I2L’ordre global de la réaction est 2k : L.mol-1.s-1
20II - Concepts fondamentauxE – Dégénérescence de l'ordre
1 – définition
Si [B]~constante = b0
[ ] [ ] .....v ba BAk=
[ ] [ ] ......v ba BAk=
[ ] .... aobs Ak=
[ ] .....0
ab Abk=
Ordre : n
Ordre apparent : n-b
21E – Dégénérescence de l'ordre2 - Cas de dégénérescence de l'ordre
a - Un réactif est en grand excès par rapport aux autres.
Si un réactif est en grand excès par rapport aux autres, la quantité qui pourra disparaître par le jeu de la réaction sera faible par rapport à sa concentration initiale. En première approximation, sa concentration courante restera donc constante et égale à sa concentration initiale.
22E – Dégénérescence de l'ordre2 - Cas de dégénérescence de l'ordre
b - Un réactif est reformé au cours de la réaction.
Si un réactif est reformé au cours de la réaction, il est donc à la fois réactif et produit. En général on ne le fait pas figurer dans l'équation bilan. C’est le cas des réactions catalysées
23E – Dégénérescence de l'ordre2 - Cas de dégénérescence de l'ordre
c - La concentration d'un réactif est maintenue constante
La concentration d'un réactif actif peut être volontairement maintenue constante pour simplifier l'étude expérimentale par divers moyens.Par exemple : utilisation d’une solution tampon ([H+] ou [OH-])
24III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple A – Lois de vitesse intégrées
Les lois de vitesse sont des équations différentielles qu’il faut intégrer pour obtenir les concentration en fonction du temps
[ ] [ ] ...B.Ak.... dt
d[B] .1 dt
d[A] .1 vBA
ba====νν
5
25III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple B – Temps de demi-vie (période)
C’est le temps nécessaire pour que la concentration initiale soit divisée par 2
[ ] [ ]2
: 02
1
AAt =
26III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple C – Réaction d’ordre 0
1 – équation
k dt
d[A] .1 A
=ν
.k.dt d[A] Aν=
cte.k.t [A] A +=ν
27C – Réaction d’ordre 01 – équation
Si t=0 alors
cte.k.t [A] A +=ν
0A [A].k.t [A] +=ν
cte0 [A]0 +=
28C – Réaction d’ordre 01 – équation
Si la réaction est de la formeA + B +… → P
alors νA = -1
0[A]k.t [A] +−=
Temps
[A]
[A]0
Pente : -k
29C – Réaction d’ordre 02 – Temps de demi-vie
0[A]k.t [A] +−=0
0 [A]k.t 2
[A]2
1 +−=}
2[A]k.t 0
21 =
[ ] [ ]2
: 02
1
AAt =
2.k
[A]t 02
1 =
30C – Réaction d’ordre 02 – Temps de demi-vie
Temps
[A]
[A]0
2.k
[A]t 02
1 =
[A]0/2
[A]0/4
Les temps de demi-vie sontde plus en plus court
6
31III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple D – Réaction d’ordre 1
1 – équation
k.[A] dt
d[A] .1 A
=ν
.k.dt [A]d[A]
Aν=
cte.k.tln[A] A +=ν
32D – Réaction d’ordre 11 – équation
Si t=0 alors
cte.k.tln[A] A +=ν
0A ln[A].k.tln[A] +=ν
cte0ln[A] 0 +=
33D – Réaction d’ordre 11 – équation
Si la réaction est de la formeA + B +… → P
alors νA = -1
Temps
ln[A]
ln[A]0
Pente : -k
0ln[A] k.tln[A] +−=
34D – Réaction d’ordre 11 – équation
Autres présentations
k.t[A][A]ln
0
−= k.t0.[A][A] −=⇒ e
[A]
Temps
35D – Réaction d’ordre 12 – Temps de demi-vie
}[ ] [ ]2
: 02
1
AAt =
k.t[A][A]ln
0
−=2
10
0 k.t[A]
2[A]ln −=
21k.t
21ln −=
k2lnt
21 =
36D – Réaction d’ordre 12 – Temps de demi-vie
[A]0
[A]0/2
[A]0/4
k2lnt
21 =
Temps
Les temps de demi-vie sontconstants
7
37III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple E – Réaction d’ordre 2
2 cas peuvent se présenter :L'ordre est 2 par rapport à un réactif
L’ordre partiel est 1 pour deux réactifs
2
A
k.[A] dt
d[A] .1 =ν
k.[A].[B] dt
d[A] .1 A
=ν
38E – Réaction d’ordre 2a - L'ordre est 2 par rapport à un réactif
1 – équations
2
A
k.[A] dt
d[A] .1 =ν
.k.dt [A]d[A] A2 ν=
cte.k.t [A]1- A +=ν
39a - L'ordre est 2 par rapport àun réactif1 – équations
Si t=0 alors
cte.k.t [A]1- A +=ν
cte0 [A]
1- 0
+=
0A [A]
1.k.t [A]1 +−= ν
40a - L'ordre est 2 par rapport àun réactif1 – équations
Si la réaction est de la forme2A → P
alors νA = -2
Temps
1/[A]
1/[A]0 Pente : 2.k
0[A]1.k.t2
[A]1 +=
41a - L'ordre est 2 par rapport àun réactif1 – équations
Autre présentation
0[A]1.k.t2
[A]1 +=
0
0
2.k.t.[A]1[A] [A]
+=⇒
Temps
[A]
42a - L'ordre est 2 par rapport àun réactif2 – Temps de demi-vie
}[ ] [ ]2
: 02
1
AAt =
0[A]1.k.t2
[A]1 +=
021
0 [A]1.k.t2
[A]2 +=
21
0
.k.t2 [A]
1 =
.k.[A]2
1 t02
1 =
8
43a - L'ordre est 2 par rapport àun réactif2 – Temps de demi-vie
[A]0
[A]0/2
[A]0/4
Temps
.k.[A]2
1 t02
1 =
Les temps de demi-vie sontde plus en plus long
44E – Réaction d’ordre 2b - L’ordre partiel est 1 pour deux réactifs
1 – équations
On ne peut intégrer que si on connaît la relation entre [A] et [B]Si on se limite au cas A + B → P
[A] = [A]0 - ζ et [B] = [B]0 - ζ
k.[A].[B] dt
d[A] .1 A
=ν
451 – équationsα – Cas [A]0 = [B]0
[A] = [A]0 - ζ = [B]0 - ζ = [B]
Idem §III-E-a-1 mais νA = -1
2
A
k.[A]k.[A].[B] dt
d[A] .1 ==ν
0[A]1k.t
[A]1 +=
461 – équationsβ – Cas [A]0 ≠ [B]0
[A] = [A]0 - ζ et [B] = [B]0 - ζ
On montre que
( )( )ξξξ−−= 00 [B].[A]k.
dtd
[ ] [ ][ ] [ ] [ ] [ ]( ) tkAB
AABB
..ln 000
0 −=
47III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple F - Détermination de la loi de vitesse
1 – Méthode d’isolement ou de dégénérescence d’ordre
Tous les réactifs (y compris les catalyseurs) sauf un sont en large excèsOn fait varié la concentration du réactif qui n’est pas en excèsOn vérifie l’effet sur la vitesse de réaction
481 – Méthode d’isolement …Exemple
Si [B] et [C] constantes
On trace successivement : [A] vs t
P→C+2B+A
[ ]aobs Ak .v =
Temps
[A]
[A]0
Si c’est une droite : ordre 0 par rapport à A
9
491 – Méthode d’isolement …Exemple
Si [B] et [C] constantes
On trace successivement : ln[A] vs t
P→C+2B+A
[ ]aobs Ak .v =
Temps
ln[A]
ln[A]0
Si c’est une droite : ordre 1 par rapport à A
501 – Méthode d’isolement …Exemple
Si [B] et [C] constantes
On trace successivement : 1/[A] vs t
P→C+2B+A
[ ]aobs Ak .v =
Temps
1/[A]
1/[A]0
Si c’est une droite : ordre 2 par rapport à A
51III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple F - Détermination de la loi de vitesse
2 – Méthode des vitesses initialesOn mesure la vitesse en début de réaction pour différentes concentration initiales des réactifs
Exemple 2 N2O5 → 2 NO2 + O2
522 – Méthode des vitesses initiales
©PCSM
532 – Méthode des vitesses initiales
Pour vérifier la proportionnalité entre la vitesse initiale et la concentration initiale, on peut calculer la valeur de V0 / [ N2O5 ]0
7,507,497,477,487,50k.10+5 min -1.
7,505,994,482,991,50V0.10+6
mol.L-1.min -1.
0,100,080,060,040,02[N2O5] 0
54321Expériencen°
[ ]52.v ONkobs=
54III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple F - Détermination de la loi de vitesse
3 – Exemple de méthode de mesure
H2O2 (l) → H2O (l) + 1/2 O2 (g)
10
553 – Exemple de méthode de mesure
©PCSM
563 – Exemple de méthode de mesure
©PCSM
Calculs
1/2 O2 (g)+H2O (l)→H2O2 (l)t = 0 0/a
t 1/2.x/a-x
TRVP
a-n OOH .
..22
22= P
R.TxVO ⋅=22
573 – Exemple de méthode de mesureCalculs
//080inf.
9761.81-9.1861.02 10-478.7548
4880.90-8.4932.05 10-477.540
2440.45-7.7994.10 10-47532
1220.22-7.1078.20 10-47024
610.11-6.4131.64 10-36016
305.05-5.7203.28 10-3408
152.53-5.0276.56 10-300
1/(a-x)Ln(a-x)a-xV (cm3)Temps (min)
583 – Exemple de méthode de mesureReprésentations graphiques
0.00E+00
1.00E-03
2.00E-03
3.00E-03
4.00E-03
5.00E-03
6.00E-03
7.00E-03
0 10 20 30 40 50 60
Temps (min)
a-x (mol)
Ce n’est pas une cinétique d’ordre 0
593 – Exemple de méthode de mesureReprésentations graphiques
-10-9-8-7-6-5-4-3-2-10
0 10 20 30 40 50 60Temps (min)
Ln(a
-x) C’est une cinétique d’ordre 1
603 – Exemple de méthode de mesureReprésentations graphiques
0
2000
4000
6000
8000
10000
12000
0 10 20 30 40 50 60
Temps (min)
1/(a-x) (mol-1)
Ce n’est pas une cinétique d’ordre 2
11
61III - Approche formelle de lois de vitesse d'ordre simple G - Effet de la température sur les vitesses des réactions
La vitesse des réactions chimiques dépend fortement de la température. Les études expérimentales sont donc généralement conduites à température constante
62G - Effet de la température…1 - Loi d'Arrhénius
Ea est l'énergie d'activation de la réaction A est le facteur pré-exponentielR est la constante des gaz parfaits (8,314 J.mol-1.K-1)T la température en Kelvin
TREa
eAk ..−
=
63G - Effet de la température…1 - Loi d'Arrhénius
Note sur la théorie des collisions :Le facteur exponentiel représente la fraction des chocs qui se produisent entre les molécules avec une énergie supérieure à EaLe facteur pré-exponentiel est proportionnel à la fréquence des chocs entre molécules (d'où le nom de facteur de fréquence)
TREa
eAk ..−
=
641 - Loi d'Arrhéniusa - Influence de la valeur de l'énergie d'activation Ea sur la variation de k avec T
©PCSM
651 - Loi d'Arrhéniusb - Détermination de l'énergie d'activation et du facteur pré-exponentiel
2 couples de valeurs : (k1, T1) et (k2, T2)
TREAk a
.lnln −=⇒TR
Ea
eAk ..−
=
11 .
lnlnTR
EAk a−=
22 .
lnlnTR
EAk a−= }
−−=⇒
212
1 11lnTTR
Ekk a
661 - Loi d'Arrhéniusb - Détermination de l'énergie d'activation et du facteur pré-exponentiel
−−=
212
1 11lnTTR
Ekk a
2
1
21
ln11 k
k
TT
REa ⋅
−
−=⇒
1.
1
TRE a
e
kA−
=⇒
12
671 - Loi d'Arrhéniusc - Utilisation de la relation d'Arrhénius
2HI → H2 + I2 Ea = 263 000 J.mol-1.K-1
A = 4,13 10+13 L.mol-1.s-1
k pour T = 1050 K ?
.sL.mol 25,3.10.13,4.
11-
1050*315,810.263
13.
3
−
−−
=== eeAk TR
Ea
68G - Effet de la température…2 - Théorie du complexe activé
Étape intermédiaire
D+CB+A
AB*B+A
D+CAB*
D+CAB*B+A
692 - Théorie du complexe activéDiagramme énergétique
702 - Théorie du complexe activéExemple : SN2
©PCSM
71IV - MécanismesA - Réactions élémentaires
1 - Points de vue microscopique et macroscopique
À l'échelle des molécules la réaction se traduit par la rupture de certaines liaisons et l'établissement d'autres liaisons chimiques
point de vue microscopique
Loi de vitesse et ordre de réaction sont établies àpartir des variations des quantités de réactifs ou de produits observées au cours du temps
point de vue macroscopique
72A - Réactions élémentaires2 - Réaction élémentaire
C’est une réaction qui, au niveau microscopique, ne peut pas être décomposée en réactions plus simples
Une réaction élémentaire se déroule donc par interaction directe des réactifs se produisant en une seule étape
+
13
73A - Réactions élémentaires…3 – Molécularité
C’est le nombre d'entités chimiques (molécules, ions, radicaux) qui participent à une réaction élémentaire Exemples
Molécularité = 1.La réaction est dite monomoléculaire
74A - Réactions élémentaires…3 – Molécularité
C’est le nombre d'entités chimiques (molécules, ions, radicaux) qui participent à une réaction élémentaire Exemples
Molécularité = 2La réaction est dite bimoléculaire
75A - Réactions élémentaires…4 – Ordre et molécularité
De manière générale : dans le cas d'une réaction élémentaire, l'ordre global est égal au nombre de molécules qui entrent en contact (molécularité). De plus, les ordres partiels sont égaux au nombre de molécules de chaque espèce qui interviennent dans l'acte réactionnel
[ ]Cyclobutk.v =
76A - Réactions élémentaires…4 – Ordre et molécularité
De manière générale : dans le cas d'une réaction élémentaire, l'ordre global est égal au nombre de molécules qui entrent en contact (molécularité). De plus, les ordres partiels sont égaux au nombre de molécules de chaque espèce qui interviennent dans l'acte réactionnel
[ ]2.v diènebutk −=
77A - Réactions élémentaires…5 – Réactions complexes
La réaction ne peut pas être une réaction élémentaire si :
Plus de trois particules interviennent dans l’équationMnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H3O+ ↔ Mn2+ + 5 Fe3+ + 12 H2O
La réaction n'admet pas d'ordre simple et obéit à une loi de vitesse compliquée
H2 + Br2 ↔ 2HBr
[ ][ ][ ][ ]2
21
22
'.1
.v
BrHBrk
BrHk+
=
78A - Réactions élémentaires…5 – Réactions complexes
La réaction ne peut pas être une réaction élémentaire si :
La réaction admet un ordre simple, mais celui ci ne correspond pas à sa stoechiométrie
2 N2O5 ↔ 4 NO2 + O2
[ ]52v ONk=
Reste le cas de réactions qui obéissent à un ordre simple égal à leur molécularitéIl se peut que la réaction soit une réaction élémentaire :
mais cela n'est pas certain pour autant !
14
79IV - MécanismesB – Mécanisme
C’est l'ensemble des réactions élémentaires qui rendent compte convenablement du déroulement d'une réaction
Il doit traduire correctement la stoechiométrie de la réaction et être compatible avec la loi de vitesse déterminée expérimentalement
80B – MécanismeÉtablissement d'un mécanisme réactionnel
Il n'y a pas de méthode ou procédure à suivre à la lettre pour aboutir à une hypothèse de mécanisme. On peut seulement indiquer ici quelques règles et principes utiles.
La première règle est absolue : le mécanisme proposé doit être conforme àl'ensemble des observations disponibles
81B – MécanismeÉtablissement d'un mécanisme réactionnel
Les autres règles ou principes ne sont que des guides.
Principe d'économie.On cherchera prioritairement le mécanisme le plus simple, c'est à dire celui qui comporte le moins d'étape élémentaires
82B – MécanismeÉtablissement d'un mécanisme réactionnel
Principe de simplicité des processus élémentaires.Autant que possible, on invoquera des étapes élémentaires les plus simples possibles.
Principe du moindre changement de structure.Dans chaque étape, on considèrera prioritairement des transformations qui impliquent un minimum de transformation dans les structures chimiques.
83B – MécanismeÉtablissement d'un mécanisme réactionnel
Principe de réversibilité microscopique.Au niveau microscopique, chaque étape élémentaire doit pouvoir se dérouler dans les deux sens.
84V - Réactions composéesA – introduction
On distingue trois classes de réactions composées :
les réactions opposées
les réactions en séries
les réactions parallèles
15
85V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
1 – lois de vitesse
[ ] [ ]Akdt
AdvBA 11 =−
=→
[ ] [ ]BkdtAdvAB 11 −− ==→
BA ←[ ] [ ] [ ]BkAkvv
dtAdv 1111 −− −=−=
−=
86V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
2 – Équilibre
BA ←
[ ] [ ] [ ] 011 =−=
−
− eqeqeq
BkAkdt
Ad
[ ] [ ]eqeq BkAk 11 −=
[ ][ ]eq
eq
AB
kk
=−1
1 K=
87V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
3 – loi de vitesse intégrée [ ] [ ] [ ]BkAk
dtAd
11 −−=−
B0+xA0-xt
B0A0t=0
BA
[ ] ( ) ( )xBkxAkdtdx
dtAd
+−−==−
− 0101
88V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
3 – loi de vitesse intégrée
[ ] ( )110101 ... −− +−−==− kkxBkAk
dtdx
dtAd
[ ] ( ) ( )xBkxAkdtdx
dtAd
+−−==−
− 0101
[ ] ( ) ( )
−
+−
+==−
−
−− x
kkBkAkkk
dtdx
dtAd
11
010111
...
89V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
3 – loi de vitesse intégrée
soit
et
[ ] ( ) ( )
−
+−
+==−
−
−− x
kkBkAkkk
dtdx
dtAd
11
010111
...
( )11 −+= kkkobs ( )11
0101 ..
−
−∞ +
−=
kkBkAkX
( )xXkdtdx
obs −= ∞.
90V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
3 – loi de vitesse intégrée
c’est l’équation d’une cinétique du 1er ordre
( )xXkdtdx
obs −= ∞.
( ) dtkxX
dxobs .=
−∞
( ) ∞∞ −=−− XtkxX obs ln.ln tkxX
Xobs .ln =
−⇒
∞
∞
16
91V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
3 – loi de vitesse intégrée
tkxX
Xobs .ln =
−∞
∞ ( )tkobseXx .1 −∞ −=⇒
[ ] ( )tkobseXAxAA .00 1 −
∞ −−=−=⇒
[ ] ( )( )( )tkke
kkBkAkAA .
11
01010
111..−+−
−
− −+−
−=⇒
92V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
4 – Concentrations à l’équilibre
à t = ∞ exp(-kobs.t) = 0
donc [A]eq = A0 - X∞
[ ] ( )tkobseXAA .0 1 −
∞ −−=
[ ] ( ) ( )11
0101
11
01010
....−
−−
−
−
++
=+−
−=⇒kk
BkAkkk
BkAkAA eq
93V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
4 – Concentrations à l’équilibre comme [B]eq = B0 + X∞
[ ] ( ) ( )11
0101
11
01010
....−−
−
++
=+−
+=⇒kk
BkAkkk
BkAkBB eq
[ ][ ]
( )
( )11
0101
11
0101
..
..
−
−−
−
++++
=⇒
kkBkAk
kkBkAk
AB
eq
eq
1
1
−
=kk( )
( )001
001
..
BAkBAk
++
=−
94V - Réactions composéesB – Les réactions opposées
5 – Représentations graphiquesExemple : k1 = 0,6 s-1 et k-1 = 0,2 s-1
[A][A]
[B][B]
Con
cent
ratio
n
Temps
A0
[B][B]eqeq
[A][A]eqeq
95B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
96B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
17
97B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
98B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
99B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
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100B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
101B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
102B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
18
103B – Les réactions opposées5 – Représentations graphiques
©PCSM
104B – Les réactions opposées6 – Traitement des données expérimentales
Exemple
1,050,45121,080,4218
0,970,5380,730,7740,461,0420,001,500
[B](M)
[A](M)
Temps(min)
105B – Les réactions opposées6 – Traitement des données expérimentales
[A][A]
[B][B]
Con
cent
ratio
n
Temps
1,5 M
20 min
106B – Les réactions opposées6 – Traitement des données expérimentales
Exemple
1,081,050,970,730,460,00
[B](M)
0,0110,45120,0020,4218
0,0330,5380,0990,7740,1731,042
1,500
v(M.min-1)
[A](M)
Temps(min)
107B – Les réactions opposées6 – Traitement des données expérimentales
Exemple
[ ] [ ]BkAkv 11 −−=
[ ][ ][ ]ABkk
Av
11 −−=⇒
108B – Les réactions opposées6 – Traitement des données expérimentales
Exemple v/[A]
[B]/[A]
0,20
0,10
1,00 2,00 3,00
y = - 0,076.x + 0,2 [ ][ ][ ]ABkk
Av
11 −−=
k1 = 0,2 min-1
k-1 = 0,076 min-1