Chap. 4. Cinétique
—^app Ln2/f|/2
=>Æapp = Ln2/(11,55)
=>Aapp = 6x 1°~2 s-1
On a donc C = C° • e~ 0 °6'.
3. Pour la deuxième expérience, on a, d’après le 1°) :
rapp = * [H2O2tf = 0,3 s->
On peut donc écrire le rapport des constantes de vitesse apparentes :
^apApp={^ • [H2O2]?}/{fc- [H2O2]f}
^A-'app/^app={[H2O2]7}/{[H2O2]f}
=>^app^app={(5xl0-4r}/{(10-4)«}
=> (0,3)/(0,06) = 5a
=> 5 = 5a
1 = a
L'ordre global de la réaction est donc :
a + b =1 + 1= 2
Calculons maintenant la constante de vitesse k; nous disposons de deux équations, d'après ce qui précède :
*app = MH2O2]f
ou *'app = £- [H2O2]',fl
=>^ = (^app)/[H2O2]7
ou Æ = (Æapp)/[H2O2]f
=>£ = 0,3/5 x 10~4
ou k = 0,06/10-4
k = 600 mol-1 • L • s-1.
4. Avec a = b — 1, la vitesse de la réaction s’écrit :
v = k- [H2O2] • [Fe4S42+]
On peut aussi écrire :
' - A’ ( ( avec Cet C les concentrations respectives des espèces réactives.
Dans 1 équation bilan, les coefficients stoechiométriques des réactifs sont égaux à
I unité : cela signifie que. pour une mole de Fe4S42+qui réagit, il disparaît
simultanément une mole de H2O2. Comme, de plus, les concentrations initiales
de ces composés sont identiques, on comprend que, pendant toute la réaction.