Fiche 28 • Facteurs cinétiques et constante de réaction
59
c Le facteur cinétique « température ». Une élévation de température accélère la réaction.
La température est un facteur extrêmement important en cinétique et les applications industrielles ou de la vie quotidienne sont nombreuses.
3. EN PRATIQUE…
c Étudions l’ordre de quelques réactions chimiques :
– La réaction d’oxydation des ions iodure par les ions peroxodisulfate peut s’écrire :
. L’expérience montre que la vitesse de réaction
s’exprime :
. Cette réaction admet donc un ordre global égal à 2. Les
ordres partiels sont tous les deux égaux à 1.
– On prendra comme autre exemple la réaction du monoxyde d’azote avec le dioxygène,
d’équation :
. La vitesse de réaction obéit à la relation :
. L’ordre global de cette réaction vaut 3. Parfois, les ordres partiels
par rapport aux réactifs sont donc égaux à leurs coefficients stœchiométriques.
c Cherchons à donner l’expression de l’énergie d’activation E a .
Considérons une réaction réalisée à deux températures différentes. L’expérience a permis de
déterminer le rapport des constantes de vitesses à ces températures : On note k 1 , la constante
de vitesse de la réaction à T 1 = 25 °C et k 2 , celle à T 2 = 50 °C. On donne,
.
D’après la loi d’Arrhenius,
(1)
Et
(2)
En faisant la différence de ces deux expressions (1) – (2), on obtient :
.
c’est-à-dire que
On trouve finalement :
kJ.mol –1 .
c Donnons un exemple concret du facteur température sur une réaction :
La liqueur de Fehling permet de mettre en évidence la famille des aldéhydes. Pour réaliser
le test sur l’éthanal
, on ajoute dans le même tube à essai quelques gouttes
de liqueur de Fehling. Sans chauffage, aucune réaction n’est observable rapidement. Il faut
chauffer le tube à essai pour accélérer cette réaction.
Blocage de réactions
Accélération de réactions
• Trempe (refroidissement brutal du système chimique)
• Conservation des aliments
• Contrôle de la température de certaines réactions
réalisées dans l’industrie.
• Déclenchement et accélération
de certaines réactions réalisées
dans l’industrie (estérification).
S 2 O 8 aq
( )
2−
2 I aq
( )
−
+
2 SO 4 aq
( )
2−
I 2 aq
( )
+
→
v
k S 2 O 8
2−
[
]
1 I −
[ ] 1
=
2 NO g
( )
O 2 g
( )
+
2 NO 2 g
( )
→
v
k NO
[
] 2 O 2
[ ] 1
=
k 1
k 2
---- -
2,0.10 −2
=
k
A e
−
E a
R×T
----------⎝
⎠
⎛
⎞
×
k 1
( )
ln
⇔
A
( )
ln
E a
RT 1
--------- -
–
=
=
k 2
( )
ln
A
( )
ln
E a
RT 2
--------- -
–
=
k 1
k 2
---- -
⎝ ⎠
⎛ ⎞
ln
E a
R
----T 1 T 2
–
T 1 T 2
×
----------------- -
×
=
E a
R
k 1
k 2
---- -
⎝ ⎠
⎛ ⎞
ln
×
T 1 T 2
×
T 1 T 2
–
----------------- -
×
=
E a
8,314
2,0.10 −2
(
)
ln
×
298 323
×
298 323
–
(
)
---------------------------×
125,2
=
=
CH 3 CHO aq
( )
(
)
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c Le facteur cinétique « température ». Une élévation de température accélère la réaction.
La température est un facteur extrêmement important en cinétique et les applications industrielles ou de la vie quotidienne sont nombreuses.
3. EN PRATIQUE…
c Étudions l’ordre de quelques réactions chimiques :
– La réaction d’oxydation des ions iodure par les ions peroxodisulfate peut s’écrire :
. L’expérience montre que la vitesse de réaction
s’exprime :
. Cette réaction admet donc un ordre global égal à 2. Les
ordres partiels sont tous les deux égaux à 1.
– On prendra comme autre exemple la réaction du monoxyde d’azote avec le dioxygène,
d’équation :
. La vitesse de réaction obéit à la relation :
. L’ordre global de cette réaction vaut 3. Parfois, les ordres partiels
par rapport aux réactifs sont donc égaux à leurs coefficients stœchiométriques.
c Cherchons à donner l’expression de l’énergie d’activation E a .
Considérons une réaction réalisée à deux températures différentes. L’expérience a permis de
déterminer le rapport des constantes de vitesses à ces températures : On note k 1 , la constante
de vitesse de la réaction à T 1 = 25 °C et k 2 , celle à T 2 = 50 °C. On donne,
.
D’après la loi d’Arrhenius,
(1)
Et
(2)
En faisant la différence de ces deux expressions (1) – (2), on obtient :
.
c’est-à-dire que
On trouve finalement :
kJ.mol –1 .
c Donnons un exemple concret du facteur température sur une réaction :
La liqueur de Fehling permet de mettre en évidence la famille des aldéhydes. Pour réaliser
le test sur l’éthanal
, on ajoute dans le même tube à essai quelques gouttes
de liqueur de Fehling. Sans chauffage, aucune réaction n’est observable rapidement. Il faut
chauffer le tube à essai pour accélérer cette réaction.
Blocage de réactions
Accélération de réactions
• Trempe (refroidissement brutal du système chimique)
• Conservation des aliments
• Contrôle de la température de certaines réactions
réalisées dans l’industrie.
• Déclenchement et accélération
de certaines réactions réalisées
dans l’industrie (estérification).
S 2 O 8 aq
( )
2−
2 I aq
( )
−
+
2 SO 4 aq
( )
2−
I 2 aq
( )
+
→
v
k S 2 O 8
2−
[
]
1 I −
[ ] 1
=
2 NO g
( )
O 2 g
( )
+
2 NO 2 g
( )
→
v
k NO
[
] 2 O 2
[ ] 1
=
k 1
k 2
---- -
2,0.10 −2
=
k
A e
−
E a
R×T
----------⎝
⎠
⎛
⎞
×
k 1
( )
ln
⇔
A
( )
ln
E a
RT 1
--------- -
–
=
=
k 2
( )
ln
A
( )
ln
E a
RT 2
--------- -
–
=
k 1
k 2
---- -
⎝ ⎠
⎛ ⎞
ln
E a
R
----T 1 T 2
–
T 1 T 2
×
----------------- -
×
=
E a
R
k 1
k 2
---- -
⎝ ⎠
⎛ ⎞
ln
×
T 1 T 2
×
T 1 T 2
–
----------------- -
×
=
E a
8,314
2,0.10 −2
(
)
ln
×
298 323
×
298 323
–
(
)
---------------------------×
125,2
=
=
CH 3 CHO aq
( )
(
)
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