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se débarrassera plus rapidement d' une migraine en prenant une aspirine broyée
ou dissoute plutôt qu' une aspirine en comprimé.
En solution , l'agitation qui active le transport des réactifs à l'interface des deux phases
accélère aussi la réaction.
La concentration des réactifs
Considérons la réaction suivante en phase aqueuse à 25 °C :
La vitesse de la réaction peut être suivie soit en mesurant la disparition de Brü 3 - ou
de Br- en fonction du temps, soit en suivant l'apparition de Br 2 .
Si les résultats expérimentaux suivants sont obtenus :
Expériences
2
3
4
Bro 3 -
(mol . L- 1 )
0,10
0,20
0,10
0,20
Br(mol · L- 1 )
0,10
0, 10
0,30
0,10
H+
Vitesses
(mol· L- 1 )
initiales
(mol · L- 1 · s- 1 )
0,10
1,2 . 10- 3
0, 10
2,4. 1 o- 3
0,10
3,5 . 1 o-3
0 , 15
5,4. 1 o- 3
On voit, d'après ce tableau, que la vitesse de la réaction dépend des concentrations
initi ales mi ses en jeu pour les différents réactifs et qu'une réaction est d'autant plus rapide
que les concentrations initiales en réactif(s) sont élevées.
Les effets de solvant
La plupart des réactions chimiques ont lieu en solution et on constate que, dans certains
solvants, leur vitesse peut être considérablement augmentée. Ces effets de solvant sont
délicats à interpréter car ils dépendent à la fois de la nature du solvant mais aussi des
réactifs considérés.
Ainsi, d' une manière générale, en milieu polaire et ionique, les solvants interviennent
à la fois par leur constante diélectrique (exemple : si elle est élevée, la dissociation
ionique est faci litée) et par le pouvoir de solvatation des molécules et des ions formés
lors de la mise en solution. Dans le cas de réactions mettant en jeu des ions, on constate
que lorsque ceux-ci sont solvatés, ils sont entourés de molécules qui les « lestent » et
modifient leur champ électrique. D'autre part, par effet de cage, le solvant peut exercer
une barrière physique vis-à- vis de la diffusion des produits réactionnels, et ce d'autant
plus efficacement que le solvant est visqueux. Cet effet a également pour conséquence
de masquer la charge portée par l'ion et de diminuer les interactions de Coulomb (voir
chapitre 5).
À titre d'exemple, pour la réaction en milieu aqueux : C 2 H 5 I + N(C 2 H 5 ) 3 ~ [N(C 2 H 5 ) 4 ]+ 1315
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accélère aussi la réaction.
La concentration des réactifs
Considérons la réaction suivante en phase aqueuse à 25 °C :
La vitesse de la réaction peut être suivie soit en mesurant la disparition de Brü 3 - ou
de Br- en fonction du temps, soit en suivant l'apparition de Br 2 .
Si les résultats expérimentaux suivants sont obtenus :
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0,10
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On voit, d'après ce tableau, que la vitesse de la réaction dépend des concentrations
initi ales mi ses en jeu pour les différents réactifs et qu'une réaction est d'autant plus rapide
que les concentrations initiales en réactif(s) sont élevées.
Les effets de solvant
La plupart des réactions chimiques ont lieu en solution et on constate que, dans certains
solvants, leur vitesse peut être considérablement augmentée. Ces effets de solvant sont
délicats à interpréter car ils dépendent à la fois de la nature du solvant mais aussi des
réactifs considérés.
Ainsi, d' une manière générale, en milieu polaire et ionique, les solvants interviennent
à la fois par leur constante diélectrique (exemple : si elle est élevée, la dissociation
ionique est faci litée) et par le pouvoir de solvatation des molécules et des ions formés
lors de la mise en solution. Dans le cas de réactions mettant en jeu des ions, on constate
que lorsque ceux-ci sont solvatés, ils sont entourés de molécules qui les « lestent » et
modifient leur champ électrique. D'autre part, par effet de cage, le solvant peut exercer
une barrière physique vis-à- vis de la diffusion des produits réactionnels, et ce d'autant
plus efficacement que le solvant est visqueux. Cet effet a également pour conséquence
de masquer la charge portée par l'ion et de diminuer les interactions de Coulomb (voir
chapitre 5).
À titre d'exemple, pour la réaction en milieu aqueux : C 2 H 5 I + N(C 2 H 5 ) 3 ~ [N(C 2 H 5 ) 4 ]+ 1315