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360
~ t
= +
1
(développement voir réponse 19)
l /Z
2 X k X [C4H6]0
~ t
= +
l
= l 634 s
112
2 x 0 ,0306 L . mo1- 1 . ç 1 x 0,01 OO mol· L - 1
1 3. Soit la réaction à 56 °C : 2 N 2 0 5 (g) _, 4 N0 2 (g) + 0 2 (g)
l d[N 2 0 5
]
l d[N0 2
)
d[0 2
)
V = - -
= - - - - = - -
2
dt
4 dt
dt
a) Considérons le réactif (N 2 0 5 ) pour déterminer la vitesse moyenne de la réaction à 56 °C :
V =
1 t.[ Nz0 5 ] = 1 (0,0197 - 0,0388) mol · L1
_ 5
_ 1
_ 1
- -
= 2 65 · l 0 mol · L · s .
2
M
2
(600 - 240) s
'
Si le calcul est effectué à partir de 0 2 ou de N 2 , on trouve 2,67 · l o- 5 mol · L- 1 · ç 1
b) Si cette réaction est d'ordre l, l'équation cinétique sera la suivante : v = k · [N 2 0 5 )
c) Un catalyseur modifie le profil énergétique pour passer des réactifs aux produits et réduit l'énergie
d'activation. De cette façon, pour une même température, on augmente la proportion de molécules
(aire hachurée sous la courbe) qui ont l'énergie suffisante pour réagir :
Fraction de molécules
Ecinétlque
Ea avec catalyseur
Ea sa ns catalyseur
14. Soit la décomposition de l'ozone atmosphérique : 0 3 (g) -> 0 2 (g) + O(g)
a) Grâce aux unités de la constante cinétique, nous pouvons déterminer l'ordre de la réaction selon
l'équation cinétique v = k · [0 3 ]a
a sera égal à 2 .
b) Pour déterminer l'énergie d'activation (en kJ) de cette réaction, traçons le graphique suivant:
ln k = f(l ; n