P
Exercice 8.1
Étude de l’activation de réactions modèles
1. Unités utilisées
Au cours de toutes les applications qui suivent, nous utiliserons la constante des gaz
parfaits R = 8,314 J • mol"' • K“' (8,314 • 10"^ kJ • mol"' • K"').
L’énergie d’activation
est exprimée en kJ • mol“'. La vitesse de réaction v = d[A]/dr
est exprimée en mol • (volume)"' • s"', généralement en mol • L"' • s"'.
La constante de vitesse k (appelée aussi coefficient de vitesse) est exprimée dans des
unités variables, dépendant de l’ordre de la réaction.
Par exemple, si d[A]/dr = k[A], k est en s"'. Si d[A]/dr = /:[A]^ nous avons en termes
d’unités : mol • L"' • s"' = k{mo\ • L"')^ d’où k exprimé en mol"' • L • s"'.
a La plupart des réactions chimiques usuelles ayant lieu en présence d’un solvant, la
température de réaction est limitée en pratique à un domaine allant de 193 K (- 80 °C)
à environ 373 K (100 °C). Les réactions biologiques ont généralement lieu à la température fixe de l’organisme (environ 310 K).
2. L’énergie d’activation : ordres de grandeur
Les réactions usuelles ont une énergie d’activation allant de 0 à 300 kJ • mol"'. À température fixe, une réaction est d’autant plus rapide que son énergie d’activation est faible.
• Les réactions de combinaison ou de propagation des radicaux du type R + R
ont une énergie d’activation nulle ou très faible : elles sont donc très rapides, voire
explosives.
• Les réactions du type radical + molécule ont une énergie d’activation faible, de
l’ordre de 5 à 20 kJ moi"’ .
• Les réactions du type molécule -i- molécule sont plus lentes, avec des énergies supérieures à 60 kJ mob’ .
T3
O
c
U
û
1—H
O
Г М
©
X I
ai
>•
Q.
O
U
D
Exercice 8.5
Ш Rôle de la température
Prenons une réaction dont l’énergie d’activation selon Arrhenius est de 20 kJ • mol"' et
comparons les vitesses de réaction à 193 et 300 K. Nous avons :
^300^^193 ~ ^
^ 300)/(A ■ exp(-E^/R x 193))
Il reste après division :
= e x p [-E /R ( 1/300 - 1/193)] = exp(20 000 x 1,848 • 10"V8,314)
d ’où /Сз(^//:,цз= 85,24.
La réaction est 85 fois plus rapide à 300 K qu’à 193 K. Nous constatons également qu’il
est possible de ralentir les réactions très rapides en baissant la température.
360
Exercice 8.1
Étude de l’activation de réactions modèles
1. Unités utilisées
Au cours de toutes les applications qui suivent, nous utiliserons la constante des gaz
parfaits R = 8,314 J • mol"' • K“' (8,314 • 10"^ kJ • mol"' • K"').
L’énergie d’activation
est exprimée en kJ • mol“'. La vitesse de réaction v = d[A]/dr
est exprimée en mol • (volume)"' • s"', généralement en mol • L"' • s"'.
La constante de vitesse k (appelée aussi coefficient de vitesse) est exprimée dans des
unités variables, dépendant de l’ordre de la réaction.
Par exemple, si d[A]/dr = k[A], k est en s"'. Si d[A]/dr = /:[A]^ nous avons en termes
d’unités : mol • L"' • s"' = k{mo\ • L"')^ d’où k exprimé en mol"' • L • s"'.
a La plupart des réactions chimiques usuelles ayant lieu en présence d’un solvant, la
température de réaction est limitée en pratique à un domaine allant de 193 K (- 80 °C)
à environ 373 K (100 °C). Les réactions biologiques ont généralement lieu à la température fixe de l’organisme (environ 310 K).
2. L’énergie d’activation : ordres de grandeur
Les réactions usuelles ont une énergie d’activation allant de 0 à 300 kJ • mol"'. À température fixe, une réaction est d’autant plus rapide que son énergie d’activation est faible.
• Les réactions de combinaison ou de propagation des radicaux du type R + R
ont une énergie d’activation nulle ou très faible : elles sont donc très rapides, voire
explosives.
• Les réactions du type radical + molécule ont une énergie d’activation faible, de
l’ordre de 5 à 20 kJ moi"’ .
• Les réactions du type molécule -i- molécule sont plus lentes, avec des énergies supérieures à 60 kJ mob’ .
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Q.
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Exercice 8.5
Ш Rôle de la température
Prenons une réaction dont l’énergie d’activation selon Arrhenius est de 20 kJ • mol"' et
comparons les vitesses de réaction à 193 et 300 K. Nous avons :
^300^^193 ~ ^
^ 300)/(A ■ exp(-E^/R x 193))
Il reste après division :
= e x p [-E /R ( 1/300 - 1/193)] = exp(20 000 x 1,848 • 10"V8,314)
d ’où /Сз(^//:,цз= 85,24.
La réaction est 85 fois plus rapide à 300 K qu’à 193 K. Nous constatons également qu’il
est possible de ralentir les réactions très rapides en baissant la température.
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