_
_
_
_
Vitesses et mécanismes des réactions 453
——————————__—__—_——__—____
b)
Réactions trimoléculaires
'
.
Ces réactions font intervenir la rupture d’une ou
de plusieurs'liaisons à l’intérieur d’une molécule. La
‘
Ces processus sont beaucoup plus rares, car la
molécule dissociée (ou tranSposée} pourra acquérir
probabilité pour qu’en un point trois particleS se ren—
l’énergie nécessaire à cette rupture, grâce à la collision
contrent est faible.
‘
_
avec une autre molécule. On dira qu’elle a été activée
_
_
_
par choc :
A+B+C
——>
D
U
=
k[z_t]—[B]-[C]
03+03
OË+O3L.
.
molécule
.
_
activée
Tableau 17.1 — Quelques réactions trimoléculaires
v—
Nous voyons que la réaction monomoléculaire
(en phase gazeuse)
_
,
,
,
.
…
.
resulte d un choc entre deux molecules, ma1s ce choc est
‘
'
ici seulement activant, la réaction proprement dite
O+Oz +N2
——>
03 +Nz
n’ayant lieu que dans un second temps. Deux cas peu—
_
21+H2
2HI.
_
vent se produ1re
:
,
_
_
_
.
_
=
Preinzer cas : l’energie acquise pendant le choc
…
'
activant se répartit sur la molécule, la fait vibrer plus
_
fortement : l’amplitude de vibration d’une liaison
Beaucoup de réactions impliquent une combidonnée est alors sufsante pour provoquer la rupture :
na1son
de deux particules
qu1 est rendue p0331ble grace
ÛÎ
02 + O.
‘
-
'
a
une
tr01s1eme part1cule._ Cette derniere part1cule
_
_
‘
,
‘
,
.
.
.
'
“
.
:
‘
9 '
'
enleve '] exces d’energ1e produit par la format10n d’une
Deuxieme cas
-
avant que
exces d energie
ne
liaison chimique.
_
soit transmise aux liaisons'susceptibles de se rompre,
_
.
.
la molécule activée OËÎ rencontre une autre'molé‘cule
Par exemple, une molécule d’ozone 03, formée à partir'
d’ozone. Elle est alors désactivée et ne peut réagir ;
d’un atome O et d’une molécule 02, est suîsamment énergé.
tique pour se dissocier à nouveau. Une molécule stable d’ozone
+ 0
0 + 0
ne se formera que si une troisième particule — en l’occurrence
'
3
3
3
3 '
une
molécule d azote — enlève une part1e de cette énergie.
_
La durée de 'Vie moyenne d’une molécule excitée
.
,
.
,
,
_
.
est donc égale à l’intervalle de temps moyen entre
On ne conna1t pas de react10ns elementa1res
.
.
,.
.
-
-
.
.
.
.
‘
deux colhs1ons. Ce temps est l 1nversedu nombre de
auxquelles particlpent plus de tr01s part10ules, la proba—
.
.
.
,
-
.
_
.
.
.
,
.
.
.
_.
.
colhs1ons par umte de temps.
b111te decolhs1on devenant alors 1nmment pet1te.
.
0)
Réactions monomoléculaires
22
ÉORIE. DES COLLISIONS
-
_
On observe ce type deréactionsdans lesdécom—
»
_
_
;
'
positions (ou dissociations) et les transpositions :
a)
Inuence des concentrations
_
A
_)
B
1)
=k[A].
.
.
'
Par hypothèse,“ les particules ‘réagissantes (ato»
.
'
__
_
_
_
mes, ions ou molécules) sont assimilées à des sphères.
.
.
'
_
Soit la réaction en phase gazeuse :
Tableau 17.2 — Quel ues réactions monomoléculaires
'
—
'
__
_
.
……
Br+H2 _»
HBr+H
_.
D'
_
_
‘
O
__
F
O
'
'
r1 et r‘2 désignent respectivement les rayons de Br
_
.
15s001aüons, F2 2 —> 2+ 2
_
et H2 (g. 17_5)_
..
‘
.
03 "* 02+0
'
Calculons le nombre de collisi0ns par unité de
,
_
_CH
'
‘
temps entre atomes de brome et molécules d’hydrogène
Transpos1üons H2C—CH2 —’ H3C—CH=CH2 '
collision seproduit quand les centres" des
__
__
__
_
_
_
_
-
_
_
Sphères sont distants de -r=r1+rz.—
_
_
_
_
_
Vitesses et mécanismes des réactions 453
——————————__—__—_——__—____
b)
Réactions trimoléculaires
'
.
Ces réactions font intervenir la rupture d’une ou
de plusieurs'liaisons à l’intérieur d’une molécule. La
‘
Ces processus sont beaucoup plus rares, car la
molécule dissociée (ou tranSposée} pourra acquérir
probabilité pour qu’en un point trois particleS se ren—
l’énergie nécessaire à cette rupture, grâce à la collision
contrent est faible.
‘
_
avec une autre molécule. On dira qu’elle a été activée
_
_
_
par choc :
A+B+C
——>
D
U
=
k[z_t]—[B]-[C]
03+03
OË+O3L.
.
molécule
.
_
activée
Tableau 17.1 — Quelques réactions trimoléculaires
v—
Nous voyons que la réaction monomoléculaire
(en phase gazeuse)
_
,
,
,
.
…
.
resulte d un choc entre deux molecules, ma1s ce choc est
‘
'
ici seulement activant, la réaction proprement dite
O+Oz +N2
——>
03 +Nz
n’ayant lieu que dans un second temps. Deux cas peu—
_
21+H2
2HI.
_
vent se produ1re
:
,
_
_
_
.
_
=
Preinzer cas : l’energie acquise pendant le choc
…
'
activant se répartit sur la molécule, la fait vibrer plus
_
fortement : l’amplitude de vibration d’une liaison
Beaucoup de réactions impliquent une combidonnée est alors sufsante pour provoquer la rupture :
na1son
de deux particules
qu1 est rendue p0331ble grace
ÛÎ
02 + O.
‘
-
'
a
une
tr01s1eme part1cule._ Cette derniere part1cule
_
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‘
,
‘
,
.
.
.
'
“
.
:
‘
9 '
'
enleve '] exces d’energ1e produit par la format10n d’une
Deuxieme cas
-
avant que
exces d energie
ne
liaison chimique.
_
soit transmise aux liaisons'susceptibles de se rompre,
_
.
.
la molécule activée OËÎ rencontre une autre'molé‘cule
Par exemple, une molécule d’ozone 03, formée à partir'
d’ozone. Elle est alors désactivée et ne peut réagir ;
d’un atome O et d’une molécule 02, est suîsamment énergé.
tique pour se dissocier à nouveau. Une molécule stable d’ozone
+ 0
0 + 0
ne se formera que si une troisième particule — en l’occurrence
'
3
3
3
3 '
une
molécule d azote — enlève une part1e de cette énergie.
_
La durée de 'Vie moyenne d’une molécule excitée
.
,
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,
,
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est donc égale à l’intervalle de temps moyen entre
On ne conna1t pas de react10ns elementa1res
.
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,.
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-
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‘
deux colhs1ons. Ce temps est l 1nversedu nombre de
auxquelles particlpent plus de tr01s part10ules, la proba—
.
.
.
,
-
.
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colhs1ons par umte de temps.
b111te decolhs1on devenant alors 1nmment pet1te.
.
0)
Réactions monomoléculaires
22
ÉORIE. DES COLLISIONS
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On observe ce type deréactionsdans lesdécom—
»
_
_
;
'
positions (ou dissociations) et les transpositions :
a)
Inuence des concentrations
_
A
_)
B
1)
=k[A].
.
.
'
Par hypothèse,“ les particules ‘réagissantes (ato»
.
'
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mes, ions ou molécules) sont assimilées à des sphères.
.
.
'
_
Soit la réaction en phase gazeuse :
Tableau 17.2 — Quel ues réactions monomoléculaires
'
—
'
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.
……
Br+H2 _»
HBr+H
_.
D'
_
_
‘
O
__
F
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'
'
r1 et r‘2 désignent respectivement les rayons de Br
_
.
15s001aüons, F2 2 —> 2+ 2
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et H2 (g. 17_5)_
..
‘
.
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Calculons le nombre de collisi0ns par unité de
,
_
_CH
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‘
temps entre atomes de brome et molécules d’hydrogène
Transpos1üons H2C—CH2 —’ H3C—CH=CH2 '
collision seproduit quand les centres" des
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Sphères sont distants de -r=r1+rz.—
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