chimie la vitesse des reactions

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Sarah Levy Jeudi 6 février 2014







La vitesse des réactions
Projet








Maimonide CSL Madame Marikian
Secondaire 5 Science – Chimie
Table des matières
Introduction ………………………………………………...… 3
Définition de la vitesse instantanée…………….……...… 4
Collisions élastiques et collisions efficaces………........… 5
Complexe activé etl’énergie d’activation…………..… 8
Diagramme énergétique...……….................................… 9
Graphique de distribution énergétique……………...… 10
Concentration……………………………………………..... 11
Nature……….................................................................… 13
Température…………………………………………………. 16
Surface de contact………………………………………... 19
Présence de catalyseur……………………………………21
Conclusion…………………………………………………… 23







Introduction :
La loi des vitesses de réactions est une relation entre la vitesse d’une réaction chimique et la concentration des réactifs impliqués.
On sait qu’il y a des bris de liens entre les atomes dans les molécules des réactifs et la formation de nouveaux liens entre les atomes dans les molécules des produits.
Dans ce projet,je vais vous montrer comment exprimer, calculer et comparer les vitesses de réactions chimiques. Vous pourrez voir comment les facteurs qui influencent la vitesse d’une réaction chimique.











Définition de la vitesse moyenne et la vitesse instantanée :
La vitesse moyenne d’une réaction est la variation de la quantité d’un réactif ou d’un produit en fonction d’un intervalle detemps donné.
La vitesse moyenne des réactifs est :
le nombre de mol d’un des produits fabriqués en unité de temps
le nombre de mol d’un des réactifs fabriqué en unité de temps
la variation de concentration d’une des substances en unité de temps
La vitesse instantanée d’une réaction est la vitesse de la réaction à un temps déterminé de la réaction.









Les collisions élastiqueset les collisions efficaces :
La théorie des collisions nous perme de comprendre pourquoi certaines réactions son lentes alors que d’autres sont rapides. La vitesse dépend du nombre de collisions entre les particules et leur efficacité en fonction du temps. Les particules doivent entrer en collision avec une certaine quantité d’énergie cinétique minimale nécessaire à briser les liaisons dans lesréactifs. Cette énergie correspond à l’énergie d’activation nécessaire à l’amorce d’une réaction chimique. De toutes les particules de réactifs en jeu, seule une petite fraction possède cette quantité d’énergie.

Une collision élastique est une collision entre des particules de réactifs qui n’entraine pas la formation de produits.

Exemple : I2 + I2 → I2 + I2





Une collisionefficace est une collision entre des particules de réactifs qui entraine la formation de produits.
Pour qu’une collision soit efficace, il faut que :
a) Les particules des réactifs doivent faire preuve d’une orientation appropriée afin de bien pouvoir entrer en collision.
b) Les particules de réactif doivent avoir une énergie de collision égale ou supérieure à l’énergie d’activation de la réaction.Exemple : H2(g) + I2(g) → 2HI



Dans une collision efficace, les particules de réactifs se heurtent et provoque une réaction qui les transforme en produits. Une telle collision survient lorsque les particules de réactifs possèdent le minimum d'énergie requis pour entraîner la formation de produits et qu'elles se frappent selon un angle approprié.

La plupart du temps, ce sont descollisions élastiques qui se produisent.
Variation du nombre total de collisions
Variation de l'énergie cinétique moyenne
Variation de l'énergie minimum nécessaire
Résultat
Augmentation
Augmentation
Diminution
La vitesse augmente.
Diminution
Diminution
Augmentation
La vitesse diminue.















La formation de complexe activé :
C’est la formation d’une molécule...
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