Cinétique chimique

Marie­Paule Bassez http://chemphys.u­strasbg.fr/mpb

Plan
1. Equations cinétiques 1.1 Définition de la vitesse; 1.2 Loi de vitesse; 1.3 Etapes élémentaires 1.4 Cinétique d'ordre 0; 1.5 Cinétique d'ordre 1; 1.6 Cinétique d'ordre 2 1.7 Cinétique de réactions d'ordre 1 proches de l'équilibre 1.8 Expression d'une équation cinétique et d'une loi de vitesse intégrée 2. Détermination de l'ordre d'une réaction 2.1 Méthode intégrale; 2.2 Méthode du temps de demi­réaction 2.3 Méthode de la vitesse initiale; 2.4 Méthode des réactifs en excès 3. La constante k et la température 4. Mécanismes réactionnels 4.1 Synthèse du phosgène; 4.2 Synthèse du bromure d'hydrogène, AEQS 5. Catalyse 5.1 Introduction; 5.2 Catalyse homogène; a) en solution aqueuse; b) Catalyse acide; c) Autocatalyse et réactions oscillantes; 5.3 Catalyse hétérogène

1. Equations cinétiques
1.1 Définition de la vitesse
A A + B B ➔ C C + D D phase liq. : v =­(1/ A).(d[A]/dt)=­(1/B).(d[B]/dt)=(1/C).(d[C]/dt)=(1/D).(d[D]/ dt) = vitesse de disparition et d'apparition ou de formation du constituant i. phase gaz: v = ­ (1/A). (dpA/ dt) ... pi = pressions partielles des constituants i On définit une vitesse de réaction unique: v = d /dt en moles d'avancement (xi) de la réaction par unité de temps (t)=(ni,t–ni,0) / i d = dni / i réaction homogène (1 seule phase): on divise par le volume V (const.) du système v=(1/i).(dni /dt) devient v =(1/i ).(dni /V).(1/dt)= (1/ i ).(d[I]/dt) mol.L­1.s­1 réaction hétérogène:(plusieurs phases): on divise par la surface occupée par le constituant i v =(1/i ).(dni /S).(1/dt)= (1/ i ).(d i/dt) mol.m­2.s­1 i= concentration surfacique

1.2 Loi de vitesse ou loi cinétique pour les réactions en système fermé, isochore et homogène. v = k [A] [B] v = k. pA.pB k = constante de vitesse de la réaction , =ordres partiels / réactifs A et B +=ordre global de la réaction ,