Cinétique chimique

Les réactions chimiques se déroulent à des vitesses de réaction différentes. L'explosion est un exemple extrême de réaction rapide. La plupart du temps, une réaction aussi soudaine libère beaucoup d'énergie. Les explosions dans des conditions contrôlées sont certes agréables à regarder à des fins expérimentales. Mais en laboratoire et dans l'industrie, on préfère pouvoir contrôler les réactions chimiques.

Dans l'idéal, il faudrait donc pouvoir dire à l'avance à quelle vitesse une réaction va se produire et de quelle manière.

C'est à cette tâche que se consacre la cinétique chimique.

• Ce résumé de cours porte sur la cinétique chimique.
• Tout d'abord, nous définirons la cinétique chimique et la vitesse de réaction.
• Ensuite, nous examinerons les lois de la cinétique chimique, y compris la théorie des collisions et les facteurs affectant la vitesse de réaction.
• Nous passerons ensuite aux graphiques cinétiques tels que les distributions de Maxwell-Boltzmann et les diagrammes d'enthalpie.

• Nous verrons également comment tracer les graphiques de la vitesse de réaction. Tu pourras t'entraîner à calculer la vitesse de réaction à un moment donné.

• Ensuite, nous te présenterons brièvement les équations de vitesse et l'équation d'Arrhenius.

• Enfin, nous examinerons les applications de la cinétique chimique.

Cinétique chimique : Cours

Les chimistes Peter Waage et Cato Guldberg ont proposé en \( 1864 \) , sous le nom de loi de l'action de masse. Cette loi a donné naissance au domaine de la cinétique chimique, l'étude du taux (ou de la vitesse) de réaction.

Quelle est la définition de la cinétique chimique ?

La loi de l'action de masse stipule que la vitesse d'une réaction est proportionnelle à la concentration des réactifs. Bien que cela soit souvent vrai, nous savons maintenant que de nombreux autres facteurs influencent également la vitesse de réaction des substances.

Dans ce résumé de cours, nous examinerons pourquoi c'est le cas, ainsi que d'autres questions dans le domaine de la cinétique.

Cinétique chimique : vitesse de réaction

Comme nous l'avons défini ci-dessus, la cinétique chimique est une branche de la chimie qui traite de la vitesse des réactions.

Certaines réactions se produisent extrêmement rapidement. Les réactifs sont utilisés rapidement et de nombreux produits se forment en un clin d'œil. Leur vitesse de réaction est rapide. Mais d'autres réactions sont lentes.

Comme le changement de concentration des réactifs et des produits est graduel, on dit que ce processus a une vitesse de réaction lente. La vitesse de réaction est simplement un moyen de mesurer la vitesse à laquelle une espèce se transforme en une autre.

Mesurer le taux de réaction

Tu peux mesurer la vitesse de réaction de plusieurs manières différentes. Toutes les méthodes sont valables, à condition que tu mesures la variation des quantités de réactifs ou de produits. Par exemple, tu peux :

• Mesurer le changement de masse d'une réaction avec des produits gazeux ;
• Mesurer le volume de gaz dégagé pour une réaction avec des produits gazeux ;
• Mesurer la lumière traversant la solution pour une réaction qui produit une suspension trouble ;
• Mesurer le changement de pH d'une solution.

Pour mesurer la vitesse de réaction :

1. Commence ta réaction.
2. À intervalles réguliers, prends une mesure comme décrit ci-dessus et note le temps et la valeur de la mesure dans un tableau ;
3. Une fois la réaction terminée, trace un graphique avec le temps sur l'axe des abscisses et ta mesure, qu'il s'agisse du volume de gaz ou de la masse des réactifs, sur l'axe des ordonnées ;
4. Relie les points par une courbe régulière ;
5. Pour calculer la vitesse de réaction, tu dois ensuite trouver le gradient de cette courbe.

Ne t'inquiète pas, nous te montrerons comment le faire plus tard.

Unités du taux de réaction

Les unités du taux de réaction varient en fonction de ce que tu mesures. Par exemple : \( g.s^{-1} \) , \( cm^3. s^{-1} \) ou \( mol.dm^3.s^{-1} \) .

Loi de vitesse : cinétique chimique

La cinétique chimique, et la vitesse de toutes les réactions, repose sur une loi sous-jacente : le principe de la théorie des collisions. Il s'agit d'un concept simple, mais nous pouvons en déduire de nombreux facteurs affectant la vitesse de réaction.

Tout d'abord, définissons la théorie de la collision.

C'est quoi la théorie des collisions ?

Les réactions ne peuvent se produire que si deux particules entrent en collision. Cependant, cela ne suffit pas. La théorie des collisions stipule que pour réagir, les particules doivent également avoir une orientation correcte et une énergie suffisante. Qu'est-ce que cela signifie ?

Fig.1- Les particules doivent entrer en collision avec la bonne orientation pour qu'une réaction se produise.

Mais l'orientation n'est pas la seule exigence. Même si l'ion hydroxyde et la molécule de chloroéthane entrent en collision avec la bonne orientation, ils peuvent ne pas réagir. Ils doivent également disposer d'une énergie suffisante. Cette énergie est connue sous le nom d'énergie d'activation.

En résumé, pour qu'une réaction ait lieu, deux particules doivent d'abord entrer en collision. Elles doivent également avoir la bonne orientation. Enfin, elles doivent avoir suffisamment d'énergie. Si, et seulement si, elles remplissent tous ces critères, une réaction se produira. Nous appelons une collision qui aboutit à une réaction une collision réussie.

Facteur cinétique

La théorie des collisions nous dit que les particules doivent entrer en collision avec la bonne orientation et avec suffisamment d'énergie pour qu'une réaction ait lieu. Pour augmenter le taux de réaction, nous devons donc modifier l'un des trois éléments suivants :

• L’orientation des particules ;

• L’énergie des particules ;

• La fréquence des collisions entre les particules.

Nous pouvons le faire de plusieurs manières différentes :

La surface

L'augmentation de la surface d'un solide accroît la vitesse de réaction. Cela est dû au fait qu'il y a plus de particules exposées à la surface du solide. Les particules liquides, aqueuses ou gazeuses peuvent entrer en collision avec ces particules solides exposées, ce qui peut provoquer une réaction. Ainsi, l'augmentation de la surface augmente la fréquence des collisions.

La concentration

L'augmentation de la concentration d'une solution accroît la vitesse de réaction. Cela est dû au fait qu'il y a un plus grand nombre de particules de soluté dans un volume donné, ce qui augmente la fréquence des collisions.

La pression

L'augmentation de la pression d'un gaz accroît la vitesse de réaction. Comme pour l'augmentation de la concentration, cela augmente le nombre de particules dans un volume donné et donc la fréquence des collisions.

La température

L'augmentation de la température d'une réaction augmente la vitesse de réaction. Cela s'explique par deux raisons. Le chauffage des particules leur fournit plus d'énergie. Une partie de cette énergie est transformée en énergie cinétique, ce qui signifie que les particules se déplacent plus rapidement. Cela signifie qu'elles entrent en collision plus fréquemment. Mais plus important encore, le fait d'avoir plus d'énergie signifie que les particules ont plus de chances d'atteindre l'énergie d'activation lorsqu'elles entrent en collision. Le chauffage d'une réaction augmente non seulement la fréquence des collisions, mais aussi la fréquence des collisions réussies.

Les catalyseurs

L'ajout d'un catalyseur augmente la vitesse de la réaction. Cela s'explique par le fait que les catalyseurs fournissent une autre voie de réaction avec une énergie d'activation plus faible. Bien qu'ils ne modifient pas la fréquence des collisions, les catalyseurs augmentent la proportion de collisions réussies.

Graphiques cinétiques chimiques

Maintenant que nous savons ce qu'est la cinétique et que nous avons appris les facteurs qui influencent la vitesse de réaction, nous pouvons nous intéresser aux graphiques cinétiques. Il existe plusieurs types de graphiques différents que tu peux rencontrer en cinétique. Nous allons en examiner trois en particulier :

• Les diagrammes d'enthalpie ;

• Distributions de Maxwell-Boltzmann ;

• Graphique de la vitesse de réaction.

Diagrammes d'enthalpie

Regarde le graphique ci-dessous. Il s'agit d'un excellent exemple de diagramme d'enthalpie pour la formation du chlorure de sodium. Dans cette réaction, le sodium réagit avec du chlore gazeux pour produire le sel chlorure de sodium.

Fig.2- Un diagramme enthalpique pour le chlorure de sodium.

Le graphique nous apprend plusieurs choses :

• Les produits ont moins d'énergie que les réactifs. Cela fait de la réaction une réaction exothermique - globalement, de l'énergie est libérée.

• Il y a un pic dans la courbe entre les réactifs et les produits. Il s'agit de l'énergie d'activation dont nous avons parlé précédemment. Pour démarrer une réaction, les particules doivent entrer en collision avec suffisamment d'énergie pour franchir cette barrière énergétique.

Examinons maintenant le diagramme d'enthalpie d'une réaction endothermique. La réaction entre le carbonate de sodium et l'acide éthanoïque en est un exemple.

• Les produits sont plus hauts sur le graphique que les réactifs. Cela signifie qu'ils ont plus d'énergie - globalement, la réaction est endothermique.
• Il y a toujours un pic dans la courbe représentant l'énergie d'activation.

Revenons maintenant sur l'un des facteurs affectant la vitesse de réaction : la présence d'un catalyseur. Les catalyseurs réduisent les besoins en énergie d'activation d'une réaction. Comment penses-tu qu'ils modifient le diagramme d'enthalpie de la réaction ?

Eh bien, le pic sera plus bas. Rappelle-toi que le pic représente l'énergie d'activation. Donc, si l'énergie d'activation est plus faible, la hauteur du pic diminuera également. Tu peux le voir dans le graphique ci-dessous.

Fig.4- Un diagramme enthalpique pour une réaction avec et sans catalyseur.

Distributions de Maxwell-Boltzmann

Un autre type de graphique que l'on retrouve en cinétique est la distribution de Maxwell-Boltzmann.

Les différentes particules d'un gaz ont des niveaux d'énergie différents. Certaines ont beaucoup d'énergie, tandis que d'autres n'en ont que très peu. La plupart ont une quantité moyenne d'énergie. Nous pouvons reporter ces niveaux d'énergie sur une distribution de Maxwell-Boltzmann, un graphique montrant le nombre de particules sur l'axe des y et l'énergie sur l'axe des x. Nous obtenons quelque chose qui ressemble un peu à ce qui suit. Tu remarqueras que trois points ont été marqués : l'énergie la plus probable, l'énergie moyenne et l'énergie d'activation.

Fig.5- La distribution de Maxwell-Boltzmann.

Qu'est-ce que cela nous apprend ?

• La zone sous le graphique représente le nombre total de particules dans le système.

• L'énergie la plus probable est la valeur d'énergie du mode. C'est la valeur d'énergie particulière que possèdent le plus grand nombre de particules.

• L'énergie moyenne est la valeur énergétique médiane. Exactement la moitié des particules ont une énergie supérieure à cette valeur et exactement la moitié des particules ont une énergie inférieure à cette valeur.

• L'aire sous le graphique à droite de l'énergie d'activation représente le nombre de molécules qui atteignent ou dépassent l'énergie d'activation. Plus cette surface est grande, plus la proportion de collisions réussies est importante.

Graphiques de taux de réaction

Plus tôt dans l'article, nous avons exploré comment mesurer la vitesse d'une réaction. Pour ce faire, tu mesures l'évolution de la quantité de réactifs ou de produits au fil du temps. Nous allons maintenant nous concentrer sur la représentation graphique de ces informations.

Revenons à notre exemple du carbonate de sodium et de l'acide éthanoïque. Cette réaction produit du dioxyde de carbone gazeux, . Nous pouvons donc mesurer la vitesse de la réaction en mesurant le volume de dioxyde de carbone dégagé. Pour ce faire, nous utilisons une seringue à gaz, nous effectuons des relevés à intervalles réguliers et nous les enregistrons dans un tableau. Nous pouvons ensuite reporter ces points sur un graphique avec le temps sur l'axe des abscisses et le volume sur l'axe des ordonnées. Idéalement, tes points de données doivent présenter une courbe régulière.

Fig.6- Un graphique montrant le volume de gaz dégagé en fonction du temps. Il s'agit d'une mesure de la vitesse de la réaction.

Note ce qui suit :

• La courbe commence par être raide. Cela signifie qu'une grande quantité de produit est produite très rapidement et que la vitesse de réaction est initialement rapide.

• La courbe se stabilise progressivement. Cela signifie que le produit est fabriqué moins rapidement et que la vitesse de réaction est donc plus lente.

• La courbe finit par se stabiliser complètement. À ce stade, plus aucun produit n'est fabriqué - la réaction est terminée. Ici, cela se produit au bout de \( 80 \) secondes.

Taux de réaction global

Rappelle-toi que la vitesse de réaction est une mesure de la rapidité avec laquelle les réactifs sont utilisés ou les produits formés dans une réaction chimique. Ici, nous avons mesuré le volume d'un produit libéré, . Pour calculer la vitesse globale de réaction, nous divisons le changement de volume de par le temps nécessaire pour que la réaction se termine. Ici, la réaction s'arrête au bout de \( 80 \) secondes - après cela, il n'y a plus de production.

Fig.7- Calcul de la vitesse globale de la réaction.

La vitesse globale de la réaction est donc \( 26 \div 80 = 0,325 \space cm^3 .s^{-1} \)

Taux de réaction instantané

Parfois, tu ne souhaites pas trouver la vitesse globale de la réaction, mais plutôt calculer la vitesse à un moment précis. Pour ce faire, il faut tracer une tangente à la courbe au moment voulu et calculer sa pente.

Supposons que tu souhaites déterminer le taux de réaction à \( 10 \) secondes.

1. Commence par tracer une tangente à la courbe à \( 10 \) secondes. Il s'agit d'une ligne droite qui touche la courbe au bout de \( 10 \) secondes.

2. Ensuite, marque deux points quelconques sur la tangente. Ici, nous avons choisi les points où \( t (temps) = 0 \) et \( t = 30 \) .

3. Calcule le changement de hauteur de la tangente entre ces deux points. Dans notre cas, la hauteur représente le volume. Pour ce faire, tu dois soustraire le volume à \( t = 0 \) du volume à \( t = 30 \) , en utilisant les valeurs de la tangente et non de la courbe elle-même. Ici, \( 28-5=23 \space cm^3 \) .

4. Calcule le changement de largeur du graphique entre ces deux points. Ici, \( 30 -0 = 30 \space s \) .

5. Trouve la pente de la tangente en divisant la variation de la hauteur par la variation de la largeur. Ici \( 23 \div 30 = 0,77 \space cm^3 s^{-1} \) .

Voici un diagramme du calcul pour t'aider à comprendre le processus.

Fig.8-

Nous allons maintenant nous intéresser aux équations de la cinétique chimique. Celles-ci comprennent :

• les équations différentielles ;
• les équations de taux ;
• l'équation d'Arrhenius.

Équations différentielles et équations de taux

Les équations différentielles sont des équations contenant une variable et une ou plusieurs de ses dérivées.

Prenons le réactif \( A \) . Nous pouvons représenter sa concentration par \( [A] \) . En termes mathématiques, la variation de sa concentration est la dérivée de [A] :\(\frac{d{A}}{dt}\).

Mais tu te souviens que le taux de réaction est simplement le changement de la quantité de réactifs ou de produits.

Par conséquent,\(\frac{d{A}}{dt}\) est simplement une façon de représenter la vitesse de réaction.

En cinétique chimique, nous utilisons des équations différentielles pour montrer comment la vitesse de réaction, \(\frac{d{A}}{dt}\) , dépend de la concentration de \( A \) , \( [A] \) , à un instant donné. Un exemple d'équation différentielle que tu dois connaître est l'équation de vitesse.

Nous avons vu précédemment comment la concentration affecte la vitesse d'une réaction. Cependant, cet effet n'est pas toujours linéaire. Parfois, la modification de la concentration d'un produit particulier n'a qu'un faible effet sur la vitesse de la réaction. Parfois, elle a un effet important, et parfois elle n'a pas d'effet du tout. L'équation de vitesse relie les concentrations des réactifs à la vitesse de la réaction à l'aide de puissances, appelées ordres, et d'une constante de vitesse, \( k \) . Elle prend généralement la forme suivante :

$$ Ordre=k.{A}^x.{B}^y $$

Note ce qui suit :

• \( k \) est la constante de vitesse, une valeur qui varie pour chaque réaction.
• \( [A] \) représente la concentration de \( A \) .
• \( x \) représente l'ordre de la réaction par rapport à \( A \) .
• \( x + y \) est égal à l'ordre total de la réaction.

L'équation d'Arrhenius

Nous savons que la modification de la concentration de certaines des espèces impliquées dans une réaction peut changer la vitesse de la réaction. Mais qu'en est-il des autres facteurs qui affectent la vitesse de réaction, comme la température ? Tous ces facteurs sont astucieusement combinés dans la constante de vitesse, \( k \) . Cependant, \( k \) n'est constant que si la température et le catalyseur restent identiques. C'est ce que montre l'équation d'Arrhenius, qui lie k à plusieurs autres facteurs.

Voici à quoi ressemble l'équation d'Arrhenius :

$$ K = A.e^{ \frac {-E_a}{RT}}$$

Dans cette équation :

• \( k \) est la constante de vitesse.
• \( A \) est le facteur pré-exponentiel.
• \( e \) est le nombre d'Euler.
• \( E_a \) est l'énergie d'activation de la réaction que tu étudies.
• \( R \) est la constante des gaz, que tu rencontreras également dans la loi des gaz idéaux.
• \( T \) est la température.

Globalement, l'expression \( K = A.e^{ \frac {-E_a}{RT}} \) fournit une approximation du nombre de particules d'un gaz qui répondent à l'énergie d'activation de la réaction à une certaine température.

À l'aide de cette équation, nous pouvons clairement voir comment le changement de certaines conditions modifie la vitesse de la réaction. Par exemple, l'augmentation de la température accroît la valeur de \( K = A.e^{ \frac {-E_a}{RT}} \) , le nombre de particules qui atteignent ou dépassent l'énergie d'activation de la réaction. Cela a pour effet de rendre \( k \) plus grand. La vitesse de réaction dépend de \( k \) , donc globalement, la vitesse de réaction augmente.

Applications de la cinétique chimique

Tu peux imaginer que le contrôle de la vitesse d'une réaction a de nombreuses utilisations différentes. Par exemple, tu peux vouloir ralentir la désintégration d'un produit ou augmenter la vitesse d'une réaction industrielle. La cinétique chimique a donc de nombreuses applications. En voici quelques-unes :

• Le stockage des médicaments et des produits pharmaceutiques pour augmenter leur durée de conservation.

• L'ajout de conservateurs aux aliments pour éviter qu'ils ne se détériorent.

• Le choix du meilleur catalyseur pour les processus industriels.

• Le choix de la température optimale pour la cuisson des biscuits et des gâteaux.

• La datation au radiocarbone.