« Cinétique chimique/Lois de vitesse simples » : différence entre les versions
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=== Cas très simple : un seul réactif ===
; ordre 1
Le cas le plus simple, auquel nous essaierons de nous ramener tant que possible, est celui d'un réactif unique, X, qui réagit « spontanément » (c'est-à-dire sans que quoi que ce soit le pousse à le faire) pour donner un ou plusieurs produits. On suppose de plus que les produits éventuellement formés n'influencent en rien le comportement de X. Ces réactions sont du type:
<center> '''X → produits''' </center>
En radioactivité, on a par exemple: '''<sup>238</sup>U → <sup>234</sup>Th + <sup>4</sup>He''' (désintégration α)
; ordre 2
Ces réactions sont du type:
<center> ''' 2.X → produits''' </center>
La loi de vitesse s'écrit :
:<math>v = k \left[ \mathrm X \right]^r</math> avec r = 1 ou 2
=== Cas plus réaliste : plusieurs réactifs ===
Lorsqu'il y a plusieurs réactifs, on utilise l'astuce suivante : mettre en très large excès les réactifs qui ne nous intéressent pas. Ainsi, leur concentration varie relativement peu. Voici concrètement à quoi cela ressemble :
La loi de vitesse est ''a priori'' :
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L'unité de ''k'' est ici celle de ''v'' : dans le système SI mol.m⁻³.s⁻¹, pour les chimistes mol.L⁻¹.s⁻¹.
Remarque : la vitesse d'une telle réaction ne dépend absolument pas de la composition du système — elle est constante. De telles réactions sont très rares dans la nature. On peut se demander comment on peut avoir un ordre 0. En fait, les réactions d'ordre zéro sont souvent des réactions complexes où par exemple, la vitesse est déterminée par une étape limitante où la concentration de A n'intervient pas. On peut aussi trouver un ordre 0 quand un processus physique intervient. Certaines combustions
=== Exemple et propriétés ===
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