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« Cinétique chimique/Lois de vitesse simples » : différence entre les versions

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Afin d'illustrer ce que signifient différentes lois de vitesse, ce chapitre propose un rapide tour d'horizon des réactions simples d'ordre zéro, un ou deux — les plus courantes. Cela nous servira également à déterminer, expérimentalement, la cinétique d'une réaction.
 
Une réaction fait habituellement intervenir plusieurs réactifs. Ces réactifs peuvent chacun influencer la loi de vitesse, si bien qu'ilqu’il est impossible de déterminer la loi de vitesse s'ils changent tous de concentration simultanément. Pour rendre la chose possible, ''on fixe la concentration de tous les réactifs'', sauf un. On peut alors déterminer l'ordre partiel correspondant à ce réactif précis. La même méthode appliquée aux autres nous fournit alors chaque ordre partiel, lorsque cela est possible.
 
=== Cas très simple : un seul réactif ===
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=== Cas plus réaliste : plusieurs réactifs ===
Lorsqu'ilLorsqu’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 :
 
<center><math>\mathrm{a.A} + \mathrm{b.B} + \mathrm{c.C} \to \mathrm {d.D} + \mathrm{ e.E} + \mathrm{ f.F}</math></center>
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:<math>k_{\mathrm{app}} =k \left[\mathrm B\right]_0^b \left[\mathrm C\right]_0^c</math>
 
On dit qu'ilqu’il y a '''dégénérescence de l'ordre''' de la réaction : elle était d'ordre global ''a+b+c'', elle n'est maintenant plus que d'ordre ''a''. Le paramètre ''k''<sub>app</sup> est appelé '''constante apparente''' de réaction, elle dépend des concentrations initiales en B et C.
 
Nous nous sommes ainsi ramenés à une loi de vitesse analogue à celle que l'on aurait pour un unique réactif : on peut étudier la réaction avec les mêmes outils.
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