« Cinétique chimique/Loi de van 't Hoff et loi d'Arrhénius » : différence entre les versions
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== Introduction ==
:''Après la lecture de cette leçon, vous pourrez tester votre compréhension sur l’[[Cinétique chimique/Exercices/Mécanisme chimique|exercice 1]].''
Jusqu'ici, nous avons essentiellement abordé la cinétique chimique d'un point de vue expérimental. Les lois de vitesse, les ordres partiels ou globaux, demeurent des données de l'expérience.
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Parfois, il est possible de justifier la cinétique d'une réaction comme le résultat d'un mécanisme microscopique. C'est ce que nous présentons dans ce chapitre.
== Mécanisme cinétique ==
Il importe de distinguer différents mécanismes et, au sein de ceux-ci, différentes étapes particulières.
=== Étapes élémentaires ===
{{Définition
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* etc ...
=== Mécanismes chimiques ===
;Mécanisme chimique et cinétique
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* …
== Loi de van 't Hoff ==
La loi de [[w:Jacobus Henricus van 't Hoff|van 't Hoff]] — à ne pas confondre avec l'équation de van 't Hoff en thermodynamique — relie le mécanisme chimique à la cinétique d'une réaction :
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les ordres partiels sont 1 pour le dihydrogène et 2 pour l'atome de brome, soit un ordre global de 3 pour la réaction.
== Approximation des états quasi-stationnaires ==
Sauf quelques exceptions, on fait souvent l'hypothèse suivante au sujet de ces réactifs :
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Il est possible de détecter des radicaux par différentes méthodes, généralement indirectes, comme le « miroir de plomb » de Paneth (1929) qui a démontré l’existence du radical méthyl.
== Étape cinétiquement déterminante ==
Les étapes au sein d'un mécanisme peuvent être plus ou moins rapides.
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Les mécanismes peuvent parfois être observés. La cinétique permet d'éliminer certains mécanismes, mais ne peut pas distinguer plusieurs propositions équivalentes. Comme nous allons le voir, connaître le mécanisme d'une réaction permet d’''établir'' la loi de vitesse associée.
== Chemin réactionnel ==
Au cours d'une réaction, chaque étape nécessite une certaine énergie pour se produire. Cela joue un rôle du point de vue cinétique.
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:- Lorsque les produits sont sur un palier d'énergie à la fin ''plus haut'' que celui des réactifs, on a une '''réaction endothermique'''.
== Énergie d'activation et loi d'Arrhénius ==
{{Définition
| titre = Définition : énergie d'activation
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où <math>\theta</math> peut être positif, négatif ou nul.
== Exemple classique : synthèse de HBr ==
Chaque étape possède donc sa propre loi cinétique avec sa propre constante de vitesse. Pour illustrer ce principe, abordons l'exemple très classique de la synthèse du bromure d'hydrogène HBr.
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