Lors d’une réaction chimique, les particules entrent en collision et transfèrent suffisamment d’énergie pour rompre les liaisons existantes et en former de nouvelles. Comprendre la rapidité avec laquelle ce processus se produit est crucial pour les chimistes, les ingénieurs et les chercheurs.

La vitesse de réaction

Considérons une conversion simple :A → B . Le taux peut être décrit par la façon dont la concentration de A diminue ou la façon dont B augmente au fil du temps :

taux =-\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} =\dfrac{\Delta[B]}{\Delta t}

Le signe négatif reflète la consommation de A, tandis que les équations sont moyennées sur un intervalle de temps choisi.

Détermination du taux de réaction

Pour mesurer le taux expérimentalement, surveillez la concentration d'un réactif ou d'un produit en fonction du temps. En enregistrant des données à plusieurs moments dans le temps, tracez la concentration en fonction du temps et calculez la pente pour obtenir le taux instantané.

Lors de l'étude d'une réaction telle que A + B → C + D , il est courant de conserver un réactif (par exemple B) en large excès afin que sa concentration reste essentiellement constante. Cela isole l'effet de l'autre réactif (A) sur le taux.

Tracer le taux en fonction de différentes concentrations de A révélera si le taux est proportionnel à [A]. Une relation linéaire indique une dépendance de premier ordre à l'égard de A.

Dans ce cas, la constante de vitesse (k) est définie comme :

k =\dfrac{taux}{[A]}

k est une vraie constante pour une réaction donnée à une température fixe ; elle est indépendante des concentrations des réactifs. Ses unités sont généralement s ^-1 .

Stœchiométrie et taux de réaction

La stœchiométrie concerne les rapports molaires des réactifs et des produits. Pour une équation équilibrée comme 3A → B , une mole de B consomme trois moles de A. L'expression du taux devient :

taux =-\dfrac{1}{3}\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} =\dfrac{\Delta[B]}{\Delta t}

Plus généralement, pour aA + bB → cC + dD , le tarif est :

taux =-\dfrac{1}{a}\dfrac{\Delta[A]}{\Delta t} =-\dfrac{1}{b}\dfrac{\Delta[B]}{\Delta t} =\dfrac{1}{c}\dfrac{\Delta[C]}{\Delta t} =\dfrac{1}{d}\dfrac{\Delta[D]}{\Delta t}

La loi tarifaire

La loi du taux lie le taux aux concentrations de réactifs élevées à des puissances spécifiques :

taux =k[A]^x[B]^y

Ici, k est la constante de vitesse, tandis que x et y sont les ordres de réaction par rapport à A et B, respectivement. Ces exposants ne sont pas dérivés de l'équation chimique ; ils doivent être déterminés expérimentalement.

Déterminer l'ordre de réaction :un exemple concret

Considérons la réaction de l'hydrogène avec l'acide nitrique :

2H₂ + 2NO → N₂ + 2H₂ O

La loi tarifaire a la forme :

taux =k[H₂ ]^x[NON]^y

Utilisation des données de taux initial :

En comparant des expériences où un réactif est maintenu constant, les exposants peuvent être extraits :

• Doubler [NON] (expériences 1 → 2) quadruple le taux, ce qui donne y =2.
• Doubler [H₂ ] (expériences 2→3) double le taux, donnant x =1.

Ainsi la loi des taux est :

taux =k[H₂ ][NON] ²

La somme des ordres donne une réaction globale de troisième ordre.

Principaux points à retenir sur les ordres de réaction

• Les lois tarifaires doivent être dérivées de manière expérimentale ; les coefficients stœchiométriques ne fournissent aucune information sur l'ordre de réaction.
• Une réaction d'ordre zéro a une vitesse égale à k, indépendante de la concentration du réactif.
• L'ordre de réaction reflète la sensibilité avec laquelle le taux réagit aux changements de concentration.
• Réactions de premier ordre :doubler la concentration double le taux.
• Réactions de second ordre :la vitesse dépend d'un réactif au carré ou de deux réactifs chacun à la puissance première.

La compréhension et l'application de ces principes permettent une modélisation cinétique précise, la conception de réacteurs et l'optimisation en milieu industriel et en laboratoire.