A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours Cinétique chimique – Chapitre 2 : Cinétique des systèmes homogènes et fermés – Mécanismes réactionnels Plan du chapitre : I. Notion de mécanisme réactionnel et d’actes élémentaires 1. Définitions 2. Propriétés d’un acte élémentaire : molécularité et loi de Van’t Hoff 3. Description microscopique d’un acte élémentaire : aspects énergétiques II. Simulation de réactions complexes 1. Vitesse de formation d’une espèce définit à partir des vitesses spécifiques des différents actes élémentaires 2. Réactions parallèles 3. réactions opposés 4. Réactions consécutives 5. Approximations courantes lors de l’étude d’un mécanisme III. Etablissement d’un mécanisme réactionnel 1. Démarche générale 2. Exemple de l’étude d’une réaction par stades Notions Capacités exigibles Extrait du programme de BCPST 1 Acte élémentaire et molécularité. Intermédiaires réactionnels ioniques et radicalaires Etape cinétiquement déterminante, approximation des états quasistationnaires, pré-équilibre rapide. Chemin réactionnel et profil réactionnel Contrôle thermodynamique et contrôle cinétique. Faire la différence entre un bilan macroscopique et un acte élémentaire. Retrouver le bilan réactionnel à partir d’un mécanisme par stades. Etablir une loi de vitesse à partir d’un mécanisme. Repérer un catalyseur dans un mécanisme. Distinguer intermédiaire réactionnel et état de transition. Ce qu’il faut en retenir Savoir Définitions : actes élémentaires, molécularité, intermédiaire réactionnel, mécanisme par stade, mécanisme en chaîne Propriétés et ordre d’un acte élémentaire (loi de Van’t Hoff) Notions de chemin réactionnel, coordonnée de réaction, état de transition et caractéristiques Notion de contrôle cinétique et de contrôle thermodynamique Approximations : AEQS, AECD, prééquilibre rapide Savoir-faire Savoir exprimer la vitesse de formation d’une espèce en fonction des vitesses spécifiques des actes élémentaires. Trouver la loi cinétique à partir d’un mécanisme en utilisant les diverses approximations Introduction Nous nous sommes pour l’instant limités à une description macroscopique de la cinétique des transformations chimiques. Mais une loi cinétique traduit des rencontres à l’échelle moléculaire. Prenons l’exemple de deux réactions différentes qui possèdent une équation bilan similaire mais une loi cinétique expérimentale différente : Equation de réaction Loi cinétique expérimentale Ordre global 2 : ans ordre : H r H r r Ainsi, une équation de réaction associée à une transformation chimique ne traduit pas la réalité microscopique de la transformation. Elle ne permet que de traduire le principe de la conservation de la matière au cours de la réaction. En revanche, grâce à la loi cinétique, on peut modéliser la réalité microscopique par un mécanisme réactionnel. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 1 A. Guillerand – BCPST 1 A I. Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours Notion de mécanisme réactionnel et d’actes élémentaires b. Intermédiaires réactionnels 1. Définitions Définition : a. Actes élémentaires et mécanismes réactionnels L’équation d’une transformation chimique, en général, ne représente pas le déroulement de la réaction à l’échelle moléculaire. Les intermédiaires sont des espèces qui ne figurant ni parmi les réactifs, ni parmi les produits d’une réaction, mais sont présent dans le milieu réactionnel pendant le déroulement de la réaction. Exemple : A ne pas confondre avec un catalyseur. On n’imagine bien que la rencontre simultanée de 13 ions et molécules est infiniment peu probable ! Remarque : ce sont généralement des espèces peu stables qui possèdent un faible temps de vie mais que l’on peut détecter voire isoler dans certain cas. Ce sont en général des espèces ioniques ou radicalaires, ils apparaissent souvent à la suite de rupture d’une liaison chimiques : Définition : - Rupture homolytique (symétrique) : on forme des radicaux - Rupture hétérolytique (dissymétrique) : on forme des ions Acte élémentaire : On appelle acte élémentaire une réaction se déroulant au niveau moléculaire en une seule étape (sans formation d’espèces chimiques intermédiaires) Mécanisme réactionnel : On appelle mécanisme réactionnel, la succession d’actes élémentaires dont la superposition conduit à la transformation macroscopique. Exemple : hydrolyse du chlorure de tertiobutyle en milieu basique : Il existe deux types de mécanisme : le mécanisme par stades (ou dit en séquence ouverte) adapté aux intermédiaires ioniques et le mécanisme en chaîne (ou dit en séquence fermé) adapté aux intermédiaires radicalaires. mécanisme : Bilan : Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 2 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours c. Mécanisme par stade d. Mécanisme en chaîne Définition : mécanisme par stade ou en séquence ouverte Définition : mécanisme en chaîne ou en séquence fermée Le passage des réactifs aux produits a lieu grâce à une succession d’actes élémentaires, renversables ou non, se déroulant toujours dans le même ordre. Le passage des réactifs aux produits a lieu grâce à une succession d’actes élémentaires, renversables ou non, dont certains peuvent se répéter indépendamment des premiers. Propriété : Le bilan s’obtient bien en sommant tous les actes élémentaires, sans tenir compte de leur renversabilité. Exemple d’application : synthèse radicalaire de HBr : mécanisme : Initiation Exemple : hydrolyse du chlorure de tertiobutyle en milieu basique : mécanisme : Propagation (2 et 3) Inhibition – 3 Terminaiso n Bilan : bilan : Propriété : Pour obtenir le bilan principal, on somme les actes élémentaires de la phase de propagation, sans tenir compte de leur renversabilité. e. Mécanisme catalytique Rappel : définition d’un catalyseur Un catalyseur est une espèce qui accélère une réaction chimique possible thermodynamiquement sans subir lui-même de modifications permanentes. Il ne figure pas dans l’équation de la réaction et ne modifie pas l’état d’équilibre du système. Propriété : Il apparait dans le mécanisme : il est consommé par un acte élémentaire pour former un intermédiaire réactionnel mais est régénéré plus loin. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 3 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours 2. Propriétés d’un acte élémentaire : molécularité et loi de Van’t Hoff a. Molécularité Définition : On appelle molécularité d’un acte élémentaire, le nombre d’entité participant, en tant que réactifs, à ce processus. c. Ordre d’un acte élémentaire : loi de Van’t Hoff La vitesse d’un acte élémentaire est proportionnelle à la fréquence des chocs efficaces entre les molécules qui elle-même est proportionnelle à la concentration des molécules qui se rencontrent. Exemples d’actes élémentaires et lois d’ordre associées : Acte élémentaire Loi d’ordre Remarque : le déroulement de la réaction est assuré grâce à des évènements de probabilité importante, or, plus le nombre de participants est élevé, plus la probabilité d’une rencontre simultanée est faible. La molécularité est donc toujours faible : 1, 2 ou 3 (rare) b. Nombre stœchiométriques d’un acte élémentaire Caractéristiques des nombres stœchiométriques d’une équation de réaction : Ils sont définis à un facteur multiplicatif près, car ils ne servent qu’à traduire la conservation de la matière. Caractéristiques des nombres stœchiométriques d’un acte élémentaire Ils doivent traduire la réalité des chocs au niveau microscopique. Ce sont donc des nombres entiers immuables. Propriété de la loi d’ordre d’un acte élémentaire : loi de Van’t Hoff Pour un acte élémentaire, l’ordre partiel par rapport à chaque réactif est égal à son nombre stœchiométrique. L’ordre global du processus est donc égal à sa molécularité. Remarque : attention, ce n’est pas le cas pour la loi d’ordre macroscopique d’une réaction chimique Exemples d’application : Cette équation ne peut pas être un acte élémentaire : on ne peut pas considérer qu’une demi-molécule de dioxygène rencontre une molécule de monoxyde d’azote. Cette équation peut être un acte élémentaire, elle signifierait qu’une molécule de dioxygène rencontre simultanément. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 4 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours 3. Description microscopique d’un acte élémentaire : aspects énergétiques a. Energie potentielle d’interaction entre deux atomes (courbe de Lennard-Jones) Des études de mécanique quantique permettent de calculer la valeur de l’énergie potentielle molaire du système en fonction des deux paramètres ( HH et HD ). On obtient une surface représentée figure 2. Les atomes interagissent à distance et on peut définir leur énergie potentielle d’interaction. Le cas de l’interaction entre deux atomes nous a permis de définir la liaison covalente. Figure 2 : Energie potentielle molaire du système H, H, D – Surface d’énergie potentielle molaire Remarques : Figure 1 : courbe de Lennard-Jones - Deux états stables représentés par des minima d’énergie potentielle (vallées) - Pour passer d’un état stable à un autre (d’une vallée à une autre), on doit franchir une barrière d’énergie potentielle. - Pour fixée on retrouve la courbe de Lennard-Jones selon - Pour fixée on retrouve la courbe de Lennard-Jones selon b. Energie potentiel d’interaction entre trois atomes : surface d’énergie potentielle Lors d’un acte élémentaire, on rompt des liaisons et/ou on en forme. On va donc étudier les variations d’énergie potentielle d’un système constitué de trois entités. Le système choisi aura pour seul intérêt de comprendre les contraintes énergétiques mises en jeu au cours d’un acte élémentaire. Voici l’acte élémentaire modèle : L’énergie du système dépend de la position relative des différents atomes, donc de six coordonnées ! Ce qui est bien entendu impossible à représenter. Nous allons donc simplifier le système en prenant l’exemple d’une collision frontale. Ainsi l’énergie potentielle ne dépendra plus que de deux paramètres : Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 5 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours La représentation de surfaces et leur manipulation ne sont pas très commodes. Ainsi on peut utiliser une représentation plane à l’aide des courbes de niveau (utilisant le même principe que celui employé pour les cartes de géographie) : une ligne représente les couples de valeurs ( ) qui confèrent au système la même valeur d’énergie potentielle molaire. Les zones où les courbes de niveau sont très proches les unes des autres sont celles où l’énergie potentielle molaire varie le plus (zones de relief escarpé). Définition : chemin réactionnel On appelle chemin réactionnel, le chemin emprunté par l’acte élémentaire. C’est celui qui correspond à la barrière d’énergie potentielle la plus basse. (le chemin suit la vallée en passant par le col). Il est ensuite plus simple de travailler en deux dimensions, on ne s’intéressera plus donc qu’au seul chemin réactionnel. On va pouvoir ainsi tracer une courbe représenter l’énergie potentielle molaire du système au cours de l’acte élémentaire suivant le chemin réactionnel : on trace l’énergie potentielle en fonction d’une coordonnée appelée coordonnée de réaction. Définition : coordonnée de réaction On appelle coordonnée de réaction l’abscisse curviligne le long du chemin réactionnel. Figure 3 : Energie potentielle molaire du système H, H, D – Courbes de niveaux c. Chemin réactionnel et coordonnée de réaction L’acte élémentaire consiste à passer de l’état d’équilibre d’équilibre : à l’état Figure 4 : Energie potentielle molaire en fonction de la coordonnée de réaction On doit donc passer d’un minimum d’énergie à un autre (« d’une vallée à une autre »), en franchissant une barrière d’énergie potentielle au cours de l’acte élémentaire (« pas de tunnel possible »). Il existe une multitude de chemins possibles, celui qui sera emprunter est appelé le chemin réactionnel. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 6 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours d. Etat de transition et énergie d’activation e. Principe de microréversibilité Définition : état de transition (ou complexe activé) L’état correspondant à l’énergie potentielle maximale (notée transition. ) est appelé état de i un acte élémentaire peut se dérouler dans l’autre sens, alors le chemin réactionnel sera parcouru en sens inverse. Remarques : - Il correspond à un arrangement spatial des atomes au cours de la réaction correspondant à un maximum d’énergie Il a une durée de vie infiniment petite (de l’ordre de s) : on ne peut pas l’isoler Il n’apparait pas dans le mécanisme : il ne faut donc pas le confondre avec un intermédiaire réactionnel Définition : énergie potentielle molaire d’activation La différence d’énergie potentielle molaire entre l’état de transition et l’état initial représente l’énergie potentielle molaire d’activation. cinétique Définitions : énergie potentielle molaire de réaction : thermodynamique Réactions exothermiques : : état final plus stable donc la réaction libère de l’énergie Réactions endothermiques : : état final plus stable donc la réaction prélève de l’énergie Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 7 A. Guillerand – BCPST 1 A f. Document de cours Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Influence d’un catalyseur sur le chemin réactionnel Un catalyseur agit en changeant le chemin réactionnel de manière à abaisser l’énergie d’activation. Voyons ceci sur l’exemple de la réaction : Mécanisme sans catalyseur : , énergie d’activation : Mécanisme avec catalyseur : étape cinétiquement déterminante, énergie d’activation : énergie d’activation : Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 8 A. Guillerand – BCPST 1 A Document de cours II. Simulation de réactions complexes 1. Vitesse de formation d’une espèce définit à partir des vitesses des différents actes élémentaires Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Mais les trois actes élémentaires n’ont pas lieu indépendamment les uns des autres. La vitesse de formation de chaque espèce doit obligatoirement dépendre de chaque acte élémentaire dans lequel elle apparait. On doit donc sommer les différentes expressions trouvées pour chaque espèce : Prenons l’exemple du mécanisme suivant : Cherchons à exprimer la vitesse de formation de chaque espèce (réactif, intermédiaire réactionnel et produit) en fonction des vitesses spécifiques de chaque acte élémentaire. On rappelle la définition de la vitesse de formation d’une espèce : Si la réaction Généralisation : on peut généraliser à l’aide de la formule suivante : avait lieu seule on aurait : : espèce chimique : vitesse de la réaction : nombre de réaction ayant lieu : coefficient stœchiométrique algébrique de dans la réaction Si la réaction Si la réaction avait lieu seule on aurait : avait lieu seule on aurait : Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 9 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours De la même manière, on obtient : 2. Réactions parallèles a. Détermination de l’évolution des concentrations de toutes les espèces au cours du temps tudions le cas de réactions jumelles toutes deux d’ordre 1 : L’évolution des concentrations est exponentielle, elles varient avec une constante de temps : b. Simulation A : , La mise en équation, en utilisant la formule précédente, permet d’obtenir : Pour , grâce à un logiciel de simulation : , , on obtient les graphes suivants Puisque toutes les réactions sont d’ordre 1, on obtient : On obtient donc un système de trois équations différentielles à résoudre. L’équation se résoud de manière classique pour déterminer : expression que l’on peut injecter dans l’équation : Figure 5 : Simulation dans le cas de réactions jumelles d’ordre 1 Pour deux réactions jumelles, non renversables et ayant les mêmes ordres partiels, la réaction la plus avancée est toujours celle qui est la plus rapide. On remarque qu’à chaque instant : Notion de contrôle cinétique : La composition du mélange est sous contrôle cinétique : le produit le plus abondant est celui qui se forme le plus rapidement (indépendamment de sa stabilité). Croissance exponentielle Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 10 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours 3. Réactions opposées a. Détermination de l’évolution des concentrations de toutes les espèces au cours du temps b. Simulation Pour , , obtient les graphes suivants grâce à un logiciel de simulation. , on Etudions le cas de réactions opposées toutes deux d’ordre 1 : A : , La mise en équation permet d’obtenir : Puisque toutes les réactions sont d’ordre 1, on obtient : Figure 6 : Simulation dans le cas de réactions opposées d’ordre 1 On obtient un système de deux équations différentielles couplées. Pour les résoudre on doit effectuer un changement de variable en introduisant l’avancement de la réaction . Après résolution on obtient : L’évolution des concentrations est exponentielle, elles varient avec une constante de temps : Lorsqu’un système est le siège de deux réactions opposées, on observe, quelque soit l’ordre des réactions, que les réactifs et les produits coexistent dans le milieu réactionnel, à la fin de la réaction. Le système est donc le siège d’un équilibre chimique et les concentrations des différentes espèces satisfont à la loi : Un équilibre chimique est un équilibre dynamique : le système est toujours le siège des deux réactions opposées, mais les espèces fournies par l’une sont consommées par l’autre de manière à ce que la composition du système ne varie pas au cours du temps : On obtient donc : La composition du mélange est sous contrôle thermodynamique elle traduit la stabilité relative des espèces présentes dans le milieu. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 11 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours 4. Réactions consécutives b. Simulation a. Détermination de l’évolution des concentrations de toutes les espèces au cours du temps Pour , grâce à un logiciel de simulation. , , on obtient les graphes suivants Etudions le cas de deux réactions consécutives toutes deux d’ordre 1 : A : , La mise en équation permet d’obtenir : Puisque toutes les réactions sont d’ordre 1, on obtient : La résolution est plus complexe car l’équation non constant. Voici les solutions obtenues : fait apparaître un second membre Figure 7 : simulation dans le cas de réactions consécutives d’ordre 1 Remarques : On ne peut pas définir de constante de temps pour l’évolution des concentrations de et . - Le constituant est l’intermédiaire réactionnel. La concentration d’un intermédiaire réactionnel augmente, puis passe par un maximum puis diminue jusqu’à être nulle à nouveau. Sa vitesse de formation devient donc nulle puis négative. - Malgré le bilan : On ne peut donc pas définir de vitesse spécifique de réaction, mais seulement les vitesses de formations et de disparition des différents constituants. Dans certains cas on peut faire des approximations pour pouvoir définir une vitesse de réaction. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 12 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours c. Cas Remarques :  Etude qualitative à partir de l’allure des graphes : pour , , , on obtient les graphes suivants grâce à un logiciel de simulation, au début de l’évolution du système (figure 8) et au cours de l’évolution du système (figure 9). - - décroît avec une constante de temps , comme , la constante de temps est très petite : a été quasiment entièrement consommé tandis que n’a presque pas augmenté. : la réaction est plus « facile cinétiquement» que la réaction 2 - donc s’accumule se forme très vite mais est consommé très lentement : - Après l’initiation de la réaction la concentration en évolue comme si on n’avait que : évolution indépendante de la vitesse de  Etude quantitative à partir des expressions des concentrations : Si , alors sauf pour On a donc, sauf pour Figure 8 : Composition du mélange réactionnel au début de l’évolution du système : : Ces deux concentrations varient de manière exponentielle avec une constante de temps imposée par la réaction :  Conclusion et ne dépendent quasiment que de l’étape 2 (étape dont la constante est la plus faible, étape la plus difficile cinétiquement). Mais ceci n’est pas valable pour des instants proche de . Figure 9 : Composition du mélange réactionnel au cours de l’évolution du système Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 13 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours d. Cas Remarques :  Etude qualitative à partir de l’allure des graphes : pour , , , on obtient les graphes suivants grâce à un logiciel de simulation, au cours de l’évolution du système (figure 10) et pour des temps proches de l’origine (figure 11). - diminue plus lentement - : la réaction - est plus « difficile cinétiquement» que la réaction 2 donc se forme très difficilement mais est consommé très facilement : ne s’accumule pas La concentration en évolue comme si on n’avait que indépendante de la vitesse de : évolution  Etude quantitative à partir des expressions des concentrations : Si , alors sauf pour On a donc, sauf pour Figure 10 : Composition du mélange réactionnel au cours de l’évolution du système : : Ces deux concentrations varient de manière exponentielle avec une constante de temps imposée par la réaction :  Conclusion et ne dépendent quasiment que de l’étape 1 (étape dont la constante est la plus faible, étape la plus difficile cinétiquement). Mais ceci n’est pas valable pour des instants proche de . Figure 11 : Composition du mélange réactionnel au début de l’évolution du système Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 14 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours 5. Approximations courante lors de l’étude d’un mécanisme a. Approximation de l’étape cinétiquement déterminante Dans les deux cas la vitesse de formation du produit est déterminée par l’étape dont la constante de vitesse est la plus faible. C’est cette étape qui impose sont échelle de temps. Approximation de l’étape cinétiquement déterminante (AECD) : i dans une série de réactions successives, l’une des étapes présente une échelle de temps beaucoup plus grande que celle des autres étapes, cette étape appelée étape cinétiquement déterminante (ECD), impose sa vitesse aux étapes suivantes et donc à la réaction globale de formation des produits. Remarques : - Les étapes qui suivent l’ECD ont une vitesse égale à celle de l’ECD : interdiction de dire qu’elles sont plus rapides ! On dit qu’elles sont plus faciles. - Dans l’approximation on parle de l’échelle de temps : on ne peut pas toujours comparer les constantes spécifiques de vitesse directement ! On compare toujours des grandeurs de même dimension : dimension temporelle. Cela dépend donc de l’ordre des réactions. - Ordre 1 : en donc la constante de temps est Ordre 2 : en donc le temps caractéristique est : b. Approximation de l’état quasi-stationnaire (ou principe de Bodenstein) Cette approximation s’applique dans le cas - - Figure 12 : Evolution des vitesses de formation et de disparition des différentes espèces Approximation de l’état quasi-stationnaire (AEQS) Soit un intermédiaire réactionnel formé par une réaction et consommé par un ensemble d’autres réactions. i l’une de ces réactions est beaucoup plus facile que la réaction de formation de alors après une période d’induction : - est négligeable devant les concentrations des réactifs (début de réaction) et des produits (fin de réaction) - est négligeable devant les vitesses de formation des produits et les vitesses de disparition des réactifs. est dit dans un état quasi stationnaire et cela se traduit mathématiquement par : . La constante de formation de est beaucoup plus faible que sa constante de disparition. Donc la concentration de cet intermédiaire réactionnel reste très inférieure aux autres concentrations (sauf pour et ). La figure 12 représente l’évolution des vitesses de formation ou de disparition des espèces : on observe que : est négligeable devant les autres vitesses sauf pour . Remarque : ne jamais dire que la vitesse de formation ou de disparition de nulle ! i elle l’était il n’y aurait pas de réaction. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 15 est A. Guillerand – BCPST 1 A Document de cours Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 c. Approximation du pré-équilibre rapide Cette approximation pourra s’utiliser quand un équilibre précède des actes élémentaires successifs et si cet équilibre a le temps de s’établir : donc s’il est « rapide ». Approximation du pré-équilibre rapide : Si une étape est renversable et que les vitesses des étapes dans le sens direct et indirect sont très grandes devant les vitesses des autres étapes, on pourra considérer que l’équilibre thermodynamique pour cette étape est atteint à chaque instant. Par conséquent on pourra écrire : que les vitesses dans les sens direct et indirect sont égales : que les concentrations des espèces intervenant dans cet équilibre vérifient à chaque instant la loi de Guldberg et Waage associée à cette étape : Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 16 A. Guillerand – BCPST 1 A Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Document de cours III. Etablissement d’un mécanisme réactionnel 1. Méthode Etablissement de la loi cinétique : Loi de Van’t Hoff pour chaque étape : Première étape : étude expérimentale - Analyse du mélange en fin de réaction (produits majoritaires, produits secondaires, …) Analyse en temps réel : identification des intermédiaires réactionnels Détermination de la loi de vitesse expérimentale - Deuxième étape : modélisation par un mécanisme Définition de la vitesse de réaction : Troisième étape : la loi cinétique trouvée par l’étude du mécanisme doit être la même que la loi expérimentale On choisit généralement l’espèce qui apparaît dans le moins d’étape pour définir la vitesse de réaction. Ici, par exemple : 2. Exemple de l’étude d’une réaction par stades Nous allons étudier l’exemple de l’hydrolyse du chlorure de tertiobutyle, dont nous avons déterminé la loi cinétique expérimentale en TP. Définition des vitesses de formation de chaque espèce du bilan : Cette étape ne sera absolument pas nécessaire en exercice, on n’exprimera que les dérivées nécessaires à la résolution Données : Bilan : Bilan énergétique : la réaction est exothermique Loi cinétique expérimentale : Mécanisme proposé : On propose le mécanisme simplifié suivant : On n’exprime pas la vitesse de formation de l’eau puisque c’est le solvant Remarque : en toute rigueur la vitesse de réaction ne peut pas être défini car Votre objectif est de vérifier que moyennement quelques hypothèses, le mécanisme permet d’obtenir la loi cinétique expérimentale. Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 17 A. Guillerand – BCPST 1 A Document de cours Lycée Hoche – Versailles – 2014/2015 Approximations : Cette vitesse pourra être définie moyennant des approximations : les intermédiaires réactionnels et sont relativement instables, ils vont donc être consommés plus facilement qu’ils n’auront été formés, ils ne s’accumulent pas dans le milieu, on peut leur appliquer l’approximation des états quasi-stationnaires. AEQS pour Donc : : Ainsi : En fonction des vitesses des étapes Conclusion : AEQS pour : En toute rigueur le mécanisme proposé ne permet pas d’obtenir la loi d’ordre 1 proposé. La loi d’ordre 1 se retrouve en effectuant une approximation supplémentaire. Hypothèse : étape 2 plus facile que l’étape –1 En fonction des vitesses des étapes Ainsi : Ainsi : Remarque : On a bien tous les égaux, donc la vitesse de réaction est bien définie dans le cadre de ces approximations. Utilisation des approximations pour déterminer la vitesse de réaction : La vitesse de réaction ne doit pas faire intervenir les concentrations des espèces intermédiaires, on va utiliser les AEQS pour exprimer On retrouve une loi d’ordre 1 par rapport à l’étape 1 est cinétiquement déterminante. et par rapport à . , Remarque : Expérimentalement on s’est aperçu que le modèle d’ordre 1 n’était valide qu’en première vue de l’analyse des résultats expérimentaux. En particulier l’écart au modèle était très important au début de la réaction. En effet il faut se rappeler que l’approximation de l’AEQ n’est pas valable au début, il y a d’abord une phase d’initiation ou la concentration en intermédiaires réactionnels augmentent. TOUT ’EXPLIQUE !! (enfin presque…) + profil réactionnel Cinétique chimique – Chapitre 2 :Mécanismes réactionnels – Document de cours 18