Les vitesses de réaction - collegedina-belanger.qc.cacollegedina-belanger.qc.ca/wp-content/uploads/sites/34/2015/08/os... · chimique, des réactifs entrent en relation pour former

Grâce au développement de la chimie moderne, notre connaissance

des vitesses de réaction a évolué au point de permettre des avancées

spectaculaires dans plusieurs domaines. L’exemple de l’ingénierie

du bâtiment en démontre l’importance. Comment déterminer la vitesse

d’une réaction, comme celle de la dégradation des matériaux ?

Quels facteurs influencent la vitesse d’une réaction ?

�

Les vitesses de réaction

241

6CHAPITRE

6.1 Construit au-dessus de la ville souterraine, le Palais des congrès de Montréal a nécessitél’utilisation de matériauxcapables de résister aux conditions difficilesdu site.

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© ERPI Reproduction interdite

242 PARTIE III � LA C INÉT IQUE CHIMIQUE � THÉORIE

Dans ce chapitre, nous apprendrons à déterminer la vitesse d’une réaction. Ennous appuyant sur la théorie des collisions, nous examinerons comment etpourquoi différents facteurs, telles la nature, la surface de contact et la concentra-tion des réactifs, ainsi que la température du système et la présence d’un cataly-seur influent sur la vitesse d’une réaction. Finalement, nous étudierons la loi quimet en relation la vitesse d’une réaction et la concentration des réactifs.

Dans plusieurs domaines, il est important de connaître la vitesse de la réaction etles facteurs qui l’influencent. En voici quelques exemples :

� En aérospatiale : la vitesse de combustion du carburant dans les moteurs defusée;

� En ingénierie routière (construction de ponts ou d’échangeurs, par exemple) :la vitesse de durcissement des bétons;

� En ingénierie du bâtiment : la vitesse de dégradation des matériaux;

� En pharmaceutique : la vitesse d’action des médicaments dans le corps humain;

� En environnement : la vitesse de production des produits toxiques et celle d’éli -mi nation des polluants dans l’air ou dans l’eau;

� En médecine : la vitesse de progression d’une maladie.

Mais qu’est-ce que la vitesse de réaction ? On sait qu’au cours d’une réactionchimique, des réactifs entrent en relation pour former des produits. La vitesse deréaction correspond au rythme de cette relation, c’est-à-dire au rythme de trans -formation des réactifs (disparition) ou de formation des produits (apparition).

6.1 Qu’est-ce que la vitesse de réaction ?

CONCEPTS DÉJÀ VUS

o Propriétés caracté -ristiques physiqueset chimiques

o Concentration(mol/L)

o Transformationsphysiques etchimiques

LABO15. LA MESURE D’UNE

VITESSE DE RÉACTION

DÉFINITION

La vitesse d’une réaction correspond à la quantité de réactifs transforméspar unité de temps ou à la quantité de produits formés par unité de temps.

On peut calculer la vitesse d’une réaction en fonction des produits formés.

Vitesse de réaction en fonction des produits

Vitesse de réaction = Quantité de produits formésIntervalle de temps

On peut aussi calculer la vitesse d’une réaction en fonction des réactifs transformés.

Vitesse de réaction en fonction des réactifs

Vitesse de réaction = — Quantité de réactifs transformésIntervalle de temps



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CHAPITRE 6 � LES V ITESSES DE RÉACT ION � THÉORIE 243

Il est à noter que, par convention, on exprime lesvitesses de réaction par des valeurs positives. Puisque la quantité de réactifs transformés sera toujours néga-tive (car la quantité diminuera toujours, jusqu’à dis-paraître), il faut mettre un signe négatif devant ceterme de l’équation pour obtenir un résultat positif(voir à la page précédente).

On peut d’ailleurs constater, dans le graphique de la FIGURE 6.2, que la quantité de réactifs diminue pro por -tionnellement à l’augmentation de celle des pro duits, àmesure que la transformation se déroule.

Comment déterminer la vitesse d’une réactionExpérimentalement, la quantité de réactifs transformés et la quantité de produitsformés peuvent se mesurer de différentes façons. Pour choisir la méthode la plusappropriée, il faut tenir compte de l’état physique de la substance à mesurer (réac-tif ou produit). Par exemple, on peut peser un solide, ou encore mesurer la pres-sion d’un gaz. Le TABLEAU 6.3 présente des façons de mesurer la quantité de matièretransformée ou formée en fonction de l’état physique de la substance à mesurer.

6.3 DIFFÉRENTES FAÇONS DE MESURER UNE QUANTITÉ DE MATIÈRE EN FONCTION DE L’ÉTAT PHYSIQUE D’UNE SUBSTANCE

État physique Mesure de la quantité de matière

Solide Masse, nombre de particules

Liquide Masse, volume, nombre de particules

Gaz Masse, volume, pression, concentration, nombre de particules

Solution aqueuse Concentration

La façon de mesurer la quantité de matière détermine alors la méthode pour cal-culer la vitesse de réaction. Le TABLEAU 6.4 présente les formules qui en découlent.

6.2 LE NOMBRE DE PARTICULES EN FONCTION DU TEMPS D’UNE RÉACTION

Nombre de particules

Temps (s)

Produits

Réactifs

6.4 DIFFÉRENTES FAÇONS DE CALCULER LA VITESSE DE RÉACTION EN FONCTION DE LA MESURE DE LA QUANTITÉ DE MATIÈRE CHOISIE

Mesure de Instrument Calcul de vitesse Unité de la quantité de mesure mesure de de matière la vitesse

Masse Balance g/s

Volume Cylindre gradué, L/s ou ml/sburette à gaz

Pression Manomètre kPa/s

Concentration Spectrophotomètre, mol/L• spH-mètre

Nombre de Aucun mol /sparticules (s’obtient par calcul)

Vitesse = ∆masse∆temps

Vitesse = ∆volume∆temps

Vitesse = ∆pression∆temps

Vitesse = ∆concentration molaire∆temps

Vitesse = ∆nombre de particules∆temps

Note : le symbole ∆ signifie «variation de».




On fait réagir un morceau de 0,06 g de zinc dans 100 ml d’une solution d’acide chlorhydrique à 2 mol/L, selon l’équation suivante :Zn(s) + 2 HCl(aq) � ZnCl2(aq) + H2(g)

Après 142 min 28 s, on constate que le morceau de zinc a complètement disparu. Quelle est la vitesse de cette réactionen g/s ?

Vitesse = = = 7,02 × 10—6 g/s

La vitesse de la réaction est de 7 × 10—6 g/s en fonction du zinc.

—(0 g — 0,06 g)8548 s — 0 s

—∆masse∆temps

La réaction du zinc dans l’acide chlorhydrique.

Les instruments de mesure permettant de déterminer la masse, le volume ou lapression nous sont familiers. En ce qui a trait à la mesure de la concen tration, onconnaît habituellement la concentration initiale de la solution utilisée. Toutefois, ilest plus difficile de mesurer la variation de concentration de cette même solutionen fonction du temps. Dans ce sens, le spectrophotomètre et le pH-mètre sont desappareils utiles. Le spectrophotomètre permet de mesurer l’absorbance, c’est-à-dire la capacité d’une solution à absorber la lumière qui la traverse. Quant aupH-mètre, il permet de déterminer le pH qui varie selon le niveau d’acidité ou debasicité d’une solution.

Voyons quelques exemples de calculs de vitesse de réaction. Dans le premierexemple, l’état physique de la substance choisie est solide. Par conséquent, c’est lamasse qui a été déterminée.

Un spectrophotomètreUne balance Un manomètre

6.5

Différents instruments permettant de déterminer la quantité de matière en jeu.


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6

CHAPITRE 6 ❙ L E S V I T E S S E S D E R É AC T I O N ❙ THÉORIE 245

Dans l’exemple de la page précédente, la vitesse de réaction a été déterminée enmesurant le temps nécessaire pour faire réagir complètement une quantitéprédéterminée de zinc. On pourrait aussi mesurer la perte de masse du systèmedurant un certain laps de temps. Cette perte de masse correspond alors à la massede gaz formé qui s’est échappée dans l’air.

Voici un autre exemple dans lequel la vitesse de la réaction est déterminée enmesurant le volume de gaz libéré en fonction du temps.

Soit la réaction du bicarbonate de sodium avec de l’acide acétique (vinaigre) à une température de 22 °C et à une pression de 102,3 kPa.En 1 min 26 s, vous recueillez, par déplacement d’eau, 46,8 ml de CO2. L’équation chimique est la suivante :

NaHCO3(aq) + CH3COOH(aq) ➞ H2O(l) + NaCH3COO(aq) + CO2(g)

Quelle est la vitesse de cette réaction, en ml/s ?

Vitesse = = =

Vitesse = 0,544 ml/s

La vitesse de la réaction est donc de 0,54 ml/s en fonction du CO2 gazeux produit.

46,8 ml86 s

46,8 ml — 0 ml86 s — 0 s

ΔvolumeΔtemps

Pour déterminer la vitesse de réaction entre le bicarbonate de sodium et l’acideacétique, on pourrait aussi suivre la progression de la réaction à l’aide d’un pH-mètre. La mesure du pH permet de calculer la concentration en acide acétique(voir le chapitre 8).

Lorsqu’une réaction est très lente, comme dans le cas de la décomposition desplastiques, il est plus adéquat d’exprimer la vitesse de réaction en fonction d’uneunité de temps élargie, par exemple en heures ou en années.

Même si on détermine la vitesse d’une réaction en fonction d’une substance (réac-tif ou produit), il ne faut pas oublier que la vitesse s’applique à l’ensemble de latransformation. Donc, la vitesse de réaction devrait être la même peu importe laméthode choisie, pourvu qu’on la compare dans les mêmes conditions, en mol/sou en mol/L•s.

COMMENT TRANSFORMER LES UNITÉS D’UNE VITESSE DE RÉACTION ?

Par la formule qui met en relation la masse molaire et la masse, M = (voirl’introduction), ou encore la formule des gaz parfaits, PV = nRT (voir le chapitre 2),il est possible de transformer les quantités de matière mesurées expérimentale-ment en mol ou en mol/L. Il est à noter toutefois que la variation de concentra-tion ne peut être déterminée que pour une substance en phase aqueuse ougazeuse. Dans le cas d’un solide ou d’un liquide, la concentration ne varie pas avecle temps. En fait, elle correspond à la masse volumique, propriété caractéristiqueinvariable.

Le dioxyde de carbone produitest recueilli par déplacementd’eau.

mn

11120_cyr_ch_06-c-a_3.qxd:Layout 1 5/18/10 10:05 AM Page 245



Dans l’exemple de la page 244, nous avions obtenu une vitesse de réaction de 7 × 10—6 g/s en fonction du zinc. Quelle est la vitesse de réaction en mol/s ?

M = d’oùmn

n = = = 1,07 × 10—7 mol

La vitesse de la réaction est de 1 × 10—7 mol/s en fonction du zinc. Comme le zinc est solide, on ne peut calculer sa vitesse en mol/L• s.

7 × 10—6 g65,38 g/mol

mM

Voyons maintenant l’exemple du bicarbonate de sodium en présence d’acide acétique.

Dans l’exemple de la page 245, nous avions obtenu une vitesse de réaction de 0,54 ml/s en fonction du CO2 gazeux. Quelle sera la vitesse de réaction en mol/s et en mol/L• s, sachant que nous avions recueilli 46,8 ml de gaz à une pression de 102,3 kPa et à une température de 22 °C en 86 s ?

Comme le dioxyde de carbone est recueilli pardéplacement d’eau, il faut d’abord calculer sa pressionpartielle (voir le chapitre 2 ).

Calcul de la pression partielle du CO2

PpCO2= PT — PpH2O

PpCO2= 102,3 kPa — 2,64 kPa = 99,66 kPa

Il faut ensuite transformer le volume, soit 46,8 ml, quiéquivaut à 4,68 × 10—2 L, en mol, par la formule des gazparfaits.

Calcul du nombre de moles de CO2

PV = nRT d’où

n = = = 1,90 × 10—3 mol

Il y a donc 1,90 × 10—3 mol de dioxyde de carbone dans 46,8 ml de gaz.

Calcul de la vitesse en mol/s

v = =

= 2,2 × 10—5 mol/s

∆nombre de particules∆temps

1,90 × 10—3 mol — 0 mol86 s — 0 s

PVRT

99,66 kPa × 4,68 × 10—2 L8,314 kPa •L/mol •K × 295 K

La vitesse de réaction est donc de 2,2 × 10—5 mol/sen fonction du dioxyde de carbone.Pour convertir la vitesse en mol/L• s, il faut trouver la concentration du dioxyde de carbone à partir du calcul précédent.

Calcul de la concentration

C = = = 0,0406 mol/L

Calcul de la vitesse en mol/L• s

v = =

= 4,72 × 10—4 mol/L• s

La vitesse de la réaction est donc de 4,7 × 10—4 mol/L• s en fonction du dioxyde de carbone.

0,0406 mol/L — 0 mol/L86 s — 0 s

∆[CO2]∆temps

1,90 × 10—3 mol4,68 × 10—2 L

nV

Voyons maintenant comment, dans les exemples précédents, nous pouvons trans-former les vitesses obtenues en mol/s ou en mol/L•s. Commençons par la réac-tion du zinc en présence d’acide chlorhydrique.


La vitesse générale d’une réactionLa vitesse d’une réaction dépend de la proportion de la substance choisie (réactif ouproduit). Cette proportion est définie par le coefficient qui pré cède chaque sub-stance dans l’équation chimique balancée. Considérons la réac tion de synthèse del’iodure d’hydrogène, qui s’effectue selon l’équation suivante:

H2(g) + I2(g) � 2 HI(g)

Examinons, dans les mêmes conditions de mesure,la vitesse de formation de l’iodure d’hydrogène (leproduit) et la vitesse de disparition de chacun desréactifs. On constate que la vitesse de formation duproduit (l’iodure d’hydrogène) est deux fois plusgrande que la vitesse de disparition de chacun desréactifs (voir la FIGURE 6.6). En effet, une molécule dedihydrogène avec une molécule de diiode formentdeux molécules d’iodure d’hydrogène. Donc, dansun même intervalle de temps, pour chaque molé -cule de réactifs transformée, deux fois plus de molé -cules de produits sont formées. C’est ce qui expliqueque la vitesse déterminée en fonction du produit(l’iodure d’hydrogène) soit deux fois plus grandeque celle déterminée en fonction de chacun desréactifs.


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Les poêles à bois conformes à la certification EPA (émisepar l’Agence américaine de protection de l’environ -nement) émettent jusqu’à 90% moins de fumée et depolluants que les appareils conventionnels. Alors qu’unpoêle à bois ordinaire projette de 40 à 60 grammes departicules fines par heure, un poêle à bois homologuéEPA n’en laisse échapper que de 2 à 5 grammes. Quel estle secret de ces appareils qui consomment jusqu’à 33%moins de bois ? La combustion plus complète du bois.

Pour ce faire, la température doit être élevée. Mais il fautaussi avoir suffisamment d’oxygène et de temps pourque les gaz de combustion brûlent complètement.

Les foyers à combustion évoluée utilisent deux cheminsdistincts d’air de combustion. Le premier alimentedirectement la combustion du bois, tandis que le secondest situé immédiatement au-dessus du feu principal afind’enflammer les produits non entièrement brûlés avantqu’ils ne soient relâchés dans la cheminée.

Adapté de : Danielle BONNEAU, «Se chauffer sans polluer», Cyberpresse [en ligne], 19 février 2007.

Un foyer à combustion évoluée

Un foyer à combustion évoluée, efficace et écologique.

ARTICLE TIRÉ D’INTERNET

6.6 LA CONCENTRATION DES RÉACTIFS ET DES PRODUITS EN FONCTION DU TEMPS

Concentration (mol/L)

Temps (s)0

020 40 60

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

Concentrationdes produits

Concentrationdes réactifs




Pour que la vitesse d’une réaction soit la même peu importe la substance choisie(réactif ou produit), on utilise la vitesse générale de réaction, que l’on calcule dela façon suivante :

Vitesse générale de réaction

Soit la réaction hypothétique suivante : aA + bB � cC + dD

vg = = = =

où vg représente la vitesse générale, en mol/L•s ou en mol/svA, vB, vC et vD représentent la vitesse en fonction de chacune des substances en jeu dans la réaction, en mol/L•s ou en mol/sa, b, c et d représentent les coefficients de chaque substance

vDd

vCc

vBb

vAa

L’expression de la vitesse générale de réaction peut aussi être utile pour détermi-ner la vitesse de réaction en fonction d’une autre substance de la réaction. Voyonsun exemple d’application.

Soit la réaction de décomposition du peroxyde d’hydrogène :2 H2O2(aq) � 2 H2O(l) + O2(g)

Si la concentration du peroxyde d’hydrogène passe de 0,10 mol/L à 0,06 mol/L en 85 s, quelle est la vitessegénérale de la réaction ? Et quelle est la vitesse de réaction en fonction du H2O et du O2?

Calcul de la vitesse de réaction en fonction du H2O2

vH2O2= =

= 4,7 × 10—4 mol/L• s

Calcul de la vitesse générale de la réaction

vg = =

= 2,4 × 10—4 mol/L• s

vH2O2

24,7 × 10−4 mol/L• s

2

—(0,06 mol/L — 0,10 mol/L)85 s — 0 s

—∆[H2O2]∆t

Calcul de la vitesse de réaction en fonction du H2OOn ne peut calculer la vitesse de réaction enfonction du H2O en mol/L• s, puisqu’il est liquide.

Calcul de la vitesse de réaction en fonction du O2

Comme le coefficient du O2 est 1, la vitesse deréaction en fonction du O2 est égale à la vitessegénérale, soit 2,4 × 10—4 mol/L• s.

L’étude graphique de la vitesse de réactionHabituellement, la vitesse d’une réaction varie avec le temps. Prenons l’exemplede la décomposition du peroxyde d’hydrogène:

2 H2O2(aq) � 2 H2O(l) + O2(g)

La FIGURE 6.7 illustrant la concentration du peroxyde d’hydrogène en fonction dutemps permet de confirmer que la vitesse de cette réaction ne demeure pas cons-tante tout au long de la transformation. En effet, si tel était le cas, le graphiquemontrerait une droite plutôt qu’une courbe. En effectuant quelques calculs devitesse, on peut confirmer cette observation.



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Par exemple, la vitesse de la réactionpar rapport au peroxyde du rant lapremière minute est la suivante:

v = —∆[H2O2]

∆t

=

= 0,0030 mol/L•s

—(0,70 mol/L — 0,88 mol/L)60 s — 0 s

Tandis que la vitesse de la réactionpar rapport au peroxyde entre la9e et la 10e minute est celle-ci :

v = —∆[H2O2]

∆t

=

= 0,0005 mol/L•s

—(0,09 mol/L — 0,12 mol/L)600 s — 540 s

6.7 LA CONCENTRATION DE H2O2 EN FONCTION DU TEMPS

[H2O

2] (mol/L)

Temps (min)0 1 2 3 4 5 6 7 8

0,100

0,200,300,400,500,600,700,800,90

Toutes les vitesses calculées jusqu’à maintenant sont en fait desvitesses moyennes, puisqu’elles sont associées à un certain inter-valle de temps. Par opposition, une vitesse instantanée corres pondà une vitesse mesurée à un instant précis. Plus l’intervalle de tempsest court, plus la vitesse calculée se rapproche de la vitesse instan-tanée. On peut aussi déterminer la vitesse instantanée en calculantle taux de variation de la tangente tracée à partir du graphique dela concentration en fonction du temps. Au temps zéro, la vitesseinstantanée correspond à la vitesse initiale de la réaction.

ENRICHISSE

MEN

TE

6.9 LA CONCENTRATION DE H2O2 EN FONCTION DU TEMPS (VITESSE INSTANTANÉE)

[H2O

2] (mol/L)

Temps (s)0 60 120 180 240 300 360 420 480 540 600

0,100

0,200,300,400,500,600,700,800,90 Vitesse initiale à 0 s

Vitesse instantanée à 300 s

9 10

6.8

La vitesse instantanée d’une réaction peutse comparer à la vitesse d’une voituremesurée par un radar de contrôle routier.




Jusqu’à maintenant, nous avons parlé des vitesses de réaction sans qu’il soit vrai-ment nécessaire d’examiner ce qui se passe au niveau des atomes ou des molécules.Cependant, pour comprendre pourquoi certaines réactions sont lentes et d’autresrapides, et quels sont les facteurs qui influent sur la vitesse de réaction, il fautmieux connaître l’interaction des particules de réactifs.

Selon la théorie des collisions, deux conditions sont essentielles pour qu’il y aitréaction:

A. Les particules des réactifs doivent entrer en collision les unes avec les autrespour pouvoir amorcer la réaction (voir la FIGURE 6.10A).

B. Ces particules doivent posséder un minimum d’énergie cinétique (Emin). Cetteénergie leur sera nécessaire pour briser des liaisons et ainsi amorcer la réaction(voir la FIGURE 6.10B). Elle correspond à l’énergie d’activation de la réaction (Ea).

6.2 La théorie des collisions

6.10

Les conditions essentielles pour provoquer une réaction.

CONCEPT DÉJÀ VU

o Modèle particulaire(ou corpusculaire)

A B

Énergie cinétique

Emin = Ea

Portion departicules ayantla possibilité de réagir

Nombre de particules

Les particules des réactifs entrent en collision.

Les particules des réactifs possèdent suffisamment d’énergie cinétique.

Il est à noter que le graphique de la FIGURE 6.10B découle de la courbe de distri-bution de Boltzmann (voir le chapitre 1). L’énergie cinétique des particules estl’énergie associée à leur mouvement. Elle varie en fonction de la température del’échantillon de matière. Ainsi, pour une température donnée, l’énergie cinétiquemoyenne de l’ensemble des particules demeure constante. Par contre, comme lemontre le graphique, les particules qui constituent cet échantillon de matière nepossèdent pas toutes la même quantité d’énergie cinétique. Seules les particulespossédant le minimum d’énergie requis pour amorcer la réaction ont la possibilitéde réagir. Elles sont représentées par l’aire de la région hachurée sous la courbe.

Lorsque des particules de réactifs se rencontrent maisne possèdent pas suffisamment d’énergie, elles rebon -dissent sans être transformées (voir la FIGURE 6.11). Ondit alors qu’il s’agit de collisions élastiques .

ÉTYMOLOGIE

«Élastique» vient du motgrec elaunein, qui signifie«action de pousser».

H2(g) + l2(g) � 2 Hl(g)



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6.11 Lorsque les particulesde réactifs n’ont passuffisamment d’énergiepour réagir, il n’y a pasformation de produits.

Départ Collision Après la collision

Même si les réactifs possèdent suffisamment d’énergie, il arrive parfois que les par-ticules de réactifs ne soient pas transformées. Pourquoi ? Parce que certains anglesde collision ne sont pas propices à la transformation, comme cela est illustré à laFIGURE 6.12B.

6.12

L’angle selon lequel les particules se frappent peut déterminer s’il y aura ou non réaction. La réaction suivante est un exemple où l’angle a une importance :I— + CH3Br � ICH3 + Br

—

A Angle approprié(peut mener à la formation des produits)

B Angle non approprié(ne peut mener à la formation des produits)

DÉFINITION

Une collision élastique survient lorsque des particules de réactifs se rencon-trent sans entraîner la formation de produits. Une telle collision a lieu si lesparticules de réactifs ne possèdent pas suffisamment d’énergie pour se mou-voir ou si elles se frappent selon un angle inapproprié.

Par opposition, la collision peut être efficace.DÉFINITION

Une collision efficace survient lorsque la rencontre de particules de réactifs quipossèdent le minimum d’énergie pour réagir entraîne la formation de produits.

6.13 Lorsque les réactifs ontsuffisamment d’énergiepour réagir, il y aformation de produits.

Départ Collision Après la collision

Le nombre de collisions efficaces détermine la vitesse d’une réaction. C’est le fon -dement de la théorie des collisions. Plus il y a de collisions efficaces, plus la vitessede réaction est grande, donc plus la réaction est rapide. Le contraire est aussi vrai.Moins il y a de collisions efficaces, plus la vitesse de réaction est petite, donc plusla réaction est lente.

CH3BrI— CH3BrI—

ANIMATION

ANIMATION




On peut faire varier le nombre de collisions efficaces en modifiant certains para -mètres de la réaction: le nombre total de collisions, l’énergie cinétique moyennedes particules ou l’énergie minimum nécessaire pour qu’il y ait réaction. Un résuméest présenté au TABLEAU 6.14.

6.14 L’EFFET DE LA VARIATION DE CERTAINS PARAMÈTRES SUR LA VITESSE DE RÉACTION

Variation du nombre Variation de l’énergie Variation de l’énergie Résultattotal de collisions cinétique moyenne minimum pour réagir

Si le nombre total de OU

Si l’énergie cinétique des OU

Si l’énergie minimum la vitesse augmente.collisions augmente… particules augmente… pour réagir diminue…

Si le nombre total de OU

Si l’énergie cinétique OU

Si l’énergie minimum la vitesse diminue.collisions diminue… des particules diminue… pour réagir augmente…

La vitesse de réaction d’un mécanismeréactionnelLorsque la réaction fait intervenir plusieurs molécules de réactifs à la fois, il est peuprobable qu’elles se rencontrent toutes en même temps. Par exemple, la combus-tion d’une molécule de glucose, qui nécessite six molécules de dioxygène, se pro-duira fort probablement en plusieurs étapes. L’ensemble de ces étapes est appelé«mécanisme réactionnel» (ou mécanisme de réaction).

Dans de telles circonstances, la vitesse de la réaction globale (mécanisme réaction-nel) dépend de l’étape la plus lente, c’est-à-dire celle dont l’énergie d’activation estla plus grande. En effet, la réaction globale ne peut être plus rapide que son étapela plus lente.

DÉFINITION

La vitesse de réaction d’un mécanisme réactionnel est déterminée par l’étapela plus lente, soit celle dont l’énergie d’activation est la plus grande.

6.15 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE D’UN MÉCANISME RÉACTIONNEL

H (kJ/mol)

Progression de la réaction

Étape 1 Étape 2 Étape 3—10—505101520253035

Ea = 10 kJ

Ea = 35 kJEa = 25 kJ

Ainsi, selon le diagramme énergétique de la FIGURE 6.15, l’étape 2 constitue l’étapedéterminante du mécanisme réactionnel illustré.


Nom: Groupe : Date :


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CHAPITRE 6 � LES V ITESSES DE RÉACT ION � EXERCICES 253

1. L’équation suivante représente la combustion du méthane :CH4(g) + 2 O2(g)�CO2(g) + 2 H2O(g)Quelles expressions expriment correctement la vitesse de cette réaction ? Si elle ne convient pas,expliquez pourquoi.La vitesse de la réaction correspond…

a) au temps requis pour la combustion d’une mole de méthane.Cette expression ne convient pas parce que la vitesse s’exprime par unité de temps et non par

mole.

b) au nombre de moles de méthane brûlées au cours de la réaction.Cette expression ne convient pas parce qu’on n’y fait pas mention du temps.

c) au nombre de moles de dioxygène transformées par unité de temps.Cette expression convient.

d) au nombre de moles de dioxyde de carbone transformées par unité de temps.Cette expression ne convient pas puisque le dioxyde de carbone n’est pas transformé, il est formé.

e) au nombre de moles de dioxyde de carbone formées au cours de la réaction.Cette expression ne convient pas parce qu’on n’y fait pas mention du temps.

f) au nombre de moles de méthane brûlées par unité de temps.Cette expression convient.

2. Proposez deux façons plausibles de déterminer expérimentalement la vitesse de chacune desréactions ci-dessous. Exemples de réponses.

a) Ca(s) + 2 H2O(l)�Ca(OH)2(aq) + H2(g)

6.1 Qu’est-ce que la vitesse de réaction ?

Exercices

Vitesse =

Vitesse = ∆volume de H2

∆temps

—∆masse de Ca∆temps Vitesse =

Vitesse = —∆concentration de Ca(OH)2

∆temps

—∆volume de H2O∆temps




254 PARTIE III � LA C INÉT IQUE CHIMIQUE � EXERCICES

b) Pb2+(aq) + 2 I—(aq)� PbI2(s)

Vitesse =

Vitesse = —∆[Pb2+] ∆temps

∆masse de Pbl2∆temps Vitesse =

—∆[I—] ∆temps

3. Pour suivre la progression de la réaction de synthèse de l’ammoniac en fonction du temps, vousmesurez la pression totale du système, tout en gardant la température constante. Sachant que la réaction s’effectue selon l’équation ci-dessous, indiquez si la pression diminuera ou augmentera au fur et à mesure que l’ammoniac est produit. Expliquez votre réponse.N2(g) + 3 H2(g)� 2 NH3(g)La pression diminuera puisqu’il y a moins de molécules du côté des produits que du côté des réactifs.

En effet, la pression est directement proportionnelle au nombre de molécules.

4. Gabrielle effectue une expérience pour déterminer la vitesse d’une réaction. À partir des résultatsobtenus, elle trace le graphique ci-dessous.

LA CONCENTRATION DE A EN FONCTION DU TEMPS

Concentration de A (mol/L)

Temps (s)0

02 4 6

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

1,2

a) Ce graphique représente-t-il la transformation d’un réactif ou la formation d’un produit ? Expliquez votre réponse.Puisque la concentration de A augmente avec le temps, ce graphique représente la formation

d’un produit.




CHIM

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b) La vitesse de la réaction est-elle constante tout au long de la réaction ? Expliquez votre réponse.La vitesse de la réaction n’est pas constante puisque le tracé du graphique décrit une courbe,

ce qui démontre que la vitesse de la réaction diminue avec le temps.

c) Calculez la vitesse moyenne de la réaction entre la deuxième et la quatrième seconde.

v = = = 0,15 mol/L• s1,0 mol/L — 0,7 mol/L

4 s — 2 s∆concentration

∆temps

La vitesse moyenne de la réaction entre la deuxième et la quatrième seconde est de 0,2 mol /L• s.

La vitesse est de 2 × 10—5 mol/L• s.

Vitesse = = = 1,79 × 10—5 mol/L• s— (0,274 mol/L — 0,316 mol/L)

2340 s — 0 s—∆concentration

∆temps

5. Peut-on calculer une vitesse de réaction en km/h ou en m/s ?Non, puisqu’une réaction ne se déplace pas. En effet,

les km/h ou les m/s sont une mesure d’un

déplacement en fonction du temps.

6. Le saccharose (C12H22O11), principal constituant du sucre blanc, est un sucre complexe. Il peut se décomposer en sucres simples, soit en fructose et en glucose, en présence d’une solution diluéed’acide chlorhydrique. Cette réaction, qu’on appelle «hydrolyse du saccharose», s’effectue selonl’équation suivante :Saccharose(aq) + H2O(l)�Glucose(aq) + Fructose(aq)En effectuant la réaction à 23 °C avec une solution d’acide chlorhydrique à 0,5 mol/L, on note que la concentration du saccharose passe de 0,316 mol/L à 0,274 mol/L en 39 minutes. Calculez lavitesse de la réaction.





Concentration de l’éthanal

et du méthane (m

ol/L)

Temps (s)0

020 40 60

0,2

0,4

0,6

0,8

1,0

1,2

Éthanal

Méthane

b) Calculez la vitesse de la réaction pour cet intervalle de temps, en fonction de l’éthanal.

v = = = 8,24 × 10—3 mol/L• s0,588 mol/L — 1,000 mol/L

50 s — 0 s∆[CH3CHO]

∆t

La vitesse de réaction en fonction de l’éthanal est de 8,2 × 10—3 mol/L• s.

c) Calculez la vitesse de la réaction pour cet intervalle de temps, en fonction du méthane.

La vitesse de réaction en fonction du méthane est de 8,2 × 10—3 mol/L• s.

v = = = 8,24 × 10—3 mol/L• s0,412 mol/L — 0 mol/L

50 s — 0 s∆[CH4]

∆t

7. L’éthanal, CH3CHO, est un liquide incolore, volatil.Il dégage une odeur fruitée, détectable à partir de 0,067 ppm. Même s’il est naturellement produitpar certaines plantes, on considère que c’est unesubstance toxique et cancérigène. Lorsqu’on lechauffe, l’éthanal se décompose selon l’équationsuivante :CH3CHO(g)�CH4(g) + CO(g)Dans le tableau ci-contre, on présente les donnéesexpérimentales recueillies pour les 50 premières secondes.

a) Dessinez un graphique qui illustre la disparition de l’éthanal et la formation du méthane (CH4) en fonction du temps.

Temps (s) [CH3CHO] (mol/L)

0 1,000

10 0,877

20 0,781

30 0,699

40 0,637

50 0,588

Temps (s) [CH4] (mol/L)

0 0

10 0,123

20 0,219

30 0,301

40 0,363

50 0,412

TABLEAU DES DONNÉESLA CONCENTRATION DES RÉACTIFS ET DES PRODUITS

EN FONCTION DU TEMPS




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8. Amina fait réagir un morceau de 5,00 g de magnésium avec de l’acide nitrique, HNO3(aq). Après 9 minutes et 25 secondes, elle note qu’il y a encore 1,80 g de magnésium. Quelle est la vitesse de réaction pour cet intervalle de temps ?

a) Calculez la vitesse de la réaction en g/s.

v = = = = 0,00566 g/s3,20 g 565 s

—(1,80 g — 5,00 g) 565 s — 0 s

—∆masse ∆temps

b) Calculez la vitesse de la réaction en mol/s.

La vitesse de la réaction est de 5,66 × 10—3 g/s.

La vitesse est de 2,33 × 10—4 mol/s.

M = d’où n = m M

m n

n = = 2,328 × 10—4 mol0,00566 g24,31 g/mol

La concentration de A sera nulle à 80 secondes.

v = = = 0,01 mol/L• s —(0,7mol/L — 0,8 mol/L)

10 s — 0 s—∆[A]

∆t

∆t = = = 80 s—(0 mol/L — 0,8 mol/L)

0,01 mol/L• s—∆[A]v

9. Le graphique ci-contre représente lavariation de la concentration de A enfonction du temps.

a) Comment varie la vitesse de la réactionen fonction du temps ? Expliquez votreréponse.La vitesse demeure constante tout au

long de la réaction puisque la courbe

du graphique est une droite.

b) À quel moment la concentration de A sera-t-elle nulle ?


Concentration de A (mol/L)

Temps (s)0 20 40 60

0,2

0,4

0,6

0,8

0,10

0,3

0,5

0,7

0,9





10. Félix se prépare pour une expédition d’une fin de semaine. Afin de voyager le plus légèrement possible,il planifie rigoureusement son périple. Il prévoit préparer ses repas avec un petit réchaud à alcoolméthylique (CH3OH). L’étiquette de son réchaud indique que la vitesse de combustion de l’alcool est de 0,06 mol/min. Il calcule que son réchaud devra fonctionner durant au moins 4 heures. Dans ces conditions, quelle masse d’alcool méthylique devra-t-il transporter avec lui ?

Calcul du nombre de moles pour 4 heures (240 min)

= ? mol

240 min0,06 mol1 min

= 14,4 mol

Calcul de la masse d’alcool

M = d’où m =Mn

m = 32,05 g/mol × 14,4 mol = 461,5 g

0,06 mol × 240 min1 min

mn

11. Raphaël fait réagir des granules de magnésium dans de l’acide chlorhydrique. Il recueille le gaz produit,soit du dihydrogène, dans un contenant de 250 ml à une température de 25 °C. Au bout de 2 minutes28 secondes, il note que la pression a augmenté de 60 kPa.

a) Quelle est la vitesse de la réaction en mol/L• s ?

Calcul du nombre de mol de gaz forméP = 60 kPaV = 250 ml donc 0,250 LT = 25 °C + 273 = 298 K

PV = nRT d’où

n = =

= 0,00605 mol

60 kPa × 0,250 L8,314 kPa •L/mol •K × 298 K

PVRT

Calcul de [H2]

C = = = 0,0242 mol/L

Calcul de la vitesse de la réaction en fonctiondu H2 produit

v = =

= 1,64 × 10—4 mol/L• s

0,00605 mol0,250 L

nV

0,0242 mol/L — 0 mol/L148 s

∆[H2]∆t

b) Sachant que la réaction se déroule selon l’équation chimique ci-dessous, calculez la vitesse de la réaction en fonction de l’acide.Mg(s) + 2 HCl(aq)�MgCl2(aq) + H2(g)Comme le coefficient de l’acide est deux fois plus grand que celui du H2, alors la vitesse de

la réaction en fonction de l’acide est deux fois plus grande :

1,6 × 10—4 mol/L• s × 2 = 3,2 × 10—4 mol/L• s.

Félix devra transporter environ 500 g d’alcool avec lui.

La vitesse de réaction en fonction de l’hydrogène est de 1,6 × 10—4 mol/L• s.




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12. Indiquez la formule de la vitesse générale qui correspond à chacune des réactions ci-dessous.

a) 2 H2(g) + O2(g)� 2 H2O(g)

vg = = vO2 = vH2O2

vH22

b) H2SO4(aq)�H2(g) + S(s) + 2 O2(g)

En mol/L• s

vg = vH2SO4 = vH2 = vO22

En mol/s

vg = vH2 = vS = vO22

c) 2 CH3OH(l) + 3 O2(g)� 2 CO2(g) + 4 H2O(g)

vg = = = = vH2O4

vCO22

vO23

vCH3OH2

13. La synthèse de l’ammoniac s’effectue selon l’équation suivante :N2(g) + 3 H2(g)� 2 NH3(g)Sachant que la vitesse de transformation du dihydrogène est de 0,75 mol/L• s, répondez aux questionssuivantes :

a) Quelle est la vitesse de la réaction en fonction du diazote ?

La vitesse de réaction en fonction du diazote est de 0,25 mol/L• s.

Comme le coefficient du H2 est trois fois plus grand que celui du N2, la vitesse en fonction du N2est trois fois plus petite. Donc :

= 0,25 mol/L• s0,75 mol/L• s

3

b) Quelle est la vitesse de la réaction en fonction de l’ammoniac ?

Comme le coefficient du H2 est une fois et demie plus grand que celui du NH3, la vitesse enfonction du NH3 est une fois et demie plus petite. Donc :

0,75 mol/L• s × = 0,50 mol/L• s2 3

La vitesse de la réaction en fonction de l’ammoniac est de 0,50 mol/L• s.





c) Quelle est la vitesse générale de la réaction ?

La vitesse générale de la réaction est de 0,25 mol/L• s.

vg = = = 0,25 mol /L• s0,75 mol /L• s

3

vH23

Il faudra 32 minutes pour produire suffisamment de dihydrogène.

Puisque le coefficient du H2 est le même que celui du H2O, la vitesseen fonction du H2 est la même que celle en fonction du H2O.

Calcul du nombre de moles de H2 nécessaires pour remplir le ballon

PV = nRT d’où n = PVRT

n =

= 0,0836 mol

101,8 kPa × 2,0 L 8,314 kPa •L/mol •K × 293,0 K

Calcul du temps

= 0,0836 mol

? min2,6 × 10—3 mol

1 min

= 32,15 min0,0836 mol × 1 min2,6 × 10—3 mol

14. Pour une réaction donnée, on peut déterminer la vitesse moyenne ou la vitesse instantanée de la réaction. Quelle est la différence entre la vitesse moyenne et la vitesse instantanée ?La vitesse moyenne est la vitesse correspondant à un intervalle de temps, tandis que la vitesse

instantanée est la vitesse correspondant à un moment précis.

15. Il est possible de produire du dioxygène par l’électrolyse de l’eau selon l’équation suivante :

2 H2O(l)� 2 H2(g) + O2(g)

Sachant que la vitesse de décomposition de l’eau est de 2,6 × 10—3 mol/min, combien de tempsfaudra-t-il pour obtenir suffisamment de dihydrogène pour remplir un ballon de 2,0 litres à 20,0 °C et 101,8 kPa ?

Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices en lien avec la section 6.1.


Nom : Groupe : Date :

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CHAPITRE 6 � L E S V I T E S S E S D E R É AC T I O N � EXERCICES 261

1. Vrai ou faux ? Reformulez les énoncés qui sont faux.

a) Toutes les collisions mènent à une transformation de la matière.Faux. Seules les collisions efficaces mènent à une transformation de la matière.

b) Si le nombre de collisions augmente, la vitesse de la réaction augmente.Vrai.

c) Lorsque l’énergie minimum diminue, la vitesse de la réaction diminue aussi.Faux. Si l’énergie minimum diminue, la vitesse de la réaction augmente.

d) L’énergie cinétique des particules d’une substance dépend de la température de cette substance.Vrai.

e) L’énergie minimum nécessaire correspond à l’énergie d’activation de la réaction.Vrai.

f) Lorsque les particules de réactifs possèdent suffisamment d’énergie pour entrer en collision, il y a automatiquement formation de produits.Faux. Une autre condition doit être remplie : il faut aussi que les particules se frappent selon

un angle approprié.

2. Laquelle des représentations suivantes donne lieu à une collision efficace ? Expliquez votre réponse.

6.2 La théorie des collisions

A

B

C

C’est la représentation c) qui donne lieu à une collision efficace, puisqu’il y a formation de nouvelles

substances.



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262 PARTIE III � L A C I N É T I Q U E C H I M I Q U E � EXERCICES

3. Pour chacun des mécanismes réactionnels ci-dessous, indiquez quelle est l’étape déterminante.Expliquez votre réponse par des données chiffrées.

a)

0—50

—100—150

—200

50100150

H (kJ)


C’est la deuxième étape qui est l’étape déterminante.

1re étape :Ea = 100 kJ

2e étape :Ea = 200 kJ

b)

0—20—40—60

20406080

100120

C’est la première étape qui est l’étape déterminante.



c)

20100

—10—20

30405060708090

C’est la deuxième étape qui est l’étape déterminante.






H (kJ)


H (kJ)



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CHAPITRE 6 � L E S V I T E S S E S D E R É AC T I O N � THÉORIE 263

Différents facteurs influent sur la vitesse d’une réaction. Dans les prochaines sec-tions, nous en examinerons quelques-uns, soit la nature, la surface de contact et laconcentration des réactifs, la température du système et la présence d’un cataly-seur. Nous verrons comment la théorie des collisions aide à mieux comprendrel’influence de chacun de ces facteurs sur la vitesse de réaction.

La nature des réactifsPour un type de réaction donné, il peut y avoir une grande variété de réactifs; cha-cun d’eux ne réagit pas nécessairement à la même vitesse. Par exemple, le méthane,un gaz, brûle plus vite que le méthanol, un liquide. Pourquoi ? Exa mi nons la struc-ture des molécules du méthane et celle du méthanol (voir la FIGURE 6.16). Cet exemple nous permettra de constater que la nature des réactifs influe sur la vitessede la réaction.

6.3 Les facteurs influant sur la vitesse de réaction

6.16

La structure moléculaire du méthane et du méthanol.

A Méthane (CH4) B Méthanol (CH3OH)

On sait que les molécules sont unies par des liens qui doivent être brisés pour qu’ily ait réaction. Plus il y a de liens à briser dans une molécule, ou plus les liens sontforts, plus la réaction est lente. À la FIGURE 6.16, on peut constater que le méthanolcomporte plus de liens à briser que le méthane. L’énergie minimum pour amorcerla combustion du méthanol est donc plus grande, ce qui diminue la vitesse de réac-tion avec ce combustible.

La phase des substances qui réagissent joue également sur la vitesse de la réaction.On sait que, selon le modèle corpusculaire de la matière, les particules sont rete -nues ensemble par des forces d’attraction qui varient selon la phase de la matière.La phase liquide possède plus de forces d’attraction que la phase gazeuse. Ainsi,plus il y a de forces d’attraction, plus la réaction est lente parce qu’il faut davan-tage d’énergie pour vaincre ces forces. Voilà un autre constat qui permet d’expli querpourquoi le méthane (un gaz) réagit plus rapidement que le méthanol (un liquide).

LABOSLES FACTEURS INFLUANTSUR LA VITESSE D’UNERÉACTION

16. LA NATURE DES RÉACTIFS

17. LA SURFACE DECONTACT

18. LA CONCENTRATION

19. LA TEMPÉRATURE

20. LES DIFFÉRENTSFACTEURS DES LABOS16 À 19

21. L’EFFET D’UNCATALYSEUR

DÉFINITION

La nature des réactifs influe sur la vitesse d’une réaction. En général, si oncompare des molécules semblables, plus il y a de liens à briser, ou plus les liensà briser sont forts, plus l’énergie minimum pour réagir augmente, et moins laréaction se déroule rapidement. Donc, la vitesse de réaction est plus petite.


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264 PARTIE III � L A C I N É T I Q U E C H I M I Q U E � THÉORIE

La surface de contact des réactifsLorsqu’une réaction fait intervenir un réactif en phase solide, sa forme influe sur lavitesse de réaction. Par exemple, pour une masse identique, des copeaux de boisbrûlent plus vite qu’une bûche ou des aliments se digèrent plus faci lement s’ils sontbien mastiqués.

Généralement, un solide en gros morceaux réagira plus lentement que s’il estcoupé en petits morceaux. En effet, seules les particules à la surface peuvent entrer en collision avec les autres réactifs de la transformation donnée. Pouraccélérer la réaction, on peut alors diviser le réactif solide en plus petits morceaux.Il en résulte alors une augmentation de sa surface de contact (voir l’exemple de laFIGURE 6.17). Ainsi, le nombre total de collisions entre les réactifs augmente, ce quifait augmenter la vitesse de la réaction.

6.17

Comme pour les réactifs en phase solide, si on divise un cubeen cubes plus petits, on augmente sa surface de contact.

6.18

Un feu de Bengale est composé de fer réduit en poudre,d’où la combustion instantanée.

2 m

2 m2

m

24 m2

1 m

1 m1 m

48 m2

DÉFINITION

La surface de contact des réactifs influe sur la vitesse d’une réaction. En géné -ral, plus on augmente la surface de contact des réactifs, plus la réaction sedéroule rapidement. Donc, la vitesse de réaction est plus grande.

Pour certaines transformations, la surface de contact d’un liquide peut aussiinfluer sur la vitesse de réaction. Par exemple, une flaque d’eau s’évapore plusrapidement que la même quantité d’eau dans un verre.

Le brassage est une autre façon d’augmenter la surface de contact, ce qui accélèrela réaction. Cette action permet de répartir uniformément les particules de réac-tifs pour qu’elles puissent entrer en contact les unes avec les autres. Par exemple,pour faciliter la digestion, les contractions de l’estomac mélangent la nourritureavec les sécrétions gastriques.

Qu’en est-il des substances en solution aqueuse ? En général, ces substances réa -gissent plus vite parce qu’elles sont dispersées dans l’eau, leurs forces d’attractionétant ainsi réduites au minimum.

En résumé, trois principaux facteurs liés à la nature des réactifs jouent un rôle dansla vitesse de la réaction, soit : � le nombre de liens à briser; � la force des liens à briser; � la phase de la substance.


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Le béton est le matériau artificiel le plus utilisé sur laplanète. Chaque année, on en produit l’équivalent d’unmètre cube par personne pour construire des ponts, desroutes, des édifices, etc.

Ce mélange de ciment composé de sable, de gravier etd’eau n’est pourtant pas parfait. «Quand le ciment entre encontact avec l’eau, il se crée une réaction chimiqueexothermique», explique Jacques Marchand, directeur duCentre de recherche sur les infrastructures en béton. «Ainsi,quand on coule des pièces massives en béton, des barragespar exemple, on observe une augmentation substantielle dela température. Lorsqu’on retire les coffrages, on seretrouve avec un ouvrage dont le cœur est très chaud alorsque ses surfaces, exposées à l’air, refroidissent rapidement,créant ainsi des problèmes de fissuration.»

Les chercheurs ont peut-être une solution: remplacer leciment par des cendres volantes qui émanent des centralesélectriques au charbon. «Avec les cendres, la réactionchimique se fait beaucoup plus lentement», poursuitJacques Marchand. La chaleur se dégage moins vite, cequi permet de contrôler les problèmes de fissuration.

Adapté de : Thierry HAROUN, «Technologie – Du béton durable», Le Devoir [en ligne], 27-28 octobre 2008.

Le ralentissement d’une réaction chimique,l’exemple du béton durable

Le ciment utilisé dans la construction de ceviaduc sera, un jour, possiblement changé pourun composite de cendres volantes.

ARTICLE TIRÉ D’INTERNET

La concentration des réactifsLorsqu’on augmente la concentration des réactifs, le nombre de particules parunité de volume augmente. La probabilité qu’il y ait des collisions entre les parti -cules de réactifs est donc plus grande. C’est ce qui fait augmenter la vitesse de réac-tion. Par exemple, dans la solution d’acide chlorhydrique (HCl) ayant une concen-tration de 2 mol/L, plus de molécules de HCl peuvent entrer en collision avec lemorceau de magnésium que dans la même solution ayant une concentration de 1 mol/L (voir la FIGURE 6.19).

6.19 La réaction entre lemagnésium et l’acidechlorhydrique à deuxconcentrationsdifférentes.

Magnésium Magnésium

Solution de HCl à 2 mol/LSolution de HCl à 1 mol/L

Cl—H+

H+

H+ H+

H+

H+Cl—

Cl—

Cl—

Cl—

Cl—


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266 PARTIE III ❙ L A C I N É T I Q U E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE

DÉFINITION

La concentration des réactifs influe sur la vitesse de réac-tion. En général, plus la concentration des réactifs est élevée,plus il y a de collisions, et plus la réaction se déroule rapi-dement. Donc, la vitesse de réaction est plus grande.

Il est à noter que le volume de la solution n’influe pas sur la vitessede réaction. Donc, si on utilise 250 ml au lieu de 100 ml d’unesolution à la même concentration, la réaction ne se déroulera pasplus rapidement. Ce qui importe, c’est le nombre de particules parunité de volume.

La température du systèmeSans même s’en rendre compte, on fait souvent intervenir la tem-pérature pour contrôler la vitesse de plusieurs réactions. Parexemple, la chaleur du four accélère la cuisson des aliments, ou lafraîcheur du réfrigérateur ralentit les réactions qui contribuent àla dégradation des aliments. Pour bien comprendre le rôle de latempérature sur la vitesse de réaction, observons ce qui se produitau niveau des particules lorsqu’on fait varier leur température.

On sait que lorsqu’on augmente la température d’un échantillonde matière, l’énergie cinétique des particules augmente (voir lechapitre 1). C’est ce qu’on observe dans le diagramme de la FIGURE

6.21. Ainsi, l’augmentation de l’énergie cinétique des particulesoccasionne un déplacement de la courbe de distribution vers ladroite. L’aire sous la courbe démontre que, même si l’énergied’activation n’est pas modifiée, il y a plus de particules ayantl’énergie minimum pour réagir. Donc, la réaction est plus rapide.

6.20

Les produits colorants pour cheveuxcontiennent souvent du peroxyded’hydrogène en solution. Sa concentrationdans le produit et le temps d’exposition ontune influence sur l’intensité de la couleurobtenue.

6.21 LA COURBE DE DISTRIBUTION DE L’ÉNERGIE CINÉTIQUE

Température : T2 > T1

Énergie cinétique (kJ)

T1

T2

Emin = Ea

Nom

bre

de p

artic

ules

Portion departicules ayant lapossibilité de réagir

Portion departicules ayant lapossibilité de réagiraprès l’augmen -tation de latempérature

DÉFINITION

La température influe sur la vitesse de réaction. En général, plus la tempéra-ture augmente, plus le nombre de particules ayant l’énergie minimum pourréagir augmente, et plus la réaction se déroule rapidement. Donc, la vitesse deréaction est plus grande.

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CHAPITRE 6 ❙ L E S V I T E S S E S D E R É AC T I O N ❙ THÉORIE 267

L’effet d’un catalyseurCertaines substances permettent d’augmenter la vitesse d’une réaction sans tou -te fois faire partie des réactifs ou des produits. Ce sont des catalyseurs. Ils agissentcomme des agents intermédiaires qui facilitent la réaction en diminuant l’énergieminimum pour l’amorcer. De ce fait, il y a plus de particules qui ont la possibilitéde réagir, ce qui augmente la vitesse de réaction. Comme le catalyseur ne participepas directement à la réaction, il n’est pas transformé et peut être complètementrécupéré à la fin de la réaction (voir les graphiques des FIGURE 6.22 et FIGURE 6.23).

DÉFINITION

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction enabaissant l’énergie nécessaire pour l’amorcer.

6.22 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA RÉACTION AVEC ET SANS CATALYSEUR

6.23 LA COURBE DE DISTRIBUTION DE L’ÉNERGIE CINÉTIQUE AVEC OU SANS CATALYSEUR


Ea

Ea(cat)

ΔHoC + D

Produits

Réaction sans catalyseur

Réaction avec catalyseur

Réactifs

A + B

H(k

J/m

ol)

A

Énergie cinétique

Ea

25

Portion de particulesayant la possibilité de réagir

Nom

bre

de p

artic

ules

Réaction sans catalyseur B

Énergie cinétique

Ea

Ea(cat)

Portion de particulesayant la possibilité de réagir en présenced’un catalyseur

Portion de particulesayant la possibilité de réagirN

ombr

e de

par

ticul

es

Réaction avec catalyseur

—10

0

15

25

15 25

Les catalyseurs ont beaucoup d’applications en industrie. Ils permettent d’aug-menter le rendement de production de plusieurs substances. Par exemple, leprocédé Haber est une méthode industrielle qui permet de produire de grandesquantités d’ammoniac (NH3). En effet, la synthèse de l’ammoniac à partir du dia-zote de l’air est une réaction très lente. La présence d’un catalyseur permet d’accé-lérer le processus de la réaction et d’augmenter la production.


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Mentionnons qu’il existe aussi des substances qui agis -sent de façon contraire. Ce sont les inhibiteurs . Lesinhibiteurs diminuent la vitesse de réaction en aug-mentant l’énergie minimum pour amorcer la réaction.

Dans les sections suivantes, nous verrons maintenant deux mécanismes d’actiondes catalyseurs, soit la catalyse homogène et la catalyse hétérogène.

LA CATALYSE HOMOGÈNE

La catalyse homogène a lieu lorsque tous les réactifs et les produits sont dans unemême phase. Prenons l’exemple de la décomposition de l’ozone en dioxygène, quise produit selon l’équation suivante :

O3(g) + O(g) � 2 O2(g)

Le chlore provenant de la décomposition des chlorofluorocarbures (CFC) est uncatalyseur qui accélère la décomposition de l’ozone. En sa pré sence, la réaction sedéroule comme suit :

ÉTYMOLOGIE

« Inhibiteur» vient du motlatin inhibere, qui signifie«arrêter, retenir».

Comme on peut le constater, la catalyse homogène fait intervenir un nouveauméca nisme et des substances intermédiaires qui facilitent la réaction.

Par ailleurs, le catalyseur ne se retrouve pas dans la réaction globale. Il est totale-ment récupéré à la fin du processus. Les substances intermédiaires qu’il fait inter-venir sont transformées en produits au fur et à mesure de la réaction. Elles ne seretrouvent pas non plus dans la réaction globale.

Le diagramme énergétique de la décomposition de l’ozone (FIGURE 6.24) permet deconstater que la présence du catalyseur abaisse l’énergie d’activation de la réac-tion de façon notable. De plus, il est à noter que la variation d’enthalpie (voir lechapitre 4) de la réaction demeure la même, qu’elle soit catalysée ou non.

Étape 1 :

Étape 2 :

Réaction globale :

O3(g) + Cl(g) � ClO(g) + O2(g)

ClO(g) + O(g) � Cl(g) + O2(g)

O3(g) + O(g) � 2 O2(g)

CATALYSEUR

CATALYSEUR

INTERMÉDIAIRE

INTERMÉDIAIRE

6.24 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE DE LA DÉCOMPOSITION DE L’OZONE AVEC ET SANS CATALYSEUR

Réaction non catalyséeRéaction catalysée


O3 + O

O3 + O + Cl

17,1 kJ

2,1 kJ

0,4 kJ

2 O2

2 O2 + Cl

∆H = —392 kJ

H(k

J)

6.25

Le chlore présent dans les chlorofluoro -carbures (CFC) est à l’origine del’amincissement de la couche d’ozonestratosphérique.


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Les enzymesLes enzymes sont des protéines qui jouent le rôle de catalyseurs dans les orga -nismes vivants. Comme les enzymes se retrouvent dans le même milieu que lessubstances sur lesquelles elles agissent, on considère les processus enzymatiquescomme des catalyses homogènes. La majorité des réactions qui se produisent dansnotre corps ne pourraient avoir lieu sans leur présence. Elles rendent possibles desréactions qui normalement auraient lieu à des températures très élevées.

On estime qu’une cellule vivante comporte en moyenne 3000 enzymes diffé rentes.Chacune de ces enzymes est propre à une réaction. Par exemple, l’amylase, uneenzyme présente dans la salive, permet de transformer l’amidon, un glucide com-plexe qu’on trouve notamment dans le pain et les pâtes, en sucres plus simples.

On peut expliquer le mécanisme d’action des enzymespar le modèle de la FIGURE 6.26. Le réactif, qu’onappelle le substrat , se fixe sur le site actif de l’enzyme.Cette association donne lieu aux produits.

6.26 Modèle moléculaired’une enzyme où lasubstance (le substrat)se lie au site actif pourformer le complexeenzyme-substrat, quidonne ensuite lesproduits.

SubstratSite actif

ProduitsEnzyme

Complexe enzyme-substrat

Enzyme

Les enzymes permettent d’assurer le bon fonctionnement des organismes vivantset de contrôler le rythme des transformations. Certaines substances, comme desmédicaments ou des poisons, peuvent modifier l’action d’une enzyme en prenantla place du substrat. L’enzyme ne peut alors assurer sa fonction, ce qui peut par-fois être bénéfique, dans le cas d’une maladie par exemple, ou encore mortel s’ils’agit d’une réaction vitale. La limite est parfois très mince, d’où l’importance derespecter la posologie des médicaments.

ÉTYMOLOGIE

«Substrat» vient du motlatin substernere, qui si-gnifie «garnir, recouvrir».

6.27 Comme toutes lesaraignées, la veuve noireest limitée à une dièteliquide. Elle suce le sangde sa proie, injecte sasalive contenant desenzymes digestives,puis aspire.


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270 PARTIE III ❙ L A C I N É T I Q U E C H I M I Q U E ❙ THÉORIE

HISTOIRE DE SCIENCE

De la découverte des enzymes à leurs applications

LLes enzymes sont des protéinesqui accélèrent les réactions au coursd’un processus nommé «cata lyse».On les trouve dans tous les orga -nismes vivants. Voyons d’abord quisont les scientifiques dont les tra -vaux ont mené aux découvertes etapplications du génie enzymatique,c’est-à-dire la mise en œuvre del’utilisation des enzymes à grandeéchelle.

La découverte de l’enzymeEn 1833, Anselme Payen (1795 -

1871) et Jean-François Persoz(1805 -1868) découvrent la pre-mière enzyme. Cette substance estbaptisée «diastase», car elle a lacapacité de séparer l’amidon, unglucide complexe, en sucre simple.En 1834, Theodor Schwann (1810-1882) décrit le rôle de la pepsine,une enzyme digestive produite parl’esto mac. Il réussit à l’isoler en1836.

En 1902, en France et en Angle -terre, les chimistes Victor Henri(1872-1940) et Adrian J. Brown(1852-1920) formulent l’hypo thèsede la formation d’un complexeenzyme-substrat. Henri va plus loinen établissant une relation entre lavitesse de réaction et la concentra-tion en substrat. Ces résultats ins-pireront les travaux sur la cinétique

enzymatique de la scienti fiquemédicale canadienne, Maud L.Menten (1879-1960), une des pre-mières femmes à obtenir un doc -torat en médecine. En 1913, encollaboration avec le biochimiste etmédecin allemand Leonor Michaelis(1875-1949), elle élabore une rela-tion mathématique qui décrit lavitesse d’une réaction catalyséepar une enzyme.

Quelques exemplesd’utilisation dans l’industrie

Depuis les années 1980, desenzymes (protéase, lipase, amy-lase, etc.) sont fréquemmentutilisées dans les détergents à les -sive. Elles permettent de nettoyerefficacement les vêtements etautres textiles à basse température.

Depuis les années 1990, despro grès considérables sont réalisésdans l’utilisation d’enzymes spé-cialisées. L’industrie des pâtes etpapiers exploite des solutions derechange au blanchiment chimiqueen utilisant des enzymes (cellulaseet xylanase) produites par descham pignons pour traiter préa la -blement le bois et décomposer lesfibres de lignine. Ce procédé a unimpact positif sur l’environnement,car il nécessite moins d’eau etd’éner gie et rejette moins de rési -

dus toxiques lors de l’évacuationdes eaux.

L’utilisation de micro-organismes(levures et bactéries), à des fins deproduction alimentaire, est connuedepuis des millénaires. Mais ladécou verte des enzymes a permisd’expliquer leur rôle dans diffé-rents procédés de l’industrie agro-alimentaire. Par exemple, les levuresutilisées pour la fabrication du painproduisent des enzymes, comme lazymase, la saccharase ou la mal-tase, qui permettent de faire leverla pâte.

Les enzymes peuvent aussi accé-lérer le processus de production debiocombustible, l´éthanol cellulo -sique produit à partir de la cellu-lose, un sucre complexe, présentdans les végétaux ligneux oufibreux, comme la paille ou lescopeaux de bois.

La levure, utilisée pour faire du pain,produit des enzymes.

Avant notre èreFour à pain

1836Isolation dela pepsine

QUELQUES APPLICATIONS DES ENZYMES

1990Blanchiment

enzymatique depâtes à papier

1980Détergent

enzymatique


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6.29

Les étapes d’une catalyse hétérogène.

1re ÉTAPEAdsorption (fixation)

des réactifs sur la surface

2e ÉTAPEDiffusion des réactifs

sur la surface

3e ÉTAPETransformation

des réactifs en produits

4e ÉTAPEDésorption (dissociation)

des produits de la surface

Le convertisseur catalytique d’une automobile est un exemple de catalyse hétéro -gène qui permet de transformer une partie des gaz d’échappement toxiques (NOet CO) en gaz moins nocifs pour l’environnement (CO2 et N2). Parmi les compo -santes du catalyseur dans un convertisseur catalytique, on trouve habituellementla platine, le palladium ou l’oxyde de cuivre (voir la FIGURE 6.30).

Monoxyde d’axote

Monoxyde de carbone

Dioxyde de carbone

Hydrocarbure

Eau

Diazote

Catalyseur

LA CATALYSE HÉTÉROGÈNE

Dans le cas de la catalyse hétérogène, le cata-lyseur se présente dans une phase différente decelle des réactifs. La plupart du temps, le cata-lyseur se présente sous la forme d’un solideayant la capacité de fixer les réactifs à l’étatgazeux ou liquide. Le diagramme énergétiquede la FIGURE 6.28 montre comment un cataly-seur hétérogène modifie l’énergie minimumnécessaire à la réalisation d’une réaction.

La catalyse hétérogène se déroule générale-ment en quatre étapes, illustrées à la FIGURE 6.29.

6.30

L’action du convertisseur catalytique d’une automobile.

6.28 LE DIAGRAMME ÉNERGÉTIQUE D’UNE CATALYSE HÉTÉROGÈNE

Réactifs Produitsfixés

Produits

Réactifsfixés


Ea

H(k

J)

Ea(cat)

ANIMATION


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Dans la section précédente, nous avons vu que la vitesse d’une réaction dépendnotamment de la concentration des réactifs. Existe-t-il une relation mathématiqueentre ces deux données ? La réponse est généralement oui. C’est la loi de vitessede réaction.

6.4 La loi de vitesse de réactionLABO22.LA DÉTERMINATION DE

L’ORDRE DE RÉACTION

DÉFINITION

La loi de vitesse de réaction exprime la relation entre la vitesse d’une réac-tion et la concentration des réactifs.

Cette loi prend la forme de l’équation suivante :

Loi de vitesse de réaction

Si on considère la réaction hypothétique : aA + bB � cC + dD

v = k[A]m[B]n où v représente la vitesse de la réactionk représente la constante de vitesseles exposants m et n représentent l’ordre de la réaction en fonction de chacun des réactifs

Dans cette équation, si m = 1 et n = 2, la réaction est d’ordre 1 en fonction de Aet d’ordre 2 en fonction de B. La somme des exposants constitue l’ordre global dela réaction, c’est-à-dire l’ordre pour l’ensemble des réactifs. Selon l’exempleprécédent, la réaction a un ordre global de 3.

Il est à noter que chaque exposant est rarement égal au coefficient de la substancecorrespondante dans l’équation chimique. L’ordre de chaque réactif doit êtredéterminé expérimentalement. Cela permet de calculer la constante de vitesse.Une façon de faire est de déterminer la relation entre la vitesse initiale et la con-centration des réactifs. Toutefois, comme la température influe sur la vitesse d’uneréaction, il importe de la contrôler lors de l’expérimentation. En effet, la constantede vitesse varie en fonction de la température.

Prenons l’exemple de la décomposition du peroxyde d’hydrogène:

2 H2O2(aq) � 2 H2O(l) + O2(g)

Si on compare les vitesses initiales de la réaction mesurée pour différentes concen-trations de peroxyde d’hydrogène du TABLEAU 6.31, on constate qu’elles sont direc -tement proportionnelles. Autrement dit, lorsque la concentration du peroxydedouble, la vitesse de la réaction double aussi. On constate alors que l’ordre de laréaction est de 1 en fonction du peroxyde d’hydrogène. Ainsi, la loi de vitesse pourla décomposition du peroxyde d’hydrogène s’énonce comme suit :

v = k[H2O2]1

6.31 LA VITESSE INITIALE DE DÉCOMPOSITION DU PEROXYDE EN FONCTION DE SA CONCENTRATION INITIALE

Expérience [H2O2] initiale (en mol/L) Vitesse initiale (en mol/L• s)

1 0,10 3,64 × 10—4

2 0,20 7,28 × 10—4


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Cette procédure pour déterminer l’ordre de la réaction se nomme la méthode desvitesses initiales. Pour faciliter l’analyse des résultats, il est préférable de faire varierla concentration d’un facteur simple (par exemple, 2 ou 3). Le TABLEAU 6.32présente les effets produits sur la vitesse initiale lorsqu’on double la concentrationd’un seul réactif à la fois et l’ordre qui en découle.

6.32 L’ORDRE D’UN RÉACTIF EN FONCTION DE LA MODIFICATION DE VITESSE

Effet sur la vitesse Ordre par rapport à ce réactif

Aucun effet sur la vitesse. 0

La vitesse double. 1

La vitesse quadruple. 2

La vitesse augmente de huit fois. 3

L’expression de la loi de vitesse qui en résulte permet de calculer la constante devitesse de la réaction.

Considérant les données du tableau 6.31, quelle est la constante de vitesse de la décomposition du peroxyde ?

1. Quelle est l’information recherchée ?k =?

2. Quelles sont les données du problème ?[H2O2] = 0,10 mol/L

v = 3,64 × 10—4 mol/L• s

3. Quelle formule contient les variables dont j’ai besoin ?v = k[H2O2]1

D’où k = v

[H2O2]1

4. J’effectue les calculs.

k =

= 3,64 × 10—3 s—1

5. Je vérifie ma réponse et je réponds à la question.La constante de vitesse de la décomposition du peroxyde est de 3,6 × 10—3 s—1.

3,64 × 10—4 mol/L• s0,10 mol/L

MÉTHO, p. 438

Il est à noter que l’unité de la constante de vitesse dépend de l’ordre de la réaction.Le TABLEAU 6.33 résume les lois de vitesse les plus courantes et les unités associéesà la constante de vitesse, pour une réaction hypothétique de type aA + bB � cC.

6.33 L’UNITÉ DE LA CONSTANTE DE VITESSE EN FONCTION DE L’ORDRE DE LA RÉACTION

Ordre de la réaction Exemple de loi de vitesse Unité de la constante de vitesse

0 v = k mol/L• s

1 v = k [A] s—1

2 v = k [A]2 L/mol • sv = k [A][B]

3 v = k [A]3 L2/mol2 • sv = k [A]2[B]


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Soit la réaction suivante :2 NO(g) + Cl2(g) � 2 NOCl(g)

Les résultats de trois expériences sont présentés dans le tableau ci-dessous. Chacune de ces expériences ne modifie la concentration que d’un seul réactif à la fois.

1. Déterminer les expériences qui offrent un rapportsimple entre deux concentrations.Pour le NO, les expériences 1 et 3 offrent un rapportde 1:2 alors que le Cl2 est constant.

= =

Pour le Cl2, les expériences 1 et 2 offrent un rapportde 1:2, alors que le NO est constant.

= =

2. Déterminer le rapport entre les vitessescorrespondantes.Pour le NO :

= =

La vitesse est donc quatre fois plus grande.

Pour le Cl2 :

= =

La vitesse est donc deux fois plus grande.

v1v2

2,27 × 10—5

4,55 × 10—512

14

2,27 × 10—5

9,08 × 10—5v1v3

12

0,0255 mol/L0,0510 mol/L

[Cl2]1[Cl2]2

12

0,0125 mol/L0,0250 mol/L

[NO]1[NO]3

3. Déterminer l’ordre de chacun des réactifs de la réaction.En doublant la concentration du NO, on aquadruplé la vitesse. Donc, l’ordre de la réactionen fonction du NO est de 2.

En doublant la concentration du Cl2, on adoublé la vitesse. Donc, l’ordre de la réaction en fonction de Cl2 est de 1.

4. Écrire l’expression de la loi de vitesse.v = k[NO]2[Cl2]

Expérience [NO] initiale (en mol/L) [Cl2] initiale (en mol/L) Vitesse initiale (en mol/L• s)

1 0,0125 0,0255 2,27 × 10—5

2 0,0125 0,0510 4,55 × 10—5

3 0,0250 0,0255 9,08 × 10—5

Quelle est l’expression de la loi de vitesse de cette réaction ?

Considérons maintenant un exemple dont la réaction comporte plusieurs réactifs.

En conclusion, voici les différents aspects à ne pas oublier concernant la loi devitesse de réaction:

� La loi de vitesse de réaction ne peut être déterminée qu’à partir des résultatsd’une expérience.

� La loi de vitesse de réaction ne dépend pas des coefficients de l’équation d’uneréaction.

� La loi de vitesse de réaction ne tient compte que de la concentration des réactifs.

� Les unités de la constante de vitesse dépendent de l’ordre de la réaction.



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1. Laquelle de ces deux réactions est susceptible de s’effectuer le plus lentement ? Expliquez votreréponse.

6.3 Les facteurs influant sur la vitesse de réaction

Exercices

C’est la deuxième réaction qui est susceptible de s’effectuer le plus lentement, puisque

le carbonate de calcium (CaCO3) comporte plus de liens à briser que le calcium.

2. Quel est l’effet d’une augmentation de température sur :

a) l’énergie cinétique des réactifs ?L’énergie cinétique des réactifs augmente.

b) l’énergie d’activation de la réaction ?L’énergie d’activation ne change pas.

c) le nombre total de collisions ?Le nombre total de collisions augmente.

d) la vitesse de réaction ?La vitesse de réaction augmente.

3. Quel est l’effet de l’ajout d’un catalyseur sur :

a) l’énergie cinétique des réactifs ?L’énergie cinétique des réactifs ne change pas.

b) le mécanisme de réaction ?Le mécanisme de la réaction peut être modifié.

c) la variation d’enthalpie de la réaction ?La variation d’enthalpie de la réaction ne change pas.

d) l’énergie d’activation de la réaction ?L’énergie d’activation de la réaction diminue.

e) le nombre total de collisions ?Le nombre total de collisions ne change pas.

f) la vitesse de la réaction ?La vitesse de la réaction augmente.

Ca(s) + 2 HCl(aq) � CaCl2(aq) + H2(g)

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) � CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)



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4. Pour chaque paire de réactions chimiques, identifiez la réaction la plus rapide. Expliquez chacune de vos réponses.

a) CH4(g) + 2 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g)

C3H8(g) + 5 O2(g) � 3 CO2(g) + 4 H2O(g)

C’est la première, puisque le CH4 comporte moins de liens à briser que le C3H8.

b) La dégradation d’un morceau de viande placé au réfrigérateur.La dégradation d’un morceau de viande laissé à l’air libre dans une cuisine.C’est la deuxième, puisque la vitesse de réaction croît en fonction de l’augmentation de la

température.

c) C25H52(s) + 38 O2(g) � 25 CO2(g) + 26 H2O(g)

C25H52(l) + 38 O2(g) � 25 CO2(g) + 26 H2O(g)

C’est la deuxième, parce qu’en général les liquides réagissent plus vite que les solides.

d) Brûler une bûche de 1 kg.Brûler 1 kg de copeaux de bois.C’est la deuxième, parce que les copeaux de bois offrent une plus grande surface de contact.

5. Voici le mécanisme d’une réaction catalytique :

1re étape, rapide : 2 Cu2+(aq) + 2 I—

(aq) � 2 Cu+(aq) + I2(g)

2e étape, lente : Cu+(aq) + S2O8

2—(aq) � CuSO4

+(aq) + SO4

2—(aq)

3e étape, moyenne : Cu+(aq) + CuSO4

+(aq) � 2 Cu2+

(aq) + SO42—

(aq)

a) Quelle est la réaction globale de ce mécanisme ?

2 Cu2+(aq) + 2 I—(aq) � 2 Cu+(aq) + I2(g)

Cu+(aq) + S2O82—

(aq) � CuSO4+(aq) + SO4

2—(aq)

Cu+(aq) + CuSO4+(aq) � 2 Cu2+(aq) + SO4

2—(aq)

2 I—(aq) + S2O82—

(aq) � I2(g) + 2 SO42—

(aq)

b) Quelle substance joue le rôle de catalyseur ? Expliquez votre réponse.C’est l’ion Cu2+, puisqu’il est mis au départ et qu’on le récupère à la fin. Il ne fait pas partie de

la réaction globale.



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c) Quelle est l’étape déterminante de ce mécanisme ? Expliquez votre réponse.C’est la deuxième étape, puisque c’est l’étape la plus lente.

6. Pour chacune des situations ci-dessous, indiquez le facteur qui a permis de modifier la vitesse de réaction.

a) Diminuer le volume du contenant dans lequel s’effectue une réaction en phase gazeuse permetd’augmenter la vitesse de la réaction.La concentration.

b) Même si la température de combustion du sucre est très élevée, il brûle rapidement dansl’organisme humain, dont la température corporelle n’est que de 37 °C.La présence d’un catalyseur.

c) La nourriture congelée se conserve plus longtemps que la nourriture non congelée.La température.

d) Certains agents de conservation alimentaires ralentissent la dégradation des aliments.La présence d’un inhibiteur.

e) Un incendie de forêt se propage plus vite en été qu’en hiver.La température.

f) Le bois brûle plus vite dans l’oxygène pur que dans l’air.La concentration.

g) Une carotte coupée cuit plus rapidement qu’une carotte entière.La surface de contact.

h) De la viande hachée se conserve moins longtemps qu’une pièce de viande.La surface de contact.

i) Un œuf à la coque cuit plus lentement à haute altitude puisque la température d’ébullition de l’eaudiminue en fonction de la pression atmosphérique.La température.

j) Certains métaux, comme l’or et le platine, s’oxydent plus lentement que d’autres.La nature du réactif.

7. En vous appuyant sur la théorie des collisions, expliquez comment chacun des changements ci-dessousmodifie la vitesse de réaction.

a) Diminuer la température des réactifs.La vitesse de réaction diminue puisqu’une diminution de la température diminue l’énergie

cinétique des molécules. Il y a donc moins de molécules ayant l’énergie minimum pour réagir.



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b) Ajouter un catalyseur.La vitesse de réaction augmente puisque l’ajout d’un catalyseur diminue l’énergie minimum

pour réagir. Il y a donc plus de molécules ayant la capacité de réagir.

c) Brûler de la cire liquide plutôt que de la cire solide.La vitesse de la réaction augmente puisqu’il y a moins de liens à briser entre les molécules

de la cire liquide qu’entre celles de la cire solide.

d) Broyer un solide.La vitesse de réaction augmente au fur et à mesure de l’opération, car on augmente graduellement

la surface de contact du solide. Ainsi, il y a un nombre total de collisions plus élevé.

e) Ajouter de l’eau à une solution aqueuse.La vitesse de la réaction diminue puisque l’ajout de solvant diminue la concentration de la solution.

Il y a donc moins de particules par unité de volume, ce qui diminue le nombre de collisions.

8. Soit la réaction suivante :Zn(s) + 2 HCl(aq) � ZnCl2(aq) + H2(g)

Pour chacun des changements ci-dessous, indiquez s’il augmente, diminue ou n’influence pas la vitessede la réaction.

a) Faire réagir des granules de métal plutôt qu’un morceau.La vitesse de la réaction augmente.

b) Chauffer préalablement la solution d’acide.La vitesse de la réaction augmente.

c) Ajouter de l’eau à la solution d’acide.La vitesse de la réaction diminue.

d) Faire réagir un plus grand volume d’acide.La vitesse de la réaction ne change pas.

e) Ajouter un catalyseur approprié.La vitesse de la réaction augmente.

f) Faire réagir un plus gros morceau de zinc.La vitesse de la réaction ne change pas.




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1. La réaction de formation de l’iodure d’hydrogène, HI(g), s’effectue selon l’équation suivante :H2(g) + I2(g) � 2 HI(g)

Sachant que la loi de vitesse de cette réaction s’exprime comme ceci : v = k[H2][I2], indiquez si chacundes énoncés ci-dessous est vrai ou faux. Expliquez vos réponses.

a) L’ordre global de la réaction est de 1.Faux. L’ordre global de la réaction correspond à la somme de chacun des exposants ; donc,

dans ce cas, il est de 2.

b) La constante de la vitesse dépend de la concentration initiale de chacun des réactifs.Faux. La constante de la vitesse ne dépend que de la température.

c) Si on triple la concentration du dihydrogène, la vitesse initiale de la réaction triple elle aussi.Vrai. Comme la réaction est d’ordre 1 en fonction du dihydrogène, la vitesse augmente

proportionnellement à la variation de sa concentration.

d) La constante de vitesse de cette réaction s’exprime en s—1.Faux. Comme la réaction est d’ordre 2, la constante de vitesse est exprimée en L/mol • s.

2. La décomposition de l’oxyde d’éthylène s’effectue selon l’équation suivante :(CH2)2O(g) � CH4(g) + CO(g)

C’est une réaction d’ordre 1. Si la constante de vitesse est de 2,0 × 10—4 s—1, quelle serait la vitesse de la réaction pour une concentration en oxyde d’éthylène de 0,025 mol/L ?

6.4 La loi de vitesse de réaction

v = k[(CH2)2O]1

v = 2,0 × 10—4 s—1 × 0,025 mol/L = 5,0 × 10—6 mol/L• s

La vitesse de la réaction serait de 5,0 × 10—6 mol/L• s



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4. Le monoxyde d’azote réagit en présence de dihydrogène à une vitesse de 0,10 mol/L• s selon l’équation suivante :2 NO(g) + 2 H2(g) � N2(g) + 2 H2O(g)

La réaction est d’ordre 1 en fonction du H2 et d’ordre 2 en fonction du NO.

a) Quelle est l’expression de la loi de vitesse pour cette réaction ?v = k[NO]2[H2]

1

b) Quelle serait la nouvelle vitesse de la réaction si on doublait la concentration du NO ?Si on double la concentration du NO, la vitesse quadruplera (22).

Donc : v = 4 × 0,10 mol/L• s = 0,40 mol/L• s

c) Quelle serait la nouvelle vitesse de la réaction si on doublait la concentration du H2 ?Si on double la concentration du H2, la vitesse doublera elle aussi (2

1).

Donc : v = 2 × 0,10 mol/L• s = 0,20 mol/L• s

d) Quelle serait la nouvelle vitesse de la réaction si on doublait à la fois la concentration du NO et du H2 ?(22) × (21) = 8 ×, la vitesse de la réaction sera huit fois plus grande.

v = 8 × 0,10 mol/L• s = 0,80 mol/L• s

3. La décomposition de l’iodure d’hydrogène est une réaction d’ordre 2 dont la constante de vitesse est de 6,4 × 10—9 L/mol • s à une température de 227 °C.2 HI(g) � H2(g) + I2(g)

Si on place 10,00 g d’iodure d’hydrogène dans un ballon de 750 ml à une température de 227 °C,quelle sera la vitesse initiale de la réaction ?

Calcul de la concentration initiale de HI

n = = = 0,07818 mol10,00 g

127,91 g/molm M

C = = = 0,104 mol/L0,07818 mol 0,750 L

n V

Calcul de la vitesse initiale

v = k[HI]2

v = 6,4 × 10—9 L/mol • s × (0,104 mol/L)2

= 6,9 × 10—11 mol/L• s

La vitesse initiale de la réaction sera de 6,9 × 10—11 mol/L• s.



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Concentration initiale du N2O5 (en mol/L) Vitesse initiale (en mol/L• s)

0,10 5,20 × 10—4

0,20 1,04 × 10—3

a) Quelle est l’expression de la loi de vitesse de cette réaction ?

1. Déterminer les expériences qui offrent un rapport simple entre deux concentrations.

= =

La concentration du N2O5 a donc doublé.

2. Déterminer le rapport entre les vitesses correspondantes.

= =

La vitesse est donc deux fois plus grande.

1 2

5,20 × 10—4 mol/L• s 1,04 × 10—3 mol/L• s

v1v2

[N2O5]1[N2O5]2

1 2

0,10 mol/L 0,20 mol/L

3. Déterminer l’ordre de chacun des réactifs de la réaction.

En doublant la concentration du N2O5, on a doublé la vitesse. Donc, l’ordre de laréaction en fonction du N2O5 est de 1.

4. Écrire l’expression de la loi de la vitesse.

v = k[N2O5]1

b) Quelle est la valeur de la constante de la vitesse ?

k = = = 5,2 × 10—3 s—15,20 × 10—4 mol/L• s

0,10 mol/Lv

[N2O5]1

6. Pour la réaction suivante, Noémie a noté dans un tableau les données recueillies concernant la concentration et la vitesse :S2O8

2—(aq) + 3 I—

(aq) � 2 SO42—

(aq) + I3—

(aq)

Expérience [S2O82—] initiale [l—] initiale Vitesse initiale

(en mol/L) (en mol/L) (en mol/L• s)

1 0,038 0,060 1,4 × 10—5

2 0,076 0,060 2,8 × 10—5

3 0,076 0,120 5,6 × 10—5

5. Soit la réaction de décomposition du pentaoxyde de diazote :2 N2O5(g) � 4 NO2(g) + O2(g)

En effectuant la réaction à une température de 65 °C, Valérie obtient les résultats suivants :

L’expression de la loi de vitesse est v = k[N2O5]1.

La valeur de la constante de vitesse est 5,2 × 10—3 s—1.



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a) Déterminez l’ordre de la réaction par rapport à chacun des réactifs.

1. Déterminer les expériences qui offrent unrapport simple entre deux concentrations.

= =

La concentration du S2O82— a donc doublé.

= =

La concentration du l— a donc doublé.

2. Déterminer le rapport entre les vitesses correspondantes.

= =

La vitesse a donc doublé.

v1v2

1,4 × 10—5

2,8 × 10—51 2

[I—]2[I—]3

0,060 mol/L 0,120 mol/L

1 2

[S2O8]1[S2O8]

2—0,038 mol/L 0,076 mol/L

1 2

= =

La vitesse a donc doublé.

3. Déterminer l’ordre de chacun des réactifs de la réaction.

En doublant la concentration de S2O82— et

de I—, on a doublé la vitesse. Donc, l’ordre dela réaction en fonction de S2O8

2— et de I—

est de 1.

4. Écrire l’expression de la loi de la vitesse.

v = k [S2O82—]1 [I—]1

1 2

2,8 × 10—5

5,6 × 10—5v2v3

b) Déterminez l’ordre global de la réaction.L’ordre global de la réaction est de 2.

c) Déterminez la constante de la vitesse de la réaction.

k = = = 6,1 × 10—3 L/mol • s1,4 × 10—5 mol/L• s

0,038 mol/L × 0,060 mol/Lv

[S2O82—]1 [I—]1

7. Soit la réaction suivante :F2(g) + 2 ClO2(g) � 2 FClO2(g)

Sachant que la loi de vitesse de réaction est d’ordre 1 pour chacun des réactifs, complétez le tableau :

Expérience [F2] [ClO2] Vitesse (en mol/L) (en mol/L) (en mol/L• s)

1 0,10 0,010 1,2 × 10—3

2 0,20 0,010 2,4 × 10—3

3 0,10 0,020 2,4 × 10—3

4 0,40 0,010 4,8 × 10—3

5 0,20 0,020 4,8 × 10—3


L’ordre de la réaction par rapport à chacun des réactifs est de 1.

La constante de la vitesse est de 6,1 × 10—3 L/mol • s.


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RésuméLes vitesses de réaction

6.1 QU’EST-CE QUE LA VITESSE DE RÉACTION ?

� La vitesse d’une réaction correspond à la quantité de réactifs transformés parunité de temps ou à la quantité de produits formés par unité de temps. On peutla calculer de deux façons :

Vitesse = =

� Voici différentes façons de calculer la vitesse de réaction:

–∆quantité de réactifs∆temps

∆quantité de produits∆temps

CHAPITRE

6

� Par la formule qui met en relation la masse molaire et la masse, M = m/n, ouencore la formule des gaz parfaits, PV = nRT, il est possible de transformer lesquantités de matière mesurées expérimentalement en mol ou en mol/L.

� Pour que la vitesse d’une réaction soit la même peu importe la substancechoisie, on utilise la vitesse générale de réaction.

Soit la réaction hypothétique : aA + bB � cC + dD

vg = = = =

6.2 LA THÉORIE DES COLLISIONS

� Il y a deux conditions essentielles pour qu’il y ait réaction:

� Les particules des réactifs doivent entrer en collision.

� Ces particules doivent posséder un minimum d’énergie cinétique (Emin), cequi correspond à l’énergie d’activation de la réaction (Ea).

� Lorsque les particules de réactifs ne possèdent pas suffisamment d’énergie pourse mouvoir, ou si elles se frappent selon un angle inapproprié, on obtient unecollision élastique.

� Une collision efficace se produit lorsque des particules de réactifs qui possèdentle minimum d’énergie requis pour réagir entrent en collision. Cette collisionentraîne la formation de produits.

vDd

vCc

vBb

vAa

Quantité Instrument Calcul de vitesse Unité de de matière de mesure mesure

Masse Balance g/s

Volume Cylindre gradué, L/s ou ml/sburette à gaz

Pression Manomètre kPa/s

Concentration Spectrophotomètre, mol/L• spH-mètre

Nombre de Aucun mol/sparticules (s’obtient par calcul)

Vitesse = ∆masse∆temps

Vitesse = ∆volume∆temps

Vitesse = ∆pression∆temps

Vitesse = ∆concentration molaire∆temps

Vitesse = ∆nombre de particules∆temps


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� Selon la théorie des collisions, plus il y a de collisions efficaces, plus la vitesse deréaction est grande.

� On peut faire varier le nombre de collisions efficaces en modifiant certainspara mètres de la réaction:

� La vitesse de réaction d’un mécanisme réactionnel est déterminée par l’étape laplus lente, soit celle dont l’énergie d’activation est la plus grande.

6.3 LES FACTEURS INFLUANT SUR LA VITESSE DE RÉACTION

� Différents facteurs influent sur la vitesse de réaction:

� La nature des réactifs. En général, si on compare des molécules semblables,plus il y a de liens à briser, ou plus un lien est fort, plus l’énergie minimumpour réagir augmente. La vitesse de réaction est alors plus petite.

� La surface de contact des réactifs. En général, plus on augmente la surfacede contact des réactifs, plus la vitesse de réaction est grande.

� La concentration des réactifs. En général, plus la concentration des réactifsest élevée, plus il y a de collisions, plus la vitesse de réaction est grande.

� La température. En général, plus la température augmente, plus le nombre departicules ayant l’énergie minimum pour réagir augmente, plus la vitesse deréaction est grande.

� La présence d’un catalyseur. Un catalyseur est une substance qui augmentela vitesse d’une réaction en abaissant l’énergie nécessaire pour l’amorcer.

6.4 LA LOI DE VITESSE DE RÉACTION

� La loi de vitesse de réaction exprime la relation entre la vitesse d’une réactionet la concentration des réactifs. Elle prend la forme suivante.

Soit la réaction hypothétique aA + bB � cC + dD: v = k [A]m[B]n

Les exposants m et n déterminent l’ordre en fonction de chacun des réactifs etl’ordre global de la réaction.

Variation du nombre Variation de l’énergie Variation de l’énergie Résultattotal de collisions cinétique moyenne minimum pour réagir

Si le nombre total de OU Si l’énergie cinétique des OU Si l’énergie minimum la vitesse augmente.collisions augmente… particules augmente… pour réagir diminue…

Si le nombre total de OU Si l’énergie cinétique OU Si l’énergie minimum la vitesse diminue.collisions diminue… des particules diminue… pour réagir augmente…

� L’unité de la constante de vitesse dépend del’ordre global de la réaction:

� La méthode des vitesses initiales. L’ordre dechaque réactif dépend de l’effet produit lors -qu’on modifie sa concentration:

Ordre global Unité de la de la réaction constante de vitesse

0 mol/L• s

1 s—1

2 L/mol • s

3 L2/mol2 • s

Effet sur la vitesse Ordre par rapport ([réactif] doublé) à ce réactif

Aucun effet sur la vitesse. 0

La vitesse double. 1

La vitesse quadruple. 2

La vitesse augmente de huit fois. 3



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Exercices sur l’ensemble du chapitre 61. Chacun des graphiques suivants représente une situation où il y a une modification de la vitesse

de réaction. Pour chaque cas, indiquez un facteur qui pourrait avoir causé la modification en pointillé. De plus, précisez son rôle par rapport à la vitesse de réaction.

Ek (kJ)

Nom

bre

de p

artic

ules

a) Facteur : Ajout d’un catalyseur.

Rôle : Il accroît la vitesse de la réaction.

Ek (kJ)

Nom

bre

de p

artic

ules

c) Facteur : Augmentation de température.



H(k

J)

b) Facteur : Ajout d’un inhibiteur.

Rôle : Il réduit la vitesse de la réaction.


H(k

J)

d) Facteur : Ajout d’un catalyseur.




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2. Pour chacune des réactions, indiquez trois façons d’augmenter la vitesse de réaction. Réponses variables.

a) C(s) + 2 H2(g) � CH4(g) + 75 kJCouper le carbone en petits morceaux.

Augmenter la température.

Ajouter un catalyseur approprié. Augmenter la concentration du dihydrogène.

b) Pb2+(aq) + 2 I—

(aq) � PbI2(s)

Augmenter la concentration de chacun des ions.


Ajouter un catalyseur approprié.

c) 2 Ca(s) + 2 H20(l) � Ca(OH)2(aq) + H2(g)

Couper le calcium en petits morceaux.


Ajouter un catalyseur approprié.

3. Pour évaluer l’effet de la température sur la vitesse d’une réaction, Ishem effectue une expérience à une température de —10 °C. Il recueille dans un ballon le dioxyde de carbone gazeux au fur et à mesure qu’il se forme. Le ballon atteint un volume de 45,4 ml à une pression de 102,4 kPa en 3 minutes 25 secondes. Quelle est la vitesse de cette réaction en fonction du dioxyde de carbone,en mol/L• s ?

Calcul du nombre de moles de CO2

PV = nRT d’où

n = = = 0,00213 mol

Calcul de la concentration de CO2

C = = = 0,0469 mol/L

Calcul de la vitesse de réaction en fonction du CO2

v = = = 2,29 × 10—4 mol/L• s0,0469 mol/L — 0 mol/L

205 s∆[ CO2]

∆t

0,00213 mol 0,0454 L

n V

102,4 kPa × 0,0454 L8,314 kPa •L/mol •K × 263 K

PV RT

4. Déterminer l’ordre de la réaction en fonction de chacun des réactifs et l’ordre global pour chacune des réactions.

a) NH4+

(aq) + NO2—

(aq) � N2(g) + 2 H2O(l)

v = k[NH4+][NO2

—]La réaction est d’ordre 1 pour le NH4

+ et d’ordre 1 en fonction du NO2—. L’ordre global de

la réaction est de 2.

La vitesse de réaction en fonction du CO2 est de 2,29 × 10—4 mol/L• s.



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b) 2 NO2(g) � N2O4(g)

k = 0,54 L/mol • s à une température de 573 KLa réaction est d’ordre 2 en fonction du NO2.

L’ordre global de la réaction est de 2.

c) BrO3—

(aq) + 5 Br—(aq) + 6 H3O+

(aq) � 3 Br2(aq) + 9 H2O(l)

v = k[BrO3—][Br—][H3O+]2

La réaction est d’ordre 1 pour le BrO3— et le Br—, et d’ordre 2 pour le H3O

+.

L’ordre global de la réaction est de 4.

5. Lorsqu’ils explorent des grottes souterraines, les spéléologues doivent se méfier des nappes dedioxyde de carbone. Ce gaz provient principalement de la réaction du carbonate de calcium contenudans les roches avec les ions H+ des pluies acides.CaCO3(s) + 2 H+

(aq) � Ca2+(aq) + CO2(g) + H2O(l)

En grande concentration, il peut causer des évanouissements et même la mort par asphyxie. En effectuant les tests énumérés dans le tableau, il est possible de déterminer l’influence de quelquesfacteurs sur la vitesse de cette réaction.

Test Masse du CaCO3 Forme du CaCO3 Concentration de Volume de la solution (en g) l’acide (en mol/L) (en L)

1 1,0 Morceaux 1,0 1,0

2 1,0 Poudre 1,0 1,0

3 2,0 Poudre 1,0 1,0

4 2,0 Poudre 1,0 2,0

5 1,0 Poudre 2,0 1,0

6 1,0 Morceaux 2,0 2,0

Pour quel test la vitesse de la réaction sera-t-elle la plus grande ? Expliquez votre réponse.La vitesse de la réaction sera plus grande dans le cas du test 5, puisque la concentration de l’acide

y est plus grande et que le carbonate de calcium est en poudre, donc sa surface de contact est plus

grande.

6. L’anhydrase carbonique est une enzyme qui catalyse la conversion du dioxyde de carbone en acidecarbonique. Au cours d’une expérience visant à étudier ses effets, on note que la concentrationmolaire du dioxyde de carbone passe de 2,20 × 10—1 mol/L à 5,60 × 10—2 mol/L en 1,22 × 104

secondes. Quelle est la vitesse de la réaction ?

v = = = 1,34 × 10—5 mol/L• s—∆[ CO2]

∆t—(5,60 × 10—2 mol/L — 2,20 × 10—1 mol/L)

(1,22 × 104 s — 0 s)



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7. Soit le graphique ci-contre :

Quelle courbe illustre la réaction enprésence d’un catalyseur ? Expliquezvotre réponse.C’est la courbe du haut qui illustre la

réaction catalysée, puisque la

concentration de la substance A

augmente plus vite qu’elle ne le fait dans

la courbe du bas.


Con

cent

ratio

n (m

ol/L

)

Temps (s)0 5 10 15

0,4

0,8

1,2

1,6

0,20

0,6

1,0

1,4

1,8

0

15

2520

5

—10—5

10

H (kJ)


C’est le graphique A qui représente la réaction la plus lente, puisque l’énergie d’activation est plus

grande.

8. Quel graphique représente la réaction la plus lente ? Expliquez votre réponse.

9. Voici le mécanisme d’une réaction catalysée :

Étape 1 : H+(aq) + HCOOH(aq) � HCOOH2

+(aq)

Étape 2 : HCOOH2+

(aq) � HCO+(aq) + H2O(l)

Étape 3 : HCO+(aq) � CO(g) + H+

(aq)

a) Quelle est la réaction globale de ce mécanisme ?Globale : HCOOH(aq) � CO(g) + H2O(l)

b) Quelle substance joue le rôle de catalyseur ?C’est le H+.

A B C

Étape 1 : H+(aq) + HCOOH(aq) � HCOOH2

+(aq)

Étape 2 : HCOOH2+(aq) � HCO+

(aq) + H2O(l)

Étape 3 : HCO+(aq) � CO(g) + H

+(aq)

0

15

2520

5

—10—5

10

H (kJ)


0

15

2520

5

—10—5

10

H (kJ)




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I Rep

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ction interdite

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10. Le monoxyde d’azote peut s’oxyder selon l’équation suivante :2 NO(g) + O2(g) � 2 NO2(g)

Si la réaction est d’ordre 2 en fonction du NO et d’ordre 1 en fonction de O2, laquelle des expériencesci-dessous sera la plus rapide ? Expliquez votre réponse.

Expérience [NO] (en mol/L) [O2] (en mol/L)

1 0,1 0,1

2 0,4 0,2

3 0,2 0,5

4 0,2 0,4

v = k[NO]2[O2]

expérience 1 : vµ (0,1)2 ¥ 0,1 = 0,001expérience 2 : vµ (0,4)2 ¥ 0,2 = 0,032expérience 3 : vµ (0,2)2 ¥ 0,5 = 0,02expérience 4 : vµ (0,2)2 ¥ 0,4 = 0,016

11. Dans les usines d’épuration des eaux usées, on peut utiliser du chlore pour éliminer certains polluants.Par exemple, le sulfure de dihydrogène réagit en sa présence de la façon suivante :H2S(aq) + Cl2(aq) � S(s) + 2 H

+(aq) + 2 Cl—(aq)

Sachant que la réaction est d’ordre 1 pour chacun des réactifs et que la constante de vitesse à 28 °Cest de 3,5 ¥ 10—2 L/mol • s, calculez la vitesse de la réaction si la concentration en sulfure dedihydrogène est de 3,0 ¥ 10—4 mol/L et que le chlore atteint une concentration de 5,0 ¥ 10—2 mol/L.

C’est l’expérience 2 qui est la plus rapide.

La vitesse de la réaction est de 5,3 ¥ 10—7 mol/L• s.

v = k[H2S][Cl2]

= 3,5 ¥ 10—2 L/mol • s ¥ 3,0 ¥ 10—4 mol/L ¥ 5,0 ¥ 10—2 mol/L

= 5,25 ¥ 10—7 mol/L• s

Consulter le Compagnon Web pour d’autres exercices sur l’ensemble du chapitre 6.

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Défis1. La réaction globale d’un procédé industriel pour la fabrication de l’ammoniac s’effectue selon

l’équation suivante :N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g) + 95 400 JAfin de stabiliser la température du système, on peut utiliser l’eau qui circule autour de l’enceinteréactionnelle. Si on produit 5,00 g d’ammoniac à la minute, quelle serait l’élévation de la températured’un litre d’eau après 10 minutes ? On suppose qu’il n’y a pas de perte d’énergie dans le milieu ambiant et que seule l’eau absorbe l’énergie dégagée par la réaction.

Calcul de la quantité d’ammoniac produit après10 minutes

= = 50,0 g5,00 g × 10 min

1 min? g

10 min5,00 g 1 min

M = d’où n = mM

mn

∆Teau = 33,4 °C+139 761 J

1000 g × 4,19 J/g°C

n = = 2,93 mol

Donc, il y a production de 2,93 molesd’ammoniac.

50,0 g17,04 g/mol

Calcul de la quantité d’énergie

=

= —139 761 J

Qeau = —∆Hréaction

Qeau = +139 761 J

Calcul de ∆T

Qeau = meauceau∆Teau

D’où ∆Teau = Qeau

meauceau

—95 400J × 2,93 mol2 mol

? J 2,93 mol

—95 400 J 2 mol NH3

2. Soit le graphique ci-contre :Quelle équation chimique correspond augraphique ? Expliquez votre réponse.

a) A � B b) B � Ac) A � 2 B d) B � 2 ALa réponse est d), puisque la courbe A est

une courbe ascendante, donc A est un

produit ; tandis que la courbe B est

descendante, donc B est un réactif.

De plus, la courbe A est plus prononcée

que la courbe B. Ainsi, le rythme de

formation de A est plus grand que celui de disparition de B.

La température de l’eau augmenterait de 33,4 °C.

LA CONCENTRATION EN FONCTION DU TEMPS

Con

cent

ratio

n (m

ol/L

)

Temps (s)0 2 4 6

0,4

0,8

1,2

1,6

0,20

0,6

1,0

1,4

1,8

A

B



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3. Le brome réagit en présence du dihydrogène. Une des étapes du processus est illustrée ci-dessous.

H(k

J/m

ol)


105

0

147

HBr+H

Br+H2

Après avoir amorcé la réaction, on observe que la réaction absorbe 1000 kJ en 45 min. Dans ces conditions, quelle est la vitesse de la réaction en mol/s ? On suppose qu’il n’y a pas eu de perte d’énergie dans le milieu ambiant.

La vitesse de réaction est de 3,53 × 10—3 mol/s.

= 9,52 mol1000 kJ × 1 mol

105 kJ

∆H = Hp — Hr

= 105 kJ — 0 kJ

= + 105 kJ

= 105 kJ 1 mol

1000 kJ ? mol

v = = = 3,53 × 10—3 mol/s9,52 mol 2700 s

∆quantité de Br∆temps

4. La décomposition de l’ammoniac peut être réalisée à la surface de tungstène préalablement chauffé.Dans ces conditions, la réaction catalysée est d’ordre 0 en fonction du réactif.2 NH3(g) � N2(g) + 3 H2(g)

a) S’agit-il d’une catalyse homogène ou d’une catalyse hétérogène ? Expliquez votre réponse.Il s’agit d’une catalyse hétérogène, puisque le tungstène est un métal solide et l’ammoniac est

un gaz. Le réactif est donc dans une phase différente que le catalyseur.



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b) Au cours d’une expérience, on note que la pression partielle de l’ammoniac passe de 21,0 kPa à 10,0 kPa en 770 s. Pendant combien de temps faut-il poursuivre l’expérience pour que toutl’ammoniac ait réagi ?

v = = = 0,0143 kPa/s21,0 kPa — 10,0 kPa

770 s∆P∆t

∆t = = = 699 s10,0 kPa — 0 kPa0,0143 kPa/s

∆Pv

Il faut poursuivre l’expérience pendant 699 s.

c) Décrivez l’apparence de la courbe du graphique de la pression en fonction du temps. Expliquezvotre réponse. Ce serait une droite descendante puisque la vitesse est constante tout au long de la

transformation.

5. Le graphique ci-contre représente lavariation de la concentration de A enfonction du temps, qui se transforme selonl’équation suivante :A � B

Quel est l’ordre de cette réaction ?Expliquez votre réponse.La réaction est d’ordre 0, puisque la

vitesse de la réaction demeure constante.

C’est donc dire que la vitesse de la

réaction ne dépend pas de la

concentration.


Con

cent

ratio

n de

A (m

ol/L

)

Temps (s)0 20 40 60

0,2

0,4

0,6

0,8

0,10

0,3

0,5

0,7

0,9


Documents

Les vitesses de réaction - collegedina-belanger.qc.cacollegedina-belanger.qc.ca/wp-content/uploads/sites/34/2015/08/os... · chimique, des réactifs entrent en relation pour former