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La cinétique chimique : résumé Pourquoi ? Étude thermodynamique : étude de la faisabilité des réactions Etude cinétique : étude de l’évolution au cours du temps d’une réaction chimique thermodynamiquement possible. Intérêt ? Pratique : optimisation des conditions de synthèse Théorique : détermination des mécanismes réactionnels.

Cinétique formelle Réacteur isochore fermé parfaitement agité : v = -1/|νi|. d[Ri]/dt = 1/νj. d[Pi]/dt v = k. Π [Ri] i avec i = ordre partiel n = ∑ i = ordre global Loi de Van’t Hoff : réaction élémentaire ordre partiel = coefficient stæchiométrique, i = |νi| Loi d’Arrhénius : ln k = ln. A - Ea/RT

Protocole de détermination d’une loi cinétique : méthode intégrale. • Procédure préliminaire – Ecriture de l’équation de réaction : | A| A P – Bilan matière : gaz en moles avec liquide en concentration avec a, x et X – Définition de la vitesse : v = -1/| A|. d[A]/dt – Ecriture de la loi de vitesse : v = k [A] • Hypothèse supposer un ordre pour , intégrer la loi de vitesse, vérifier que k est constant Bilan : valeurs numériques de et k obtenues : v = k. [A]

Généralisation : | A| A P dx/dt = k (a-| A|. x)n n Lois de vitesse intégrée Unité de k t 1/2 0 k. t = x mol. L-1. s-1 a/(2 k| A|) 1 | A|. k. t = ln (a/(a-| A|. x)) s-1 ln 2/(k| A|) 2 | A|. k. t = 1/(a-| A|. x) - 1/a L. mol-1. s-1 1/(ak| A|) n | A|. k. t. (n-1) = 1/(a-| A|. x)n-1 -1/an-1 Ln-1. mol 1 -n. s-1 (2 n-1 -1)/(an-1. (n-1). k. | A|)

BILAN : A + B + C P méthode de détermination de l’ordre. Méthode de dégénérescence de l’ordre excès de A ordre partiel / B = β excès de B ordre partiel / A = Mélange stœchiométrique de A et B somme + Présence d’un catalyseur ou d’un 3ème réactif = C rapport de kapp ordre partiel / C =

Mécanismes réactionnels AEQS : d[IR]/dt = 0 Ep ET = maximum de Ep IR = minimum de Ep ET Ea r. H° A+BC AB+C CR