Chapitre 7 : Énergie et cinétique chimique

Texte intégral

(1)Chapitre 7 : Énergie et cinétique chimique. GCI 190 - Chimie Hiver 2013 © Hubert Cabana, 2013.

(2) Contenu 1. L’énergie a) Définitions b) La première loi de la thermodynamique c) L’enthalpie d) Les variations d’énergie au cours de réactions chimiques; 2. La vitesse des réactions a) La cinétique b) L’ordre des réactions c) Effets de la température d) La catalyse. © Hubert Cabana, 2013.

(3) Objectifs du chapitre  Comprendre le concept d’énergie appliqué à des. réactions chimiques simples;  Comprendre le principe de la cinétique chimique. appliqué à des réactions chimiques simples.. © Hubert Cabana, 2013.

(4) Lectures recommandées  Chang et Papillon (2009) – Chimie des. solutions  Chapitre 3 – La cinétique chimique • pp. 98-166. © Hubert Cabana, 2013.

(5) L’énergie © Hubert Cabana, 2013.

(6) L’énergie  L'énergie est la capacité d'un système à produire. un travail entraînant un mouvement, de la lumière ou de la chaleur. C'est une grandeur physique qui caractérise l'état d'un système et qui est, d'une manière global, conservée au cours des transformations;  Changement potentiel du type d’énergie, mais. globalement, il n’y a pas de perte d’énergie • Il n’y a que du transfert d’énergie.. © Hubert Cabana, 2013.

(7) Travail et chaleur  Le travail est un transfert ordonné d’énergie. entre un système et le milieu extérieur.  Considérons un ensemble cylindre, piston. À l’échelle. microscopique les chocs des particules de gaz sur le piston définissent la pression exercée sur celui-ci à l’échelle macroscopique.  Si l’on considère maintenant le travail électrique. Il est dû. au déplacement des électrons dans un conducteur sous l’influence d’un champ électrique. © Hubert Cabana, 2013.

(8) Travail et chaleur  La chaleur est un transfert désordonné. d’énergie entre le système et le milieu extérieur.  La chaleur est un transfert d’agitation thermique.. L’agitation des particules se propage au gré des chocs dans toutes les directions, de façon désordonnée.. © Hubert Cabana, 2013.

(9) Travail, chaleur et énergie  Dans un système défini, au cours d’un cycle la. quantité nette de chaleur échangée pour passer de l’état 1 à l’état 2 est égale à la quantité de travail nette effectuée au cours de ce cycle plus la variation de l’énergie;. 1. Q2 = E2 − E1 +1W2. 1 Q2. = Chaleur transférée lors du passage de l’état 1 vers l’état 2 (J); 1W2 = Travail effectué par le système lors du passage de l’état 1 vers l’état 2 (J); E1,2 = Énergie du système à l’état 1 et 2 (J). © Hubert Cabana, 2013.

(10) Énergie interne  D’un point de vue physique, l’énergie (E) regroupe. 3 types d’énergie;. E = K .E. + P.E. + U K.E.= Énergie cinétique (J); P.E.= Énergie potentielle (J); U= Énergie interne (J).. © Hubert Cabana, 2013.

(11) Les unités  Énergie doit avoir les mêmes unités que le travail. E = Force × distance E = N ×m m E = kg × 2 × m s 2. m E = kg × 2 = J s © Hubert Cabana, 2013.

(12) La première loi de la thermodynamique. ∆E = ∆U + ∆K .E. + ∆P.E. = W + Q  Au cours d'une transformation quelconque d'un. système fermé, la variation de son énergie est égale à la quantité d'énergie échangée avec le milieu extérieur, sous forme de chaleur et sous forme de travail.. © Hubert Cabana, 2013.

(13) La première loi de la thermodynamique. ∆E = ∆U + ∆K .E. + ∆P.E. = W + Q  En clair, cette équation signifie que, lorsqu’un. système subit un changement d’état, l’énergie peut traverser la frontière du système soit sous forme de chaleur soit sous forme de travail, l’un et l’autre pouvant être positif (fourni au système) ou négatif (retiré du système). © Hubert Cabana, 2013.

(14) La première loi de la thermodynamique appliquée à la chimie  Lorsque les systèmes sont au repos à l'échelle. macroscopique, ce qui est en général le cas pour les réactions chimiques, les énergies cinétique et potentielle restent constantes et seule l'énergie interne du système varie. =0. =0. ∆E = ∆U + ∆K .E. + ∆P.E. = W + Q © Hubert Cabana, 2013.

(15) La première loi de la thermodynamique appliquée à la chimie  En combinant l’énergie interne (U) et le travail (W). du système, nous obtenons le concept d’enthalpie (H). ∆E = ∆H = H 2 − H1 = Q. Q + H réactifs = H produits © Hubert Cabana, 2013.

(16) La première loi de la thermodynamique appliquée à la chimie. Q+. ∑n h. i réactiti. réactifs. =. ∑n h l. produit l. produits.  Où ni,l = nombre de moles (ou masse) des. réactifs/produits  hréactif/produit = enthalpie molaire (ou massique) du réactif/produit. © Hubert Cabana, 2013.

(17) La première loi de la thermodynamique appliquée à la chimie. Cette différence d’enthalpie est directement liée à la quantité d’énergie libérée (si ΔH<0) ou devant être fournie au système (si ΔH>0) pour que la réaction ait lieu.. © Hubert Cabana, 2013.

(18) Enthalpie de formation  Enthalpie standard de formation : variation. d'enthalpie accompagnant la formation d'une mole de composé à partir de ses éléments à l'état standard, à une température donnée, généralement 298K.. C(s) + O2(g). CO2(g). ∆HOréaction = -395.5 kJ © Hubert Cabana, 2013.

(19) Enthalpie de formation. Van Wylen et al. (1992). Thermodynamique appliquée, p. 748. © Hubert Cabana, 2013.

(20) Enthalpie de combustion  L’enthalpie de combustion est l’enthalpie. associée avec la combustion d’un composé quelconque en présence d’oxygène menant à la formation de CO2 et d’H2O.. → 2CO2 ( g ) + 3H 2O(l ) C2 H 5OH ( l ) + 3O2 ( g )  ΔH combustion = −1366.9kJ / mol. © Hubert Cabana, 2013.

(21) Détermination de la variation d’enthalpie – le calorimètre À des conditions de pression et de température connues (souvent à 100 kPa et 25°C), il est possible de déterminer directement l’enthalpie d’une réaction chimique à l’aide d’un calorimètre.. Q = ∆H = enthalpie de réaction © Hubert Cabana, 2013.

(22) La variation d’enthalpie d’une réaction chimique - loi de Hess  À une température constante. Réactifs. Produits. © Hubert Cabana, 2013.

(23) La première loi de la thermodynamique appliquée à la chimie - loi de Hess  Lors d’une transformation de réactifs en. produits de réaction, la variation d’enthalpie est toujours la même quelque soit le déroulement de la réaction (en une seule étape ou plusieurs étapes);  Donc, une équation équilibrée peut être obtenue par l’addition ou la soustraction d’autres équations équilibrées (ou de multiples entiers de ces équations)ainsi, l’enthalpie de la réaction peut être obtenue par les mêmes opérations mathématiques appliquées aux enthalpies des différentes réactions chimiques utilisées. © Hubert Cabana, 2013.

(24) Utilisation des enthalpies de combustion pour déterminer l’enthalpie d’une réaction  Application de la loi de Hess. Qréaction =. ∑ν ∆H i. réactifs. combustionréactiti. −. ∑ν ∆H l. produits. combustion produitl.  Où νi,l = coefficient stœchiométrique des. réactifs/produits  Si l’un des réactif ou des produit est un produit de combustion (CO2, H2O, SO2, etc.), son enthalpie de combustion est égale à 0. © Hubert Cabana, 2013.

(25) Utilisation des enthalpies de combustion pour déterminer l’enthalpie d’une réaction  À l’aide des enthalpies de combustion des réactifs. et des produits (d’une réaction chimique), il est possible de déterminer la « spontanéité » d’une réaction chimique  Si la réaction est exothermique, la réaction est. thermodynamiquement favorable;  Si la réaction est endothermique, la réaction n’est pas favorisée. Malgré le fait qu’une réaction chimique soit favorable, il n’y a aucun moyen de prédire, en utilisant uniquement le concept d’enthalpie, la vitesse à laquelle aura lieu cette réaction. Il est donc impératif d’introduire le concept de cinétique chimique. © Hubert Cabana, 2013.

(26) La cinétique chimique © Hubert Cabana, 2013.

(27) La cinétique chimique  La cinétique chimique, aussi connue sous le nom. de cinétique réactionnelle, est l’étude de la vitesse à laquelle se produit une réaction;  L’étude de la cinétique d’une réaction inclue l’étude. de l’impact des conditions expérimentales sur la vitesse de la réaction.. © Hubert Cabana, 2013.

(28) Les conditions du milieu influençant la cinétique  La nature des réactifs;  L’état physique des réactifs (système homogène ou. hétérogène);  La quantité de réactif présente (concentration);  La température;  La présence de catalyseur;  etc. © Hubert Cabana, 2013.

(29) Importance de la cinétique . Connaître la vitesse des réactions chimiques et être capable de la calculer est de toute première importance dans toutes les applications de la chimie.. . La vitesse de combustion des mélanges utilisés dans les moteurs à explosion, les réacteurs d'avions, les moteurs fusées.. . . La vitesse de prise des colles, des ciments, de polymérisation, de durcissement.. . La vitesse de dégradation des matériaux, d'oxydation des métaux.. . La vitesse des réactions chimiques mises en œuvre dans les usines de production de produits chimiques.. . Les vitesses d'action, de dégradation et d'élimination des médicaments (pharmaco-cinétique).. . Les vitesses de formation de transformation et d'élimination des polluants dans l'environnement.. . etc.. La maîtrise de la vitesse de réactions est fondamentale pour un bon usage des substances chimiques et éviter des catastrophes : emballement des réactions, explosions.. © Hubert Cabana, 2013.

(30) Illustration de la cinétique chimique A -------------> B Réactif -------------> Produit Au cours de la réaction, A diminue et B augmente Transformation complète après un certain temps (tfinal). Temps = 0. T= t2. T= t1. Évolution d’une réaction chimique en fonction du temps. © Hubert Cabana, 2013. T= t final.

(31) Illustration de la cinétique chimique − ( aq ). Br2 ( aq ) + HCOOH ( aq ) ⇒ 2 Br. © Hubert Cabana, 2013. + 2H. + ( aq ). + CO2 ( g ).

(32) Illustration de la cinétique chimique  Disparition des réactifs en fonction du temps;  Apparition des produits de réaction de façon. équivalente aux produits de départ.. A. ---------------->. B. Temps. A. B. T=0. 1. 0. T=t. 1-X. X. T=tfinal. 0. 1. © Hubert Cabana, 2013.

(33) Cette transformation peut être exprimée par une vitesse ..... …de disparition de A. …d’apparition de B. ∆B ∆A V =+ V =− ∆t ∆t © Hubert Cabana, 2013.

(34) Cette transformation se traduit par .... Chang et Papillon, 2009. © Hubert Cabana, 2013.

(35) Illustration de la cinétique chimique – Autre cas 2A ------------> B 2 moles de A consommées pour produire 1 mole de B.  Vitesse de disparition de A est 2 fois plus. rapide que la formation de B Temps. A. B. T=0. 1. 0. T=t. 1-X. ½X. T=tfinal. 0. 0.5. © Hubert Cabana, 2013.

(36) Cette transformation peut être exprimée par une vitesse .....  …de disparition de A.  …d’apparition de B. 1 ∆A ∆ B V =− V = + 2 ∆t ∆t © Hubert Cabana, 2013.

(37) Illustration de la cinétique chimique – forme générale aA+bB ------------> cC + dD. 1 ∆A 1 ∆B V =− =− a ∆t b ∆t 1 ∆C 1 ∆D =+ =+ c ∆t d ∆t © Hubert Cabana, 2013.

(38) Vitesse = F([réactifs]) − ( aq ). Br2 ( aq ) + HCOOH ( aq ) ⇒ 2 Br. © Hubert Cabana, 2013. + 2H. + ( aq ). + CO2 ( g ).

(39) Vitesse = F([réactifs]). Papillon et Chang, 2009 © Hubert Cabana, 2013.

(40) illustration  La vitesse de la réaction est donc proportionnelle à. la quantité de réactifs présents. Vitesseα [ Br2 ] Vitesse = k[ Br2 ] nb. nous supposons une concentration constante en acide formique. Où k s’appelle la constante de vitesse, i.e. une constante de proportionnalité entre la vitesse de la réaction et la concentration des réactifs © Hubert Cabana, 2013.

(41) illustration. nb. nous supposons une concentration constante en acide formique Papillon et Chang, 2002 © Hubert Cabana, 2013.

(42) Illustration. m= k ≈ 3.5X10-3. nb. nous supposons une concentration constante en acide formique © Hubert Cabana, 2013 Papillon et Chang, 2002.

(43) Les lois de vitesse  La loi de vitesse est l’expression qui relie la vitesse. d’une réaction chimique à la constante de vitesse et aux concentrations des réactifs. aA+bB ------------> cC + dD. V = k[ A] [ B] x. y. k, x et y doivent être déterminés expérimentalement. x et y sont des nombres entiers.. © Hubert Cabana, 2013.

(44) Ordre d’une réaction  En additionnant les exposant (x+y) nous sommes. en mesure de déterminer l’ordre global (ou total) de la réaction;  Il est également possible d’affirmer que la réaction. est du xième ordre p/r au réactif A et du yième ordre p/r au réactif B.. © Hubert Cabana, 2013.

(45) Détermination de la loi de vitesse d’une réaction  Prenons, par exemple, la réaction suivante :. F2(g) +2 ClO2(g)→2FClO2(g)  L’effet de la concentration sur la vitesse (V) de. réaction est effectuée en étudiant les vitesses initiales en fonction des concentrations initiales  Élimination des risques des réactions inverses;  Connaissance exacte des concentrations en présence. © Hubert Cabana, 2013.

(46) Détermination de la loi de vitesse d’une réaction  Déterminons les vitesses initiales de la réaction en. fonction de différentes concentrations initiales en réactifs Essai. [F2] (M). [ClO2] (M). Vitesse initiale (M/s). 1. 0.10. 0.1. 1.2X10-3. 2. 0.10. 0.4. 4.8X10-3. 3. 0.20. 0.1. 2.4X10-3. Qu’en déduisez-vous?? © Hubert Cabana, 2013.

(47) Détermination de la loi de vitesse d’une réaction  La vitesse de la réaction est donc proportionnelle à. la concentration des réactifs. Vitesseα [ F2 ][ClO2 ] Vitesse = k[ F2 ][ClO2 ] © Hubert Cabana, 2013.

(48) Détermination de la loi de vitesse d’une réaction  Sachant que. Vitesse k= [ F2 ][ClO2 ]  Il est possible de déterminer la valeur de la. constante de proportionnalité (constante cinétique). Vitesse 1.2 *10 −3 M / s −1 −1 k= = = 1.2 M s [ F2 ][ClO2 ] 0.1M * 0.1M © Hubert Cabana, 2013.

(49) Impact de la loi de vitesse sur la vitesse de réaction  Supposons :. aA+bB ------------> cC + dD. Vitesse = k[ A][ B]. 2.  Que se passe-t-il si l’on double la [A] (de 1 M à. 2M)?  Que se passe-t-il si l’on double la [B] (de 1 M à 2M)? © Hubert Cabana, 2013.

(50) Détermination des lois de vitesse  Si une réaction met en jeu 1 seul réactif, on. détermine la loi de vitesse en mesurant la vitesse initiale de la réaction en fonction de la concentration initiale du réactif;  Si une réaction fait intervenir plusieurs réactifs, on. détermine la vitesse initiale en faisant varier la concentration d’un seul réactif. Puis, on recommence pour l’ensemble des réactifs.. © Hubert Cabana, 2013.

(51) http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1 3/FG13_05.JPG. Évolution temporelle des réactions chimiques © Hubert Cabana, 2013.

(52) Réaction d’ordre 1 aA ------------> Produit. dA Vitesse = k[ A] = − dt  Unité de la constante k :. d [ A] M −1 k =− = =s dt[ A] M ∗ s © Hubert Cabana, 2013. (1).

(53) Réaction d’ordre 1  En intégrant l’équation (1), nous obtenons :.  [ A]0   = kt ln  [ A]   Où : [A]0 = concentration en A à t=0. [A] = concentration en A au temps t=t.. © Hubert Cabana, 2013.

(54) Réaction d’ordre 1  En réarrangeant. ln[ A]0 − ln[ A] = kt ⇒ ln[ A] = ln[ A]0 − kt. © Hubert Cabana, 2013.

(55) Représentation de la réaction d’ordre 1 ln[ A] = ln[ A]0 − kt. Papillon et Chang, 2009 © Hubert Cabana, 2013.

(56) Représentation de la réaction d’ordre 1  La demi-vie d’une réaction (t1/2) est le temps. requis pour que la [réactifs] diminue de moitié. Papillon et Chang, 2009 © Hubert Cabana, 2013.

(57) Représentation de la réaction d’ordre 1  La demi-vie d’une réaction d’ordre 1 est-elle. dépendante ou indépendante de la [réactifs]? En réarrangeant l’expression cinétique d’ordre 1. 1  [ A]0   ln[ A] = ln[ A]0 − kt ⇒ t = ln k  [ A]t  Sachant que la demi-vie considère [A]1/2 = 0.5*[A]0. t1/ 2.  1  [ A]0 = ln k  [ A]0   2.   1 0.693  = ln (2 ) = k  k  . © Hubert Cabana, 2013.

(58) Réaction d’ordre 2 aA ------------> Produit  La vitesse dépend soit 1) de la concentration d’un. réactif élevée au carrée ou 2) de la concentration de 2 réactifs chacune à la puissance 1.. d [ A] Vitesse = k[ A] = − dt 2. (2).  Unité de la constante k :. d [ A] M k =− = 2 dt[ A] M*M*s © Hubert Cabana, 2013. =M s. -1 -1.

(59) Réaction d’ordre 2  En intégrant l’équation (2), nous obtenons :. 1 1 = kt + [ A] [ A]0  Où : [A]0 = concentration en A à t=0. [A] = concentration en A au temps t=t.. © Hubert Cabana, 2013.

(60) Réaction d’ordre 2. Papillon et Chang, 2009 © Hubert Cabana, 2013.

(61) Réaction d’ordre 0 aA ------------> Produit. d [ A] Vitesse = k[ A] = k = − dt 0.  En intégrant l’équation 3, nous obtenons. [ A] = kt + [ A]0 © Hubert Cabana, 2013. (3).

(62) Réaction d’ordre 0. Papillon et Chang, 2009 © Hubert Cabana, 2013.

(63) Résumé…. Papillon et Chang, 2009 © Hubert Cabana, 2013.

(64) Malone et Dolter, 2010. Effet de la température sur la constante cinétique (k) © Hubert Cabana, 2013.

(65) La théorie des collisions  Est une théorie qui explique qualitativement. comment se produisent les réactions chimiques élémentaires et qui rend compte de la dépendance de leur vitesse avec la concentration des réactifs.  Pour qu'une réaction chimique se produise : 1. Les molécules des réactifs doivent entrer en collision; 2. Elles doivent avoir suffisamment d’énergie pour que la. réaction ait lieu (concept d’énergie d’activation); 3. Elles doivent avoir l’orientation adéquate.. © Hubert Cabana, 2013.

(66) La théorie des collisions. © Hubert Cabana, 2013. Malone et Dolter, 2010.

(67) La théorie des collisions. © Hubert Cabana, 2013.

(68) La théorie des collisions 4 possibilités. 8 possibilités. 16 possibilités. © Hubert Cabana, 2013.

(69) Collisions effectives. nombre de collisions effectives Vitesse α s  Collisions bien orientées  Possédant suffisamment d’énergie.  Quand les molécules se heurtent, une partie de. leur énergie cinétique est transformée en énergie vibratoire (≈ énergie potentielle) © Hubert Cabana, 2013.

(70) Collisions effectives. nombre de collisions effectives Vitesse α s  Si l’énergie cinétique de 2 réactifs se heurtant est. grande, alors ils génèreront suffisamment d’énergie vibratoire pour que certaines de leurs liaisons se transforment et qu’il y ait formation de nouveau liens.. © Hubert Cabana, 2013.

(71) Collisions effectives. Malone et Dolter, 2010. © Hubert Cabana, 2013.

(72) Collisions effectives. © Hubert Cabana, 2013. Malone et Dolter, 2010.

(73) Énergie d’activation  L’énergie d’activation est la quantité minimale. d’énergie requise pour déclencher une réaction chimique;  L’espèce chimique instable temporairement formée. suite à la collision des molécules de réactifs est le complexe activé. Sa décomposition mène à la formation des produits.. © Hubert Cabana, 2013.

(74) Énergie d’activation  L’énergie d’activation représente une « barrière ». qui empêche les molécules possédant peu d’énergie cinétique de réagir;  Plus l’énergie d’activation est faible, plus « facile » est la réaction.. © Hubert Cabana, 2013. Malone et Dolter, 2010.

(75) Énergie d’activation - analogie. http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1 3/FG13_13.JPG. © Hubert Cabana, 2013.

(76) Énergie d’activation. © Hubert Cabana, 2013. Malone et Dolter, 2010.

(77) Constante cinétique, énergie d’activation et température – l’équation d’Arrhenius. k = Ae. Ea   −  RT  .  k= constante cinétique  A= constante d’Arrhenius  Ea = énergie d’activation (J mol-1)  R = constante des gaz parfaits (8.314 J mol-1K-1)  T = température (K). © Hubert Cabana, 2013.

(78) Constante cinétique, énergie d’activation et température – l’équation d’Arrhenius  Il est possible de linéariser cette expression.  ln(k ) = ln Ae . Ea   −  RT  .    . Ea   ln(k ) = ln A −    RT  © Hubert Cabana, 2013.

(79) Équation d’Arrhenius.  Ea   1  ln(k ) =  −  ∗   + ln A  R  T . y = mx + b © Hubert Cabana, 2013.

(80) Équation d’Arrhenius. http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/C H13/FG13_14.JPG. © Hubert Cabana, 2013.

(81) Comparaison de la vitesse de réaction à 2 températures. k1  Ea   1 1  ln( ) =   ∗  −  k2  R   T2 T1 . © Hubert Cabana, 2013.

(82) Parallèle avec les propriétés physiques  Propriétés de bétons contenant des PRF. © Hubert Cabana, 2013.

(83) Parallèle avec les propriétés physiques  Propriétés de bétons contenant des PRF. where k is the degradation rate (1/time); A the constant relative to the material and degradation process; Ea the activation energy of the reaction; R the universal gas constant; and T is the temperature in Kelvin.. Robert et Benmokrane, 2013 © Hubert Cabana, 2013.

(84) Parallèle avec les propriétés physiques. © Hubert Cabana, 2013.

(85) Parallèle avec les propriétés physiques The relationships between the time and the reciprocal of the absolute temperature for each level of property retention have been extrapolated (represented by dashed lines in Fig. A2a) to determine the time to reach the chosen levels of property retention at 10 °C.. The relationships between the tensile strength retention and the reciprocal of the absolute temperature for each service lifetime have been extrapolated (represented by dashed lines in Fig. A2b) to determine the levels of tensile strength retention at the chosen life times at 10 °C.. © Hubert Cabana, 2013.

(86) La catalyse  Un catalyseur est une substance qui augmente la. vitesse d’une réaction chimique sans y être consommée;  Le catalyseur peut former une intermédiaire de réaction,. mais on le retrouve toujours sous sa forme initiale à la fin de la réaction. Vcatalysée > Vnoncatalysée © Hubert Cabana, 2013.

(87) La catalyse et l’énergie d’activation. © Hubert Cabana, 2013.

(88) Types de catalyse  Catalyse hétérogène : Le réactif et le catalyseur. sont dans des phases différentes. N 2 ( g ) + 3H 2 ( g ) ⇒ 2 NH 3( g ). © Hubert Cabana, 2013.

(89) La catalyse  Quelques exemples. http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1 3/FG13_18.JPG. © Hubert Cabana, 2013.

(90) La catalyse  Quelques exemples. Une réduction des oxydes d'azote en azote et en dioxyde de carbone : NO + CO → 1/2 N2 + CO2 Une oxydation des monoxydes de carbone en dioxyde de carbone : 2CO + O2 → 2CO2 Une oxydation des hydrocarbures imbrulés (HC) en dioxyde de carbone et en eau : 4CxHy + (4x+y)O2 → 4xCO2 + 2yH2O. © Hubert Cabana, 2013.

(91) La catalyse homogène  Lors de réaction de catalyse homogène, les. réactifs et le catalyseur sont dans la même phase;  Souvent provoquée par H3O+ ou OH-. © Hubert Cabana, 2013.

(92) La catalyse enzymatique. © Hubert Cabana, 2013.

(93) http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/hillchem3/medialib/media_portfolio/text_images/CH1 3/FG13_22.JPG. En résumé… © Hubert Cabana, 2013.

(94) En résumé…  Les notions d’énergie et de cinétique gèrent la. réaction chimique  L’enthalpie permet de déterminer si la réaction sera. spontanée (exothermique) ou non-spontanée (endothermique);  La cinétique permet de déterminer la vitesse à laquelle se. déroule une réaction chimique.. © Hubert Cabana, 2013.

(95) En résumé…  L’enthalpie est une variable d’état;  Possible d’utiliser la Loi de Hess pour déterminer l’enthalpie d’une réaction « inconnue » à partie d’enthalpie de réactions « connues »;  Permet de déterminer l’énergie impliquée dans. une réaction chimique;  Énergie libérée (réaction exothermique);  Énergie fournie (réaction endothermique).. © Hubert Cabana, 2013.

(96) En résumé…  La vitesse d’une réaction chimique dépend de la. concentration des réactifs présents;  La loi de vitesse est une expression reliant la. vitesse d’une réaction à sa constante de vitesse (k) et à la concentration des réactifs présents;  La température affecte la vitesse d’une réaction. chimique;  Principe d’Arrhenius. © Hubert Cabana, 2013.

(97) En résumé…  La présence d’un catalyseur diminue l’énergie. d’activation d’une réaction, ce qui résulte en une augmentation de la vitesse de la réaction.. © Hubert Cabana, 2013.

(98) Exercices suggérés  Chang et Papillon – Chimie des solutions  Chapitre 3 : 3.17, 3.21, 3.27, 3.37  Exercices supplémentaires disponibles sur le site. web du cours. © Hubert Cabana, 2013.

(99)