Cinétique chimique

1. Trace la tangente à la courbe $x=f(t)$ à l'instant $t$ voulu.
2. Calcule la pente de cette tangente : $p = \frac{\Delta x}{\Delta t}$.
3. Applique la formule : $v(t) = \frac{1}{V} \cdot p$.

💡 À retenir : La vitesse est proportionnelle au coefficient directeur de la tangente.

1. La vitesse instantanée est la dérivée de l'avancement par rapport au temps : $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$.
2. La vitesse moyenne est le rapport de la variation de l'avancement sur un intervalle de temps fini : $v_{moy} = \frac{1}{V} \frac{\Delta x}{\Delta t}$.

💡 À retenir : La vitesse instantanée est une valeur précise à un instant $t$ donné.

1. Trace la courbe $[A] = f(t)$. Si c'est une droite, l'ordre est 0.
2. Trace $\ln[A] = f(t)$. Si c'est une droite, l'ordre est 1.
3. Si aucune n'est une droite, teste l'ordre 2 avec $1/[A] = f(t)$.

💡 À retenir : L'ordre est déterminé par la linéarisation de la loi de vitesse.

C'est une espèce chimique qui augmente la vitesse d'une réaction sans être consommée par celle-ci. Il modifie le mécanisme réactionnel en diminuant l'énergie d'activation $E_a$.

💡 À retenir : Un catalyseur n'apparaît pas dans l'équation-bilan.

Selon la loi d'Arrhenius $k = A \cdot e^{-E_a/RT}$, si la température $T$ augmente, le terme $e^{-E_a/RT}$ augmente, donc $k$ augmente.

💡 À retenir : Une augmentation de température accélère toujours la réaction.

Pour $v = k[A]^2$, on a $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1} = k \cdot (mol \cdot L^{-1})^2$. Donc $k$ est en $L \cdot mol^{-1} \cdot s^{-1}$.

💡 À retenir : L'unité de $k$ dépend de l'ordre global de la réaction.

Cela dépend de l'ordre :

1. Ordre 0 : $t_{1/2}$ dépend de $[A]_0$.
2. Ordre 1 : $t_{1/2} = \ln(2)/k$ (indépendant de $[A]_0$).
3. Ordre 2 : $t_{1/2}$ dépend de $[A]_0$.

💡 À retenir : Seul l'ordre 1 possède un $t_{1/2}$ constant.

La vitesse dépend de la concentration des réactifs. Au fur et à mesure que la réaction avance, les réactifs sont consommés, leur concentration diminue, donc la vitesse diminue.

💡 À retenir : La réaction ralentit car les chocs entre molécules deviennent moins fréquents.

Non, l'ordre est une grandeur expérimentale. Il ne correspond aux coefficients stœchiométriques que si la réaction est élémentaire.

💡 À retenir : Ne jamais déduire l'ordre des coefficients de l'équation.

C'est l'énergie minimale que doivent posséder les réactifs pour que leurs chocs soient efficaces et conduisent à la formation des produits.

💡 À retenir : Plus $E_a$ est faible, plus la réaction est rapide.

On mesure la conductivité $\sigma$ de la solution. Comme $\sigma = \sum \lambda_i [C_i]$, on exprime les concentrations en fonction de $x$ grâce au tableau d'avancement, puis on déduit $x(t)$.

💡 À retenir : La conductimétrie est idéale pour les réactions produisant des ions.

Pour réaliser une dégénérescence de l'ordre : si $[B] \gg [A]$, alors $[B] \approx constante$. La loi de vitesse devient $v = k'[A]^\alpha$.

💡 À retenir : Cela simplifie l'étude en isolant l'influence d'un seul réactif.