Cinétique chimique

1. Une réaction rapide se déroule instantanément, on ne peut pas suivre son évolution à l'œil nu (ex: précipitation).
2. Une réaction lente dure de quelques secondes à plusieurs jours, ce qui permet de mesurer l'évolution du système.

💡 À retenir : La distinction dépend de la durée nécessaire pour atteindre l'état final.

1. Détermine la valeur de l'avancement final $x_{max}$ à partir du graphique.
2. Calcule la valeur $\frac{x_{max}}{2}$.
3. Cherche cette valeur sur l'axe des ordonnées.
4. Projette horizontalement sur la courbe, puis verticalement sur l'axe des abscisses pour lire $t_{1/2}$.

💡 À retenir : $t_{1/2}$ est une durée, donc elle doit être positive et exprimée en unité de temps.

Non, le catalyseur modifie uniquement la vitesse de la réaction (il diminue le temps nécessaire pour atteindre l'équilibre), mais il n'a aucun effet sur l'état final du système ($x_{max}$ reste inchangé).

💡 À retenir : Le catalyseur n'apparaît pas dans l'équation bilan car il est régénéré.

Non, le catalyseur est une substance qui accélère la réaction mais il est restitué intact à la fin. Il n'est pas un réactif.

💡 À retenir : Un catalyseur ne peut pas déclencher une réaction thermodynamiquement impossible.

La vitesse diminue généralement au cours du temps car la concentration des réactifs diminue (loi d'action de masse). À la fin de la réaction, la vitesse devient nulle.

💡 À retenir : La pente de la tangente à la courbe $x=f(t)$ diminue au fur et à mesure que le temps passe.

L'unité est $mol \cdot L^{-1} \cdot s^{-1}$ (ou $mol \cdot L^{-1} \cdot min^{-1}$ selon les données).

💡 À retenir : Toujours vérifier les unités des axes du graphique avant de calculer.

L'ordre de réaction est déterminé expérimentalement. Pour le programme, on se limite souvent à l'ordre 0 ou 1. Si $v = k$, c'est l'ordre 0. Si $v = k[A]$, c'est l'ordre 1.

💡 À retenir : L'ordre ne se déduit pas toujours des coefficients stœchiométriques.

L'augmentation de la température augmente l'agitation thermique des molécules, ce qui accroît la fréquence et l'énergie des chocs efficaces entre les réactifs.

💡 À retenir : Plus la température est élevée, plus la réaction est rapide.

C'est une catalyse où le catalyseur et les réactifs ne sont pas dans la même phase (ex: un solide catalysant une réaction en phase gazeuse).

💡 À retenir : La réaction a souvent lieu à la surface du catalyseur.

Non, la vitesse de réaction est par définition une grandeur positive. Si on calcule la vitesse de disparition d'un réactif, on utilise un signe moins pour compenser la pente négative.

💡 À retenir : $v = \frac{dx}{dt} > 0$.

Oui, pour la plupart des réactions, $t_{1/2}$ dépend des conditions initiales. Cependant, pour une réaction d'ordre 1, $t_{1/2}$ est indépendant de la concentration initiale.

💡 À retenir : $t_{1/2} = \frac{\ln(2)}{k}$ pour l'ordre 1.

On mesure la conductivité $\sigma$ de la solution au cours du temps. Comme $\sigma$ est proportionnelle aux concentrations des ions, on peut relier $\sigma(t)$ à l'avancement $x(t)$.

💡 À retenir : Cette méthode est idéale pour les réactions produisant ou consommant des ions.