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Chimie des solutions

Semaine 6

Semaine 6 : Lundi

LUNDI

Chapitre 2 : résumé

2.1 Expression

2.2 Loi et Ordre de vitesse

2.3 Loi de vitesse intégrée

Méthode des V0

Exercice 2,3 (p. 107)

2.3.4 Temps de demi-vie

Exercice / datation au 14C

2.4 Énergie d'activation et équation d'Arrhénius

Orientation/Énergie

Énergie d'Activation

Équation d'Arrhénius

2.5 Mécanismes de réaction

Exercice 2.22

2.6 Catalyse

Chapitre 3 : L'Équilibre chimique

3.1 Équilibre

3.2 Expressions de K

3.3 Cinétique et équilibre

3.4 Signification de K

3.5 Principe de Le Chatelier

Exercice 3.75

Chapitre 2

Facteurs qui affectent la cinétique chimique

Facteurs

Concentration des réactifs;

  • Loi de vitesse;
  • Loi de vitesse intégrée;
  • Temps de demi-vie et Datation au carbone 14

Température/Pression;

  • Énergie d'activation et Équation d'Arrhénius

Surface de contact/État physique;

Catalyseur.

2.1 Expression de la vitesse

http://monde.ccdmd.qc.ca/ressource/?id=84691&demande=desc

V = - ∆[H2O2]/∆t

= ∆[H2O]/∆t

= 2∆[O2]/∆t

2.1 Expression

Vitesse moyenne (--------)

Vitesse instantanée

Vitesse initiale

DISPARITION DES RÉACTIFS ou APPARITION DES PRODUITS

VARIATION (∆) DES RÉACTIFS ou VARIATION (∆) DES PRODUITS

A B

∆[A] = [A]finale - [A]initiale

∆t = t2 - tinitial

V = - ∆[A]/∆t signe (-) pour que V soit positive car [A]finale < [A]0

V = + ∆[B]/∆t signe (+) pour que V soit positive car [A]finale > [A]0

2.2 Lois de vitesse

2.2

Lois de Vitesse

Effet de la [Réactifs] sur la vitesse

V est proportionnel [Réactifs]

V = k [A]x

k : constante de vitesse de la réaction

X : l'effet de [A] sur la vitesse de la réaction chimique en solution

X = l'ordre de vitesse de la réaction par rapport au réactif A

Plusieurs réactifs :

V = k [A]x[B]Y

Ordre global = Somme des ordres individuels

2.2.2 Méthode des vitesses initiales

Méthode des V0

Méthode expérimentale

Permet de déterminer l'ordre de réaction

par rapport aux réactifs (les exposants dans la loi de vitesse)

Consiste à comparer des essais expérimentaux en faisant varier un seul paramètre à la fois

V3/V2 = ...

V2/V1 = ...

EXEMPLE : Exercice E2.3 ou à la fin, 2.5

2.3 Loi de vitesse intégrée

2.3

Loi de Vitesse intégrée

Pour savoir la concentration après un certain temps

OU

Pour savoir le temps nécessaire pour atteindre une certaine concentration

Loi de vitesse intégrée

Ordre

0

Ordre 0

V = k = ∆[A]/dt k dt = ∆[A]

[A]t = -kt + [A]0

y = mx + b où m = k

Loi de vitesse intégrée

Ordre 1

V = k[A] = ∆[A]/dt k dt = ∆[A]/[A]

ln[A]t = -kt + ln[A]0

y = mx + b où m = k

Ordre

1

Loi de vitesse intégrée

Ordre

2

Ordre 2

V = k[A]^2 = ∆[A]/dt k dt = ∆[A]^2/[A]

1/[A]t = kt + 1/[A]0

y = mx + b où m = k

2.2.2 Méthode des vitesses intiales

COMPARER 2 ESSAIS EXPÉRIMENTAUX

pour trouver

l'influence de la concentration sur la vitesse

V2/V1 = k [A]2^x / k [A]1^x

V2/V1 = ([A]2 / [A]1)^x

On isole x

Exercice 2.5, p. 107

2.2.2

Méthode des V0

Exercice E2.3

Concept en question 2.2.1

2.3.4 Temps de demi-vie

Temps requis pour que la concentration initiale d'un réactif diminue de moitié

[A]t1/2 = [A]0 / 2

2.3.4

Temps de

demi-vie

Exercice E2.7

ORDRE 1 :

ln [A]t = -kt + ln[A]0

ln ([A]t1/2) = -kt1/2 + ln(2[A]t1/2)

t1/2 = 0,693/k

DÉCOMPOSITION RADIOACTIVE : 14C

Concept en question 2.3.1

Datation au Carbone 14

Éclaircissez le mystère archéologique suivant :

Chanoine et astronome d’origine polonaise, Nikołaj Kopernik (1473-1543) est considéré comme le père de la théorie moderne de l’héliocentrisme. Ses théories ont notamment pavé la voie à d’autres scientifiques tels Galileo, Descartes et Newton. En 2005, à la cathédrale de Frombork près de l'autel dont il avait la charge, on exhumait des ossements soupçonnés de contenir ceux de Copernic. En novembre 2008, des chercheurs ont confirmé l’identité du crâne par la correspondance génétique avec deux cheveux retrouvés dans un bouquin que Copernic aurait eu en sa possession.

La concentration en carbone 14 mesurée en 2009 était de 14,465 sur le premier artéfact. Un organisme vivant possède une concentration fixe de cet isotope : mesurée en désintégrations par minute (d.p.m.), elle est approximativement de 15,30 d.p.m. Sachant que le 14C se décompose selon une cinétique d’ordre 1 (t½ = 5730 a), confirmez la correspondance en calculant l’année de décès du crâne retrouvé :

Datation au 14C

Solution / Copernic

Solution

Loi d’ordre 1 :

ln [14C]t = ln [14C]0 – kt

ln (14,465) = ln (15,30) - kt

Constante de vitesse k :

t1/2 = 0,693/k

k = 0,693/t1/2

= 0,693/5730 a

= 1,21×10-4 a-1

ln (14,465) = ln (15,30) + 1,21×10-4×t

t = ln (14,461/15,30) = 464 a (Temps écoulé depuis le décès)

-1,21×10-4 a-1

2009 (Année du test) – 464 (Temps écoulé depuis le décès) = 1545

2.4 Théorie des collisions

Les réactions chimiques se font par suite de collisons entre les molécules

COLLISIONS EFFICACES:

  • Orientation favorable des molécules (2.4.1)
  • Énergie suffisante / Ea (2.4.2)

2.4

Théorie des collisions

https://www.youtube.com/watch?v=h5xvaP6bIZI

2.4.3 Équation d'Arrhénius

Permet de relier la température expérimentale à la constante de vitesse

Permet de trouver l'énergie d'activation (Ea) d'une réaction chimique

2.4.3

Équation d'Arrhénius

EXERCICES E2.8 et E2.9

CONCEPT EN QUESTION 2.4.1

2.5 Mécanismes de réactions

2.5

Mécanismes de réaction

La somme des processus élémentaires = Réaction globale

La réaction la plus lente gouverne la loi de vitesse de la réaction globale

Les processus élémentaires sont réversibles

Les coefficients stoechiométriques dans un processus élémentaires sont les exposants dans la loi de vitesse du processus élémentaire

EXERCICES E2.11

CONCEPT EN QUESTION 2.5.1

Exercice E2.10

Réaction 1: NO2 + NO2 NO + NO3

Réaction 2 : NO3 + CO NO2 + CO2

Loi de vitesse globale : V = k[NO2]^2

a) Réaction globale;

b) Intermédiaire réactionnel;

c) Vitesses relatives;

2.6 Catalyse

2.6

Catalyse

CATALYSEUR :

  • Il sert à accélérer la réaction (en général);
  • Il fonctionne en abaissant L'énergie d'acctvation;
  • Il est présent au début et retrouvé à la fin de la réaction;
  • Il ne fait pas partie de la réaction globale

(on le place au dessus de la flèche);

  • Catalyse hétérogène (2.6.1) vs catalyse homogène (2.6.2)

  • Catalyse enzymatique

  • Catalyse négative : INHIBITEUR

2.6.3 Catalyse emzymatique

Influencée par :

Concentration de l'enzyme :

(amylase, lactase, alcool déshydrogénase,...)

Concentration du substrat :

(amydon, lactose, alcool)

Température;

pH;

Catalyse enzymatique

https://www.youtube.com/watch?v=7-77NqvNLno

https://www.youtube.com/watch?v=UVeoXYJlBtI

https://www.futura-sciences.com/sciences/actualites/chimie-science-decalee-chimistes-ont-reussi-decuire-oeuf-56973/

CONCEPT EN QUESTION 2.6.1

Chapitre 3 : Équilibre chimique

Chapitre 3

3.1 Équilibre chimique

Vd = Vi

3.2 Expressions de la constante d'équilibre

KP = KC (RT)^dn

3.3 Cinétique et équilibre chimique

Kc = kd / ki

3.4 Signification de la constante d'équilibre

Kc élevée ou faible

3.5 Influences sur l'équilibre chimique

Principe de Le Chatelier

3.1 Équilibre chimique

3.1

CONSTANTE D'ÉQUILIBRE

La concentration des réactifs et celle des produits demeurent constantes

La vitesse de la réaction directe (Vd) est égale à la vitesse de la réaction inverse (Vi)

CONCEPT EN QUESTION 3.1.1

CONCEPT EN QUESTION 3.1.2

3.2 Expression de KC

ÉQUILIBRE HÉTÉROGÈNE

3.2

EXPRESSIONS

DE KC

KINVERSE (K') = 1 / KDIRECTE

KCOEFFICIENTS (K'') = (KDIRECTE)^n

KMÉCANISME (K''') = K1 x K2 x K3 ...

KPRESSION (KP) = KC (RT)^dn

n = molécules gazeuses

EXERCICE E3.1

EXERCICE E3.2

EXERCICE E3.3

EXERCICE E3.4

EXERCICE E3.5

CONCEPT EN QUESTION 3.2.1

3.3 Cinétique et équilibre chimique

3.3

CINÉTIQUE ET ÉQUILIBRE

CONCEPT EN QUESTION 3.3.1

3.4 Signification de KC

3.4

SIGNIFICATION DE Kc

TABLEAUX IRE

EXERCICE E3.6

EXERCICE E3.7

EXERCICE E3.8

CONCEPT EN QUESTION 3.4.1

3.5 Principe de Le Chatelier

CONCEPT EN QUESTION 3.5.1

Un système à l'équilibre réagit aux modifications en s'y opposant

CONCEPT EN QUESTION 3.5.2

EXERCICE E3.9

EXERCICE E3.10

EXERCICE E3.11

EXERCICE E3.12

EXERCICE 3.33

EXERCICE 3.34

EXERCICE 3,75

EXERCICE 3,80

3.5

PRINCIPE DE LE CHATELIER

Ajout de réactifs : consommation des réactifs (RÉACTION DIRECTE)

Ajout de produits : consommation des produits (RÉACTION INVERSE)

Augmentation de la pression : sens du plus petit nombre de molécules gazeuse favorisé (pour abaisser la pression)

Augmentation de la température : sens de la réaction endothermique favorisé

(pour abaisser la température)

Augmentation du volume : sens du plus grand nombre de molécules gazeuse favorisé

(pour occuper le volume)

https://www.youtube.com/watch?v=Kiidcw39Y0U

https://www.youtube.com/watch?v=dIDgPFEucFM

Ajout d'un catalyseur : l'équilibre est atteint plus rapidement, mais aucun effet sur l'équilibre;

Ajout d'un gaz inerte : la pression est augmentée mais aucun effet sur l'équilibre;

Ajout ou retrait d'un solide ou liquide : aucun effet sur un équilibre hétérogène

Actualité scientifique

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Semaine 6 : Mardi

MARDI

3.1 Équilibre chimique

Vd = Vi

3.2 Expressions de la constante d'équilibre

KP = KC (RT)^dn

3.3 Cinétique et équilibre chimique

Kc = kd / ki

3.4 Signification de la constante d'équilibre

Kc élevée ou faible

3.5 Influences sur l'équilibre chimique

Principe de Le Chatelier

Chapitre 2

CHAPITRE 2

Méthode des V0 :

pour trouver l'ordre de vitesse

Temps de demi-vie

pour dater un artéfact

Théorie des collisions

Orientation favorable et Énergie suffisante

Équation d'Arrhénius (EA)

Mécanisme réactionnel

L'étape lente gouverne la cinétique globale

Catalyse

Homogène; Hétérogène; Enzymatique

L'équilibre chimique

ÉQUILIBRE HÉTÉROGÈNE

CHAPITRE 3

3.3 Cinétique et équilibre chimique

3.3

CINÉTIQUE ET ÉQUILIBRE

CONCEPT EN QUESTION 3.3.1

3.4 Signification de KC

Quotient réactionnel, QC

3.4

SIGNIFICATION DE Kc

TABLEAUX IRE

EXERCICE E3.6

EXERCICE E3.7

EXERCICE E3.8

CONCEPT EN QUESTION 3.4.1

3.5 Principe de Le Chatelier

CONCEPT EN QUESTION 3.5.1

Un système à l'équilibre réagit aux modifications en s'y opposant

CONCEPT EN QUESTION 3.5.2

EXERCICE E3.9

EXERCICE E3.10

EXERCICE E3.11

EXERCICE E3.12

EXERCICE 3.33

EXERCICE 3.34

EXERCICE 3,75

EXERCICE 3,80

3.5

PRINCIPE DE LE CHATELIER

Ajout de réactifs : consommation des réactifs (RÉACTION DIRECTE)

Ajout de produits : consommation des produits (RÉACTION INVERSE)

Augmentation de la pression : sens du plus petit nombre de molécules gazeuse favorisé (pour abaisser la pression)

Augmentation de la température : sens de la réaction endothermique favorisé

(pour abaisser la température)

Augmentation du volume : sens du plus grand nombre de molécules gazeuse favorisé

(pour occuper le volume)

https://www.youtube.com/watch?v=Kiidcw39Y0U

https://www.youtube.com/watch?v=dIDgPFEucFM

Ajout d'un catalyseur : l'équilibre est atteint plus rapidement, mais aucun effet sur l'équilibre;

Ajout d'un gaz inerte : la pression est augmentée mais aucun effet sur l'équilibre;

Ajout ou retrait d'un solide ou liquide : aucun effet sur un équilibre hétérogène

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