I. Introduction expérimentale

Sous quelles conditions une réaction chimique entre deux réactifs à l’état gazeux ou entre deux réactifs en solution aqueuse a-t-elle lieu ? A quelle vitesse une telle réaction se déroule-t-elle ?

Les expériences suivantes permettront de faire découvrir ces deux aspects importants des réactions chimiques. Leur but sera aussi d’introduire les mécanismes au niveau moléculaire afin de mettre en évidence les trois niveaux conceptuels en chimie (schéma ci-dessous).

Planning de la séquence (suggestion)

• Cours 1 
  • En classe
    • Page 1 jusqu’à la page 9
    • Modélisation des résultats expérimentaux (annexe 1)
  • En devoir
    • Test 1 et test 2 en ligne
    • Exercice 3 (annexe 2)
    • Faire une recherche permettant d’introduire le thème du laboratoire (annexe 3)
  • Cours 2
    • En classe
      • Page 10 jusqu’à la page 15 : mise en commun des résultats de la recherche, réalisation du laboratoire et modélisation de l’influence de la surface de contact et de la concentration (annexes 5 et 6)
    • En devoir
      • Test 4 en ligne
      • Rapport de laboratoire (annexe 4)
      • Modélisation de l’influence de la température et du catalyseur (annexes 7 et 8)
    • Cours 4 
      • En classe
        • Page 16 jusqu’à la page 21: modélisation de la théorie des collisions
        • Questionnaire (annexe 9)
      • En devoir
        • Test 5 en ligne

Expérience 1 

Matériel : un tube en verre, 2 bouchons de taille adaptée au diamètre du tube, coton-tige avec HCl concentré d’un côté (par exemple à droite), coton-tige avec NH₃ concentré du côté opposé, et papier imbibé d’indicateur universel (papier pH) tendu le long du tube.

Fig.1

Observation

• Modification au niveau du papier-pH : comparer les 2 côtés (couleur, vitesse).

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

• Identification du produit de la réaction ?

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

• À quel endroit précis le produit de réaction s’est-il formé ?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Interprétations

• Explication des changements de couleur du papier pH.

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

• Identification de la nature du solide formé.

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

• Ecriture de l’équation chimique.

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

Tâche de modélisation

Modéliser à l’échelle des particules le phénomène qui mène à cette réaction. Réaliser un schéma intégrant une représentation symbolique des molécules (cercles, carrés etc.) et de leurs mouvements. (Annexe 1).

  Expérience 2

Matériel : deux tubes en verre remplis d’une solution d’acide nitrique (HNO₃ (0,1 mol/L)), (1 bouchon de taille adaptée au diamètre du tube), solution de KSCN (0,5 mol/L), solution de Fe(NO₃)₃ (0,5 mol/L), deux pipettes.

Fig.2

• Introduire dans un tube rempli d’HNO_{3 (aq)} à température ambiante d’un côté 2 ml de KSCN_(aq) et de l’autre côté 2 mL de Fe(NO₃)_3(aq).
• Introduire dans un tube rempli d’HNO_{3 (aq)} à 60°c d’un côté 2 ml de KSCN_(aq) et de l’autre côté 2 ml de Fe(NO₃)_3(aq).

Observations 

• Les changements dans le tube.

……………………………………………………………………………………………………………

• À quel endroit précis le produit de réaction se forme-t-il ?

…………………………………………………………………………………………………………… 

Interprétations

• Identification de la nature du produit formé.

……………………………………………………………………………………………………………

• Écriture de l’équation chimique.

……………………………………………………………………………………………………………

Tâche de modélisation

Modéliser à l’échelle des particules le phénomène qui mène à cette réaction. Réaliser un schéma intégrant une représentation symbolique des molécules (cercles, carrés etc.) et de leurs mouvements. (Annexe 1).

Comparer les résultats des deux expériences (à température ambiante et à 60°C) et proposer une interprétation. Modéliser l’interprétation proposée en reprenant un schéma analogue à celui présenté pour la première expérience mais en l’adaptant de manière adéquate.

Mise en commun des résultats de modélisation (Présentations des élèves)

Trois groupes différents présentent alternativement leur proposition de modélisation des 2 expériences pour la mise en commun. Il faut compléter les figures 1 à 3 ci-dessous.

Discussions des résultats

Modéliser ces différentes expériences à l’échelle des particules / molécules m’a permis de comprendre les faits et observations suivants :

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Test 1 – Approfondissement : à faire comme devoir pour …https://docs.google.com/forms/d/10ge19cq0KA_km—s4l_9myNBlNHU06wGYR7hfwP-ts/prefill

II. Définition de la vitesse moyenne de réaction et de la vitesse instantané

a) Analyse d’un tableau de données expérimentales

Pour étudier de manière quantitative l’évolution d’un système réactionnel, on suit, au cours du temps, la variation de la quantité de matière d’un réactif qui disparaît ou d’un produit formé. Considérons la réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique HCl (50 mL, c(HCl) = 0,1mol/L) à 20°C et sous une  pression de 1 atm (schéma ci-dessous).

Réaction :

Écriture ionique : …………………………………………………………

Écriture moléculaire: ………………………………………………………

En pratique : à 50 mL de HCl (c=0,1mol/L) on ajoute 1,5 cm (m=0,03 g) de ruban de magnésium (préalablement décapé) et on mesure le volume d’hydrogène formé au cours du temps par déplacement de l’eau dans l’éprouvette graduée.  Les résultats des mesures sont repris dans le tableau suivant : les quantités de matière (mol) de H₂ apparu et celles de HCl restant sont déduites des volumes de H₂ dégagé.

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• Compléter le graphique de la variation de n(H₂) et de n(HCl) en fonction de tempsQue peut-on déduire de ces deux graphiques ?……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
• Calculons à présent la variation du nombre de mol de H₂ et de HCl  pour les différents intervalles de temps et calculons les rapports delta H₂/ delta t et delta n(HCl)/delta t correspondant.1. Que peut-on déduire des valeurs calculées du quotient delta H₂/delta t et delta n(HCl)/delta t du quotient ? 

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

2. A quoi correspondent ces deux quotients ?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

3. Comment interpréter mathématiquement ce quotient par rapport aux courbes représentées dans le graphique ?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

4. Comparer les valeurs des deux quotients delta H₂/delta t et delta n(HCl)/ delta t pour les mêmes intervalles de temps. Que peut-on conclure ?

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

 

b) Conclusions collectives : vitesse moyenne et vitesse instantanée  

• On définit la vitesse moyenne (v) de disparition d’un réactif ou d’apparition d’un produit :

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

• On définit la vitesse instantanée, v, à un instant t de disparition d’un réactif ou d’apparition d’un produit :

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..

c) Exercices

1. A haute température, l’ammoniac peut s’oxyder selon la réaction :

4 NH_3(g) +  5 O_2(g) ? 4 NO_(g)  + 6 H₂O_(g).

Si, à un moment donné, l’ammoniac disparaît à la vitesse de 0,2 mol/(L.s),

• à quelle vitesse le dioxygène disparaît-il ?
• à quelle vitesse l’eau se forme-t-elle ?

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2. Si la vitesse initiale d’une réaction décrite par l’équation 2 A + B ? 3 M, effectuée dans une solution donnée vaut 1,2 mol (de B) par dm³ et par s, combien disparaît-il de A et combien se forme-t-il de M (en mol) pendant un intervalle de temps de 10 secondes dans un récipient contenant 2L de solution ? (On suppose que la vitesse peut être considérée comme constante pour l’intervalle de temps considéré).

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3. On réalise, à 50°C, l’estérification du propan-1-ol par l’acide méthanoïque :

CH₃CH₂CH₂OH     +      HCOOH    ?  HCOOCH₂CH₂CH₃   + H₂O

Le produit formé HCOOCH₂CH₂CH₃  appelé méthanoate de propyle appartient au groupe des esters.

A l’instant t = 0, on mélange une mole de propan-1-ol et une mole d’acide méthanoïque. Les dosages de l’acide méthanoïque restant à différents temps t donnent les résultats suivants :

t (min)	0	5	10	20	30	40	50	60
Nombre de mol d’acide methanoïque restant	1	0,84	0,74	0,64	0,58	0,54	0,52	0,50
Nombre de mol d’acide methanoïque disparu
Nombre de mol de méthanoate de propyle
cester mol/L

a. Calculer le nombre de mol d’acide méthanoïque disparu pour chaque valeur de t donnée dans le tableau ci-dessus.

b. Calculer le nombre de mol d’ester (méthanoate de propyle) formé pour chaque valeur de t donnée dans le tableau ci-dessus.

c. Calculer les concentrations c_ester pour chaque valeur de t donnée dans le tableau ci-dessus sachant que le volume réactionnel est égal à 100 mL

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d. Tracer la courbe cinétique pour la réaction d’estérification en portant c_ester en ordonnée et le temps t en abscisse.

e. Calculer la vitesse moyenne d’estérification (exprimée en mol.L^-1.min^-1) entre les instants 10 et 20 minutes et entre les instants 40 et 50 minutes. Interpréter ces résultats.

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

Test 2 – Approfondissement: à faire comme devoir pour …

https://docs.google.com/forms/d/1gjpz_qvwOm3jdf2lfuvas2tvRnBr5SH9yECUvkDbbDM/prefill

III. ……………………………………………………………………………….

Travail à domicile 

Se baser sur une recherche (internet et/ou livres scientifiques), pour répondre, par groupe de deux, aux questions suivantes :

• Pourquoi certains monuments antiques en marbre ou en calcaire ont-ils vu leur dégradation s’accélérer au cours des dernières années ?
• Pourquoi la taille du trou d’ozone au-dessus du continent Antarctique s’est-elle mise à augmenter au cours des années 1980 ?
• Pourquoi peut-on conserver un morceau de viande de porc crue (m=500 g) plus longtemps que la même quantité (m=500 g) de viande de porc crue hachée ?
• Quelle est l’utilité d’un pot catalytique ?
• Quel est le rôle d’une enzyme ?
• Quel est l’intérêt d’utiliser une cocotte minute en cuisine ?

En répondant à ces questions, identifier les différents facteurs susceptibles d’influencer les vitesses des réactions chimiques. Fournir un rapport écrit. (Annexe 3).  

Discussions collectives

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VI. Laboratoire : Étude expérimentale des facteurs influençant la vitesse++ de réaction

1.Contexte :

 Pourquoi certains facteurs influencent-ils la vitesse d’une réaction chimique ?

 Famille de tâche visée : FT2 : Mener à bien une recherche expérimentale 

2. Matériel et produits  

Matériel :	Substances chimiques
béchers chronomètre thermomètre tubes à essais	solutions de HCl 0,5 mol/L, 1 mol/L et 3 mol/L magnésium en ruban et en poudreeau oxygénée (H2O2) à 30%solution de nitrate de fer (III)levureplaque de platine

 3.Sécurité 

Respecter les règles de sécurité générales énoncées en début d’année. 

4.Expériences  

Par groupes de 3 :

• Réaliser les manipulations décrites dans les expériences ci-dessous. Quatre expériences seront attribuées à chaque groupe. Chaque expérience correspond à un atelier.
• L’ordre dans lequel les différentes expériences sont réalisées n’a pas d’importance.
• Analyser chaque expérience selon les critères du tableau ci-dessous.
• Rendre un rapport de laboratoire en fin de séance. (Annexe 3).
• Laver le matériel après les manipulations.
• Compléter les annexes 4, 5, 6 et 7.

Expérience n°1

• Dans un bécher, verser 15 mL d’une solution de HCl 0,5 mol/L.
• Placer un morceau de magnésium décapé (1,5 cm = 0,03g) dans la solution et déclencher le chronomètre.
• Noter la durée nécessaire pour observer la disparition complète du magnésium métallique.
• Répéter la même manipulation mais en utilisant cette fois une solution de HCl (c(HCl) = 1 mol/L) et ensuite HCl (c(HCl) = 3 mol/L).
• Comparer les temps mesurés pour les trois manipulations.

Expérience n°2 

• Dans un bécher, verser 15 mL d’une solution de HCl (c(HCl) = 0,5 mol/L).
• Ajouter 0,03g de magnésium en poudre dans la solution et déclencher le chronomètre.
• Noter le temps nécessaire pour observer la disparition complète du magnésium métallique.
• Répéter la même manipulation mais en utilisant cette fois une solution de HCl (c(HCl) = 1 mol/L et ensuite HCl (c(HCl) = 3 mol/L).
• Comparer les temps mesurés pour les trois manipulations.

Expérience n°3

• Dans un bécher, verser 15 mL d’une solution de HCl (c(HCl) = 1 mol/L).
• Noter la température de la solution
• Dans un deuxième bécher, verser 15 mL d’une solution de HCl (c(HCl) = 1 mol/L).
• Chauffer la deuxième solution jusqu’à 60°C.
• Placer un morceau d’un 1,5 cm de magnésium décapé dans les deux solutions et déclencher immédiatement le chronomètre.
• Noter le temps nécessaire pour observer la disparition complète du magnésium métallique dans les deux solutions.
• Comparer les temps mesurés pour les deux manipulations.

Expérience n°4 

• Préparer 4 tubes à essais et introduire dans chaque tube 5 mL de la solution de peroxyde d’hydrogène à 30%.
• Dans le tube n°1, il ne faut rien ajouter (témoin).
• Dans le tube n°2, ajouter une plaque de platine (demander à votre professeur). Tenir le tison à l’ouverture du tube à essais.
• Dans le tube n° 3, introduire 2,5 mL de solution de nitrate de fer (III) et tester de la même manière que précédemment.
• Dans le tube n°4, ajouter une pointe de spatule de levure et tester avec le tison.
• Résumer les observations dans un tableau

5. Rapport : en annexe 4

• Objectif : formuler l’objectif de chaque expérience.
• Observations : noter soigneusement les observations pour chaque expérience.
• Interprétation des résultats : interpréter les résultats des quatre
  expériences en répondant aux questions suivantes :
• Comment expliquer l’influence de la concentration sur la vitesse de réaction ? Proposer un schéma à l’échelle moléculaire.
• Justifier les observations de l’expérience 2.
• Décrire à l’échelle moléculaire l’influence de la température sur la vitesse des particules.
• Comparer les résultats des quatre expériences, et expliquer au niveau moléculaire ce qui est déterminant pour la vitesse de réaction.

6. Mise en commun et modélisation des résultats de laboratoire

a.Influence de la concentration  

L’expérience 1 a montré que le magnésium disparaît plus rapidement dans la solution ……………….. de HCl. La vitesse de la réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique serait donc fonction ………………..: elle sera d’autant ………………..que la concentration en HCl est élevée sans pour autant qu’il y ait une relation de proportionnalité directe.

• Modéliser à l’échelle des particules les interactions entre le ruban de magnésium et la solution de HCl pour les concentrations différentes. Présenter un schéma intégrant une représentation des particules dans les trois milieux réactionnels.

Discussion collective :

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

 

Question : Quelles sont les propriétés d’un produit qui peut enlever rapidement un maximum de calcaire dans une théière?

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

Test 3 – Approfondissement : à faire comme devoir pour …

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSeaPhi86GdV9LZNaFHmEesgi7Tb_t0rPVcgIPEtTjdb6zlOYg/viewform

b. Modélisation de l’influence de la surface de contact 

L’expérience 2 a montré que le magnésium en poudre disparait …………………. que le ruban de magnésium. La vitesse de la réaction entre le magnésium et l’acide chlorhydrique serait donc …………………. quand les interactions entre les particules sont plus importantes suite à une augmentation de surface de contact.

• Modéliser à l’échelle des particules les interactions entre le magnésium (sous forme du ruban et sous forme de poudre) et la solution d’HCl de concentration donnée.

Légende
Modélisation

 

Discussion collective :

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

 

Question : Calculer la différence entre la surface totale de quatre dés séparés (2 cm de côté) et de celle de quatre dés identiques accolés.

………………………………………………………… ………………………………………………………… ………………………………………………………… ………………………………………………………… ………………………………………………………… ……………………………………………………….

  c. Influence de la température

Nous avons vu expérimentalement que la vitesse de réaction …………………. lorsque la température augmente. Lors d’une augmentation de la température, la vitesse de déplacement et donc l’énergie cinétique des réactifs …………………. Ainsi, les molécules entrent ………………….………………….

• Modéliser à l’échelle des particules les interactions entre le ruban de magnésium et la solution de HCl pour une même concentration en acide chlorhydrique mais des températures différentes. Présenter un schéma intégrant une représentation des particules dans les deux milieux réactionnels.

Légende
Modélisation

 

Discussion collective :

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

Test 4 – Approfondissement : à faire comme devoir pour …

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSeyNLaTgkKBW_kDeLjx_GRkXnJ0gWLCVVwBb0WDg-9cxnkumg/viewform

d. Influence de la présence d’un catalyseur

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction chimique. Il participe aux étapes intermédiaires mais est régénéré à la fin de la réaction.

Il existe différents types de catalyse :

• Catalyse homogène : le catalyseur et le milieu réactionnel correspondent à une phase unique. (expérience 4-tube 3),
• Catalyse hétérogène : le catalyseur et le milieu réactionnel sont dans des phases différentes (expérience 4-tube 2 et le catalyseur pour les transformations des gaz d’échappement).
• Catalyse enzymatique : le catalyseur est une enzyme.  Les enzymes sont des protéines fabriquées par nos cellules. Elles fixent le réactif de manière très sélective dans une cavité située à leur surface et peuvent alors le faire réagir.

Résumons :

Types de catalyse	Hétérogène	Homogène	Enzymatique
Définitions	Le catalyseur appartient à une phase différente de celle des réactifs	Le catalyseur appartient à la même phase que celle des réactifs	Le catalyseur vient d’une source vivante
Applications	Pot catalytique	Nombreuses réactions de chimie organique	Oxydation du glucose au niveau des cellules. Hydrolyse de l’amidon grâce aux amylases présentes dans la salive.

L’expérience 4 nous a montré la décomposition du peroxyde d’hydrogène en présence de plusieurs types de catalyseur. Sans la présence d’un catalyseur cette réaction se déroule très lentement.

• Modéliser à l’échelle des particules les contenus des tube 1 et 2 de l’expérience 4. Présenter un schéma intégrant une représentation des particules après la réaction dans les deux milieux réactionnels.

H2O2

H2O2 + Pt

   Discussion collective :

………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

 

Application 2 : Décrire les réactions qui se produisent grâce au pot catalytique. 

…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

IV. La théorie des collisions

Pour expliquer l’influence des différents facteurs sur la vitesse de réaction tels que la concentration, la surface de contact et la température, nous nous sommes basés sur les modélisations des différents mécanismes réactionnels au niveau moléculaire. En effet, nous avons identifié les différents aspects qui jouent un rôle important dans la cinétique des réactions (mouvements moléculaires, diffusion, collisions, énergie cinétique des particules).

Ces différents aspects expliquent de manière qualitative comment se produisent les réactions chimiques (en solution (formation de FeSCN²⁺ par exemple) et en phase gazeuse).

Il faut un contact entre les réactifs pour que la réaction se fasse. En augmentant leur concentration, on augmente leur chance de se rencontrer : la réaction est plus rapide. Une plus grande fréquence de collisions entraîne donc une plus grande vitesse de réaction tandis qu’une diminution du nombre de collisions provoque une diminution de la vitesse[1].

• On peut comparer ce fait au nombre de boules sur une table de billard. Plus il y a de boules, plus les chances de collisions entre celles-ci sont grandes.
• À l’heure de pointe, les personnes présentes sur le quai de la gare ont plus de chance de se cogner que pendant les heures creuses.

Collisions efficaces             

Cependant toutes les collisions ne mènent pas à la réaction chimique. Pour que celle-ci se produise, la collision doit être efficace, c.-à-d. mener aux ruptures de liaisons et au réarrangement des atomes. Sous quelles conditions la collision entre deux réactifs est-elle efficace ?

Le schéma suivant illustre quelques possibilités de collisions entre une molécule de NH₃ et HCl en phase gazeuse (expérience). Que pouvez-vous en déduire ? Quand la collision est-elle efficace ?

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Que c’est que vous pouvez déduire de cette figure ?

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. 

Résumons ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

V. Théorie du complexe activé 

Question : Que se passe-t-il au niveau moléculaire lorsque les réactifs entrent en interaction au moment de la collision ?

Pour répondre à cette question nous allons réaliser une activité de modélisation par groupes de 3 élèves en utilisant des modèles moléculaires.

Considérons comme exemple la réaction exothermique suivante :

CH₃Cl  + OH^–  ? CH₃OH  +  Cl^–

Le mécanisme réactionnel correspondant à cette réaction se réalise en une seule étape, avant de former le produit final : le méthanol (CH₃OH). La réaction passe par un état intermédiaire dit de transition au sein duquel les réactifs s’arrangent afin de faciliter la formation de produit.

• Proposer en groupes de 3 une situation intermédiaire permettant de passer de manière régulière des réactifs aux produits.

Vous avez à votre disposition des boules de polystyrène de couleurs différentes et des cure-dents de longueurs différentes.

Dans l’encadré ci-dessous représenter vos différentes structures proposées (Représenter une molécule en 3D).

 

Discussion collective :

Quels sont les critères que vous avez choisis pour sélectionner la meilleure représentation ?

– ………………………………………………………………………………………………

– …………………………………………………………………………………………………

– …………………………………………………………………………………………………

• Répondre individuellement au questionnaire en annexe 9

Que peut-on dire d’un point de vue énergétique ? La structure proposée correspond-elle à une énergie plus élevée du système ou à une énergie moins élevée ? Ou autrement dit : l’état de transition vous paraît-il plus stable, moins stable, ou de stabilité similaire par rapport aux réactifs et produits ? Justifier votre réponse.………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

• Tracer un diagramme d’énergie potentielle pour montrer l’évolution de l’énergie au cours de la réaction (en fonction du temps) dans lequel vous allez placer les réactifs, l’état de transition (ou complexe activé) et les produits.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

– Sur la base de ce graphique et d’une analogie avec l’ascension d’une côte par un cycliste ayant pris de l’élan, par exemple, on arrive à conclure que, au cours de la réaction, de …………………… est convertie en …………………… afin de pouvoir franchir la « barrière d’activation« .

L’énergie minimum moyenne nécessaire pour atteindre l’état du complexe activé peut être déterminée expérimentalement et est appelée énergie d’activation E_a. La variation de l’énergie potentielle entre les réactifs et les produits correspond à la chaleur dégagée ou absorbée, donc à la variation d’enthalpie de la réaction ?_rH.

• On peut comprendre finalement que si l’on augmente la température, l’énergie cinétique des molécules augmente et donc on fournit aux molécules l’énergie correspondant à l’énergie d’activation (E_a), qui permettra la transformation chimique.

• On dit également qu’une collision efficace est une collision bien orientée et suffisamment énergétique pour permettre le franchissement de la barrière d’activation.

Question : comment peut-on expliquer l’influence d’un catalyseur sur le mécanisme réactionnel ?

Nous avons vu expérimentalement qu’un catalyseur est une substance qui modifie la vitesse de la réaction. Il se retrouve toujours inchangé à la fin de la réaction.

Son rôle : Il abaisse l’énergie d’activation et augmente par conséquent le nombre de collisions efficaces.

Dans le diagramme ci-dessous, la courbe B représente la variation d’énergie potentielle correspondant à la réaction de décomposition de l’eau oxygénée en présence d’un catalyseur[1]. Il faut bien noter que la variation d’enthalpie de la réaction reste la même avec ou sans catalyseur.

 

En résumé, nous comprenons que les catalyseurs possèdent plusieurs caractéristiques:

• Ils diminuent l’énergie d’activation pour permettre à un plus grand nombre de particules de réagir.
• Ils modifient autant la vitesse de la réaction directe que celle de la réaction inverse.

• Ils ne changent pas la valeur de la variation d’enthalpie de la réaction.

• Ils modifient le mécanisme réactionnel mais sont restituées inchangés après la réaction.

Test 5 – Approfondissement : à faire comme devoir pour …

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSdOr1qi5OPsm34uE-2NTooCPE85afbiuGv_nyC5_VXH9AHTtg/viewform

• Synthèse Générale https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSd3H5JlvNbcdmeGWAzCrFleUg9-Mqn81_goV2EJLjGbIyPtOA/viewform

Référence: 

[1] http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/3312/3391801/blb1406.html (consulté le 02 janvier 2017).

[1]https://www.google.be/search?q=collisions+efficaces+chimie&rlz=1C1VSNE_enBE650BE654&espv=2&biw=1280&bih=615&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwjAqZ3_saTRAhWHbBoKHXiYA0cQ_AUIBigB#imgrc=_uIMHfn9-hDwEM%3A (consulté le 02 janvier 2017).