Pourquoi doubler [A] ne change-t-il pas la vitesse de la même façon selon l’ordre ?

À l’ordre zéro, la vitesse ne dépend pas de [A]. Au premier ordre, elle est proportionnelle à [A] et double. Au deuxième, elle est proportionnelle à [A]² et quadruple. L’ordre est un exposant empirique dans la loi de vitesse ; on ne le confond pas avec la molécularité d’un acte élémentaire.

Que représente l’énergie d’activation sur l’image des particules ?

L’énergie minimale que doivent avoir les molécules qui se rencontrent pour que la réaction ait lieu. Plus E_a est grande, plus la fraction de molécules assez énergétiques à T donnée est petite. Toute collision de ce type n’est pas efficace — le facteur A en rend compte en partie.

Le schéma « une étape irréversible » est-il grossier ?

Pour un cours de cinétique, il suffit. Les réactions réelles sont souvent réversibles, passent par des intermédiaires et plusieurs réactifs. On commence par l’ordre et k(T), puis les mécanismes.

Pourquoi la température change-t-elle autant k ?

Chez Arrhenius, k ∝ exp(−E_a/RT). Une petite hausse de T gonfle fortement la queue de la distribution de Boltzmann : les molécules au-dessus de la barrière deviennent bien plus nombreuses que selon une loi linéaire.

Vitesse de réaction chimique

Loi d’Arrhenius k(T), ordres 0 / 1 / 2, courbes [A](t) et particules schématiques dans un récipient.

Particules dans le récipient

Rose = A · Bleu = B (nombre ≈ [A]/[A]₀)

Temps t0 s

Graphiques

À propos du modèle

La vitesse de réaction chimique A → B est fixée par l’ordre par rapport à [A] et par la constante k. Formes intégrées : [A] = [A]₀ − kt (ordre zéro), [A] = [A]₀ e^{−kt} (premier ordre), 1/[A] = 1/[A]₀ + kt (deuxième ordre). La dépendance de k à la température est la loi d’Arrhenius k = A exp(−E_a/(RT)), où E_a est l’énergie d’activation, A le facteur préexponentiel, R la constante des gaz. Le catalyseur, dans le modèle, multiplie k (abaisse la barrière effective). Au graphe : [A](t) et [B](t) ; à côté, des particules schématiques dans un récipient. Réaction en une seule étape, irréversible, un seul réactif : réversibilité et mécanisme complexe sont hors modèle.

Public : Première, terminale et chimie générale : cinétique chimique et loi d’Arrhenius.

Notions clés

loi d’Arrhenius
vitesse de réaction
constante de vitesse
énergie d’activation
ordre de réaction
forme intégrée de la loi de vitesse
cinétique chimique

Comment ça marche

Cinétique A → B : formes intégrées pour les ordres 0, 1 et 2 par rapport à [A]. La constante k est soit imposée, soit calculée par Arrhenius k = A e^{−E_a/RT} ; le catalyseur multiplie k. Au graphe, les concentrations en fonction du temps ; dans le récipient, des particules schématiques.

Formules

k = A e^(−Eₐ / RT) · Arrhenius (R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹)

0: [A]=[A]₀−kt | 1: [A]=[A]₀e^(−kt) | 2: 1/[A]=1/[A]₀+kt

Questions fréquentes

Pourquoi doubler [A] ne change-t-il pas la vitesse de la même façon selon l’ordre ?: À l’ordre zéro, la vitesse ne dépend pas de [A]. Au premier ordre, elle est proportionnelle à [A] et double. Au deuxième, elle est proportionnelle à [A]² et quadruple. L’ordre est un exposant empirique dans la loi de vitesse ; on ne le confond pas avec la molécularité d’un acte élémentaire.
Que représente l’énergie d’activation sur l’image des particules ?: L’énergie minimale que doivent avoir les molécules qui se rencontrent pour que la réaction ait lieu. Plus E_a est grande, plus la fraction de molécules assez énergétiques à T donnée est petite. Toute collision de ce type n’est pas efficace — le facteur A en rend compte en partie.
Le schéma « une étape irréversible » est-il grossier ?: Pour un cours de cinétique, il suffit. Les réactions réelles sont souvent réversibles, passent par des intermédiaires et plusieurs réactifs. On commence par l’ordre et k(T), puis les mécanismes.
Pourquoi la température change-t-elle autant k ?: Chez Arrhenius, k ∝ exp(−E_a/RT). Une petite hausse de T gonfle fortement la queue de la distribution de Boltzmann : les molécules au-dessus de la barrière deviennent bien plus nombreuses que selon une loi linéaire.

Poursuivez avec des thèmes proches de cette catégorie — ou les 65 de «Chimie».

Toute la catégorie →

NouveauCollège–lycée

Théorie des collisions

Lancer la simulation

Disques durs : chocs élastiques et seuil de vitesse (énergie d'activation) ; température et comparaison à exp(−Eₐ/RT).

NouveauCollège–lycée

Distribution de Maxwell–Boltzmann et énergie d’activation

Lancer la simulation

Densité f(E) selon l’énergie de translation ; fraction de molécules au-dessus du seuil d’activation ; comparaison avec le facteur d’Arrhenius exp(−Eₐ/RT).

NouveauCollège–lycée

Pile galvanique

Lancer la simulation

Deux demi-piles, pont salin, voltmètre ; E° et fem de la pile par l'équation de Nernst d'après les concentrations.

NouveauCollège–lycée

Équation de Nernst

Lancer la simulation

E = E° − (RT/nF) ln Q : potentiel de pile hors conditions standard ; on fait varier E°, le nombre d’électrons n, la température et le quotient de réaction Q.

NouveauCollège–lycée

Énergie libre de Gibbs

Lancer la simulation

ΔG = ΔH − TΔS ; signe et spontanéité à pression et température constantes (sans Q ni K).

NouveauCollège–lycée

Loi de Henry

Lancer la simulation

p = k_H c et dépendance de k_H(T) à ΔH ; courbe de solubilité c(T) à pression constante.

Vitesse de réaction chimique

Particules dans le récipient

Graphiques

À propos du modèle

Comment ça marche

Formules

Questions fréquentes

Simulations voisines

Théorie des collisions

Distribution de Maxwell–Boltzmann et énergie d’activation

Pile galvanique

Équation de Nernst

Énergie libre de Gibbs

Loi de Henry

Vitesse de réaction chimique

Particules dans le récipient

Graphiques

À propos du modèle

Comment ça marche

Formules

Questions fréquentes