Introduction
Les réactions chimiques régissent de nombreux phénomènes physiques et chimiques de la vie quotidienne. Plusieurs notions sont à voir pour mieux les comprendre. Que ce soit au niveau de l'avancement de la réaction, de sa vitesse ou de sa stabilité. La réaction chimique est un processus facile à comprendre quand on en saisit le fonctionnement du début à la fin.
On déduit la formule suivante :
Par définition, la valeur commune x de ces rapports est appelée avancement de la réaction.
Г = xf / xmax
Г = 1 ( 100% ) si la réaction est totale.
Г < 1 si la réaction est partielle (état d'équilibre)
Lorsque la concentration initiale diminue, le taux de réaction Г augmente, donc plus la réaction avance.
À concentration égale, le taux de réaction diffère selon la nature de l'acide.
Par exemple, prenons cette réaction :
La réaction nécessite des chocs efficaces entre les réactifs : à t = 0, la concentration en réactif est importante, donc la réaction démarre très rapidement. À t, la concentration en réactif diminue, la réaction ralentie. Entre T=0 et, la concentration des produits augmentent. Cette réaction inverse s'accélère.
Lorsque les deux réactions se compensent exactement, c'est-à-dire que les deux vitesses sont équivalente, l'équilibre est atteint et les concentrations des différentes espèces restent constante.
La vitesse de réaction
Il existe un calcul, celui de la vitesse volumique de réaction, qui permet de définir la vitesse à laquelle une réaction chimique s'effectue.
Elle se calcule comme ceci :
avec :
- v : vitesse volumique de réaction (en mol.m-3.s-1) ;
- V : volume de la solution (en m3) ;
- dx : variation de l'avancement (en mol) ;
- dt : durée de la variation (en s).
H3-COOH + H2O = CH3COO- + H3O+
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