LC 08 : Cinétique et catalyse
Programme au lycée : Lien du PDF, p37 T generale, p144, p156, p192-193, 221, 238
Biblio
- Belin Term générale, chap 5 p 112 , avec facteurs cinétiques dans a modélisation microscopique
- Livre scolaire.fr Tgénérale : chap 4 p83
Introduction
Vous avez étudié jusqu’ici des réactions sans prendre en compte le temps qu’elles mettent à se faire. Regardons cette réaction : un composé, l’érythrosine, se transforme pour devenir un composé incolore. Je mets dans un tube à essai les mêmes quantités (prendre les solutions les plus concentrées peut être), et j’en chauffe un, l’autre je mets dans la glace. Celui chauffé se décolore très vite, et pas l’autre ! En fait, aujourdh’hui on va essayer de modéliser cette évolution au cours du temps. Evolution de quoi? Ici, c’est de moins en moins coloré, donc par Loi de Beer Lambert, c’est la concentration qui diminue. On va donc se donner des outils pour décrire l’évolution de la concentration au cours du temps, la modéliser, et interpréter ce qui influe son évolution.
Intro alternative
Avec H2O2 valable 30 jours livre scolaire p84.
I Evolution de la concentration au cours du temps
1) Vitesse de disparition d’un réactif
Lorsqu’une réaction a lieu, des réactifs sont consommés. Comme la réaction n’est pas instantannée, on va étudier l’évolution de la concentration en réactif au cours du temps.
On définit la vitesse de disparition d’un réactif A def.
Exemple : dismutation de H2O2 en H2O, vitesse de réaction.
Def : Temps de demie réaction. Caractérise bien la disparition du produit, intéressant.
Cela sert à décrire l’évolution au cours du temps, mais vous ne savez pas la prédire pour l’instant. En fait, il existe des modèles pour prédire l’évolution de cette vitesse…
2) Modèle d’évolution : l’ordre 1
Prenons une réaction que l’on va étudier par la suite : la décoloration de l’érythrosine B donne E. En fait, on peut modéliser la vitesse par k[A].
Mais si on combine le modèe avec la def, regardez, ça fait une équa diff ! et vous savez la résoudre, exponentielle.
Temps de demie réaction dans le cadre du modèle d’ordre 1.
Remarque : ça ne marche pas pour toutes les réactions, en général, on va supposer que c’est vrai et on va le vérifier. Comment le vérifier? Il faut suivre l’évolution de la concentration en direct, puis vérifier si la loi est valable dans le cas étudié…
II Suivi de la cinétique de réaction éry B
1) Cadre d’étude
Réaction, coloré/ Décoloré. Donc il faut avoir accès à la concentration en temps réel… Comment faire… COloré…
2) Méthodes de suivi de la concentration
On connaît plusieurs choses : méthodes destructives (titrage direct, mesure de volumes pour les gaz comme avec H2O2) , non destructives : spectro, …
Ici coloré, on va spectro !
3) Suivi expérimntal et vérification de la loi
Voir protocole
Donc là il faut préciser quelques conditions expérimentales : on a travaillé à température ambiante, avec une certaine concentration en érthrosine… Mais tout à l’heure, j’ai chauffé, et je sais pas si vous vous souvenez, c’était plus rapide quand ça chauffait… QU’est ce qu’on change dans la vitesse? k en fait, il dépend de T !
III Facteurs d’influence
1) Température
La vitesse augmente avec T. Interprétation microscopique : lien animation. On parle de choc efficace…
Donc on joue sur k là, mais la vitesse fait apparaître la concentration, et devinez quoi…
2) Concentration
C’est logique, chocs plus souvent présents si plus de molécules !
Remarque importante : concentration joue sur la vitesse, mais plus on consomme un réactif, moins il y en a, donc pour une loi d’ordre 1, la concentration initiale ne joue pas sur le temps de demie réaction par exemple! On peut faire un retour sur le code, changer la concentration initiale et voir que ça ne change pas le t1/2 !
Et si on modifiait la façon dont les molécules se choquent, ou qu’on leut donnaît quelqu’un d’autre dans le milieu?
3) Catalyse (page 120 Belin)
Def cata, exemple oxydation du tartrate.
Interprétation microscopique : on passe par d’autres molécules intermédiaires, en fait la réaction se fait en plusieurs étapes à cause de ce catalyseur, mais il faut mieux deux étapes très rapides qu’une seule très lente !
Conclusion
On a vu ici des aspects cinétiques dans les réactions, et on y trouve plusieurs utilités : déjà en industrie, on ne veut pas perdre de temps, donc bien souvent on chauffe. Ensuite, vous remarquez la dernière partie : pas besoin de chauffer, on utilise un tout petit peu de catalyseur pour accélérer, ces stratégies s’inscrivent dans une démarge écoresponsable de chimie verte. Enfin, nous verrons dans le prochain cours comment modéliser microscopiquement cette cinétique et ces chocs, ce qui est souvent utile pour comprendre comment se fait une réaction, non seulement du point de vue de la vitesse mais aussi pour faire de la chimie organique.
Slides : Lien du PDF
En pptx : slides.pptx
Protocoles
Erythrosine : voir LC21. Faire une seule concentration en ClO- pour la manip, et faire en intro avec la plus concentrée
Catalyse, oxydation du tartrate par l’eau oxygénée : Lien du PDF
Code pythonade :
#%% Import
import numpy as np
from matplotlib import pyplot as plt
#%% Valeurs
k = 1e-2 # /s, ODG pour l'érythrosine : 1e-2/s, mais là il y a ClO-, donc dans le cadre de cette leçon, on aura 1e-2 pour kapp
C0= 1 # mol/L
#%% Tableaux
t=np.linspace(0,300,1000)
C=C0*np.exp(-k*t)
C2=np.array([C0/2 for i in range(len(t))])
#%% Tracé
plt.figure(figsize=(12,9))
plt.plot(t,C,label='Concentration pour k='+str(k)+'s-1', color='r')
plt.plot(t,C2, label='C0/2 = '+str(C0/2)+'mol/L', color='g')
plt.xlabel('Temps (s)',fontsize=15)
plt.ylabel('Concentration en érythrosine (mol/L)',fontsize=15)
plt.xticks([np.log(2)/k], label='t1/2', fontsize=15)
#plt.yticks([C0],label='C0')
plt.xlim(0,300)
plt.ylim(0)
plt.vlines(np.log(2)/k,0,C0,color='g',label='Lecture de t1/2')
plt.legend(fontsize=13,loc='best')
plt.show()