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Vitesse de réaction (6)
Bonjour à tous,
Je poursuis avec des exercices de chimie générale et rencontre quelques difficultés.
"Soit la réaction 2A + B --> 2C du 1er ordre. La constante de vitesse est de k = 50 (1.mole-1. Min-1). La concentration initiale de chacune des espèces est respectivement
[A] = 2.10-2 mol/L [B] = 10-2 mol/L et [C] = 0 mol/L"
On demande de calculer [C] à t = 1min
Il semble judicieux de faire un tableau d'avancement
2A + B --> 2C
2.10-2 10-2 0
2.10-2 -2x 10-2 - x 2x
Nous devons donc déterminer la concentration de A à t=1min pour déduire x et pouvoir ensuite calculer C à t=1min
Ainsi
[A] = [A]0 . e ^(-kt)
(2.10⁻2 - 2x) = (2.10⁻2) . e ^-50
nous trouvons x = 0,01 = 1.10⁻2 mol/L
C'est alors que nous en déduisons [C] = 2x = 0,02 mol.L soit 2.10⁻2 mol/L
Je ne suis pas certaine du résultat
Pourriez-vous m'aiguiller?
Merci par avance
Bonjour
Petit soucis de cohérence d'énoncé : si la réaction était du premier ordre, k serait mesuré en min-1 ; indiquer k en L.mol-1.min-1 suppose un ordre global de 2. Je pense que chaque ordre partiel est égal à 1 d'où un ordre global de 2...
Un grand merci Vanoise,
effectivement j'ai mal lu l'énoncé.
De ce fait, je dois utiliser [A] = [A]0 / (1 + [A]0.k.t)
Avec [A]0 = 2.10⁻2 mol/L
et [A] = 2.10⁻2 - 2x
Soit
2.10⁻2 -2x = 0,01
2x = 0,01 mol
or 2x = [2C] = 0,01 mol/L
Est ce correct?
Merci par avance
Je me demande si tu ne te contentes pas d'utiliser une formule "toute faite" concernant la cinétique d'ordre 2, formule seulement valide pour une réaction du type :
A
B avec v=k.[A]2
Ici la situation est un peu plus compliquée car tous les coefficients stœchiométriques ne sont pas égaux à 1 :
Dans ce genre de situation, le plus simple est souvent d'écrire l'équation différentielle vérifiée par x et de la résoudre. Cependant ici, on peut faire un peu plus rapide en remarquant qu'à chaque instant [A]=2[B] :
Je te laisse intégrer et terminer...
Remarque : si tu n'est pas trop à l'aise avec les coefficients stœchiométriques, tu trouveras ici une fiche de révision... 
Merci Vanoise,
Effectivement j'ai du mal à comprendre :/.
Je ne me "contente" cependant pas d'utiliser une formule toute faite, enfin du moins j'essaye 
d'avancer pas à pas et tente de faire le maximum d'exercices pour parvenir à comprendre. Ainsi grâce aux conseils et remarques des utilisateurs du forum et tout particulièrement les tiens j'avance davantage =).
En ce qui concerne l'exercice, je ne comprends pas pourquoi "on peut faire un peu plus rapide en remarquant qu'à chaque instant [A]=2[B] : -d[B]/dt = 2k[B]²".
Aussi je n'arrive pas à cliquer sur le "lien" que vous avez mis dans votre dernier message :/
Merci par avance
Regarde bien le tableau d'avancement que tu as rempli ; tu vois bien que, quel que soit t :
[A]=2[B].
Par définition, l'expression de la vitesse de réaction peut s'écrire :
L'énoncé précise que les deux ordres partiels valent 1 :
v=k.[A].[B]
et puisque [A]=2[B]...
Je recopie l'adresse de la fiche de révision :
En intégrant :
Cas particulier de l'instant initial pour faire disparaître la constante :
D'où l'expression finale :
Merci Vanoise,
Je ne comprends pas pourquoi:
d[B]/[B]² (en intégrant) = 1/[B]
Car si nous faisons le chemin inverse:
en dérivant la primitive 1/[B] nous obtenons -1/[B]² et non [B]/[B]²
Oui j'ai compris pour le "-" .
ce que je ne comprends pas c'est pourquoi la primitive de d[B]/[B]² est 1/[B].
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