Le fer laissé dehors met des années à rouiller. Frapper une allumette, et presque la même chimie — l'oxygène attaquant un carburant — se termine en moins d'une seconde. Même…
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8.1
Rate of reaction · Vitesse de réaction
Syllabus · Programme
English
explain and use the term rate of reaction, frequency of collisions, effective collisions and non-effective collisions
explain qualitatively, in terms of frequency of effective collisions, the effect of concentration and pressure changes on the rate of a reaction
use experimental data to calculate the rate of a reaction
Français
expliquer et utiliser le terme vitesse de réaction, fréquence des collisions, collisions efficaces et collisions non efficaces
expliquer qualitativement, en termes de fréquence des collisions efficaces, l'effet des changements de concentration et de pression sur la vitesse d'une réaction
utiliser des données expérimentales pour calculer la vitesse d'une réaction
Source: Cambridge International syllabus · Source : Programme Cambridge International
English
Collision theory: energy and orientation
The rate of reaction 反应速率 is how fast reactants turn into products. We measure it as the change in concentration (or amount) in each unit of time.
To react, particles must collide 碰撞. The collision frequency 碰撞频率 is how often the particles hit each other. But not every collision leads to a reaction:
an effective collision 有效碰撞 has enough energy and the correct direction, so a reaction happens.
a non-effective collision 无效碰撞 does not have enough energy, or the particles hit at the wrong angle, so nothing happens.
So the rate depends on the frequency of effective collisions — how many useful collisions happen each second.
Concentration and pressure
If you increase the concentration of a solution (or the pressure of a gas), the particles are packed closer together. They collide more often, so there are more effective collisions each second, and the rate goes up.
You can calculate a rate from experimental data — for example, the volume of gas made divided by the time taken.
Worked example. A reaction gives off carbon dioxide. In the first $30\ \text{s}$, $48\ \text{cm}^3$ of gas is collected. Find the average rate of reaction over this time.
The rate is fastest at the start (the graph is steepest there) because the reactants are most concentrated, then it slows as they are used up.
Français
Théorie des collisions : énergie et orientation
La vitesse de réaction 反应速率 indique la rapidité avec laquelle les réactifs se transforment en produits. On la mesure par le changement de concentration (ou de quantité) par unité de temps.
Pour réagir, les particules doivent entrer en collision 碰撞. La fréquence de collision 碰撞频率 désigne la fréquence avec laquelle les particules se heurtent. Cependant, toute collision ne mène pas nécessairement à une réaction :
une collision efficace 有效碰撞 possède assez d'énergie et la bonne orientation, ce qui permet une réaction.
une collision inefficace 无效碰撞 manque d'énergie ou les particules entrent en collision sous un mauvais angle, sans résultat.
Ainsi, la vitesse dépend de la fréquence des collisions efficaces — le nombre de collisions utiles par seconde.
Une collision n'entraîne une réaction que si l'orientation est correcte et l'énergie suffisante (extrémités colorées = partie réactive)
Concentration et pression
Si vous augmentez la concentration d'une solution (ou la pression d'un gaz), les particules sont plus rapprochées. Elles entrent en collision plus souvent, ce qui augmente le nombre de collisions efficaces par seconde, et la vitesse s'accroît.
Plus de particules dans le même volume entrent en collision plus souvent, augmentant la vitesse
Vous pouvez calculer une vitesse à partir de données expérimentales — par exemple, le volume de gaz produit divisé par le temps écoulé.
Exemple résolu. Une réaction dégage du dioxyde de carbone. Dans les premiers $30\ \text{s}$, $48\ \text{cm}^3$ de gaz sont collectés. Trouvez la vitesse moyenne de réaction sur cette période.
La vitesse est maximale au début (la pente du graphique y est la plus raide) car les réactifs y sont les plus concentrés, puis elle diminue au fur et à mesure qu'ils sont consommés.
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Vitesse de réaction
[A] = [A]₀·bᵗ
La concentration du réactif diminue au fur et à mesure qu'il est consommé.
Temperature and activation energy · Température et énergie d'activation
Syllabus · Programme
English
define activation energy, $E_A$, as the minimum energy required for a collision to be effective
sketch and use the Boltzmann distribution to explain the significance of activation energy
explain qualitatively, in terms both of the Boltzmann distribution and of frequency of effective collisions, the effect of temperature change on the rate of a reaction
Français
définir l'énergie d'activation, $E_A$, comme l'énergie minimale requise pour qu'une collision soit efficace
esquisser et utiliser la distribution de Boltzmann pour expliquer la signification de l'énergie d'activation
expliquer qualitativement, en termes tant de la distribution de Boltzmann que de la fréquence des collisions efficaces, l'effet du changement de température sur la vitesse d'une réaction
Source: Cambridge International syllabus · Source : Programme Cambridge International
English
Maxwell-Boltzmann distribution
The activation energy 活化能 ($E_A$) is the minimum energy a collision needs in order to be effective.
The Boltzmann distribution 玻尔兹曼分布 is a graph showing how the energies of the molecules are spread out at one temperature. The curve starts at the origin, rises to a peak, then falls away in a long tail. The total area under the curve is the total number of molecules. Only the molecules to the right of $E_A$ have enough energy to react.
When you raise the temperature:
the curve flattens and spreads to the right, so a much larger fraction of molecules now have energy greater than $E_A$.
the molecules also move faster and collide more often.
The first effect is the bigger one. This is why a small rise in temperature gives a large rise in rate.
Français
Distribution de Maxwell-Boltzmann
L'énergie d'activation 活化能 ($E_A$) est l'énergie minimale qu'une collision doit avoir pour être efficace.
La distribution de Boltzmann 玻尔兹曼分布 est un graphique montrant comment les énergies des molécules sont réparties à une température donnée. La courbe commence à l'origine, monte jusqu'à un pic, puis diminue dans une longue queue. La surface totale sous la courbe est le nombre total de molécules. Seules les molécules situées à droite de $E_A$ ont assez d'énergie pour réagir.
Lorsque vous augmentez la température :
la courbe s'aplatit et s'étend vers la droite, donc une fraction beaucoup plus grande de molécules a maintenant une énergie supérieure à $E_A$.
les molécules se déplacent aussi plus vite et entrent en collision plus fréquemment.
Le premier effet est le plus important. C'est pourquoi une légère hausse de température provoque une forte augmentation de la vitesse.
À température plus élevée, la courbe s'étale vers la droite, permettant à une plus grande fraction de molécules de réagir
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Pourquoi la chaleur accélère les réactions
Augmentez la température : la courbe s'étale vers la droite, donc plus de molécules ont au moins l'énergie d'activation et peuvent réagir.
explain and use the terms catalyst and catalysis: (a) explain that, in the presence of a catalyst, a reaction has a different mechanism, i.e. one of lower activation energy (b) explain this catalytic effect in terms of the Boltzmann distribution (c) construct and interpret a reaction pathway diagram, for a reaction in the presence and absence of an effective catalyst
Français
expliquer et utiliser les termes catalyseur et catalyse : (a) expliquer qu'en présence d'un catalyseur, une réaction suit un mécanisme différent, c.-à-d. d'une énergie d'activation inférieure (b) expliquer cet effet catalytique en termes de distribution de Boltzmann (c) construire et interpréter un diagramme de parcours réactionnel, pour une réaction en présence et en absence d'un catalyseur efficace
Source: Cambridge International syllabus · Source : Programme Cambridge International
English
Reaction profile: a catalyst's lower-energy route
A catalyst 催化剂 speeds up a reaction but is not used up itself. Catalysis 催化作用 is the name for this action.
A catalyst works by giving the reaction a different reaction mechanism 反应机理 — a new route with a lower activation energy. On the Boltzmann distribution, lowering $E_A$ moves the line to the left, so more molecules now have enough energy. This means more effective collisions each second, and a faster rate.
On a reaction pathway diagram 反应路径图, the catalysed route has a lower energy "hill". The enthalpy change of the reaction, $\Delta H$, is not changed by the catalyst.
There are two types:
a homogeneous catalyst 均相催化剂 is in the same physical state as the reactants — for example, an acid catalyst dissolved in a solution of liquids.
a heterogeneous catalyst 多相催化剂 is in a different state from the reactants — for example, solid iron speeding up the reaction of gases in the Haber process.
Français
Profil de réaction : voie à énergie réduite par un catalyseur
Un catalyseur 催化剂 accélère une réaction sans être consommé. La catalyse 催化作用 désigne cet effet.
Un catalyseur fonctionne en offrant à la réaction un mécanisme réactionnel 反应机理 différent — un nouvel itinéraire avec une énergie d'activation plus basse. Sur la distribution de Boltzmann, abaisser $E_A$ déplace la ligne vers la gauche, donc plus de molécules ont maintenant assez d'énergie. Cela signifie plus de collisions efficaces par seconde, et une vitesse plus rapide.
Sur un diagramme de voie réactionnelle 反应路径图, l'itinéraire catalysé présente une « colline » énergétique plus basse. La variation d'enthalpie de la réaction, $\Delta H$, n'est pas modifiée par le catalyseur.
Un catalyseur offre une voie avec une énergie d'activation plus basse ; la variation d'enthalpie reste inchangée
Il existe deux types :
un catalyseur homogène 均相催化剂 se trouve dans le même état physique que les réactifs — par exemple, un catalyseur acide dissous dans une solution liquide.
un catalyseur hétérogène 多相 catalyst se trouve dans un état différent de celui des réactifs — par exemple, le fer solide accélérant la réaction gazeuse dans le procédé de Haber.
Un catalyseur homogène est mélangé aux réactifs (même état) ; un catalyseur hétérogène constitue une surface distincte (état différent), où les réactifs se rencontrent et réagissentLe convertisseur catalytique d'une voiture est un catalyseur hétérogène ; ses alvéoles offrent une grande surface spécifique
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Catalyseurs
un catalyseur abaisse Ea
Un catalyseur abaisse Ea, donc une fraction plus grande de molécules peut réagir — sans chauffage.
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Comment fonctionne un catalyseur
Ajoutez un catalyseur et regardez la barrière d'énergie d'activation baisser — il offre une route plus facile, sans changer ΔH.
Explain rate changes with collision theory — more frequent and/or more energetic effective collisions.
On a Boltzmann distribution mark $E_A$, shade to its right, and show the curve flatten and shift right at higher temperature; it starts at the origin and never touches the axis.
A catalyst gives an alternative route with lower $E_A$ and does not change $\Delta H$.
Say why a small temperature rise gives a large rate rise: a much greater proportion of molecules now exceed $E_A$ (the main effect).
Français
Expliquer les changements de vitesse via la théorie des collisions — plus de collisions efficaces fréquentes et/ou plus énergétiques.
Sur une distribution de Boltzmann, marquez $E_A$, ombrez à sa droite, et montrez la courbe s'aplatir et se déplacer vers la droite à température plus élevée ; elle commence à l'origine et ne touche jamais l'axe.
Un catalyseur offre un itinéraire alternatif avec une $E_A$ plus basse et ne change pas$\Delta H$.
Dites pourquoi une petite augmentation de température provoque une grande augmentation de la vitesse : une bien plus grande proportion de molécules dépasse maintenant $E_A$ (l'effet principal).
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