La vitesse de réaction peut être déterminée expérimentalement en calculant la vitesse à laquelle un réactif est consommé ou la vitesse à laquelle un produit est formé lors d’une réaction chimique. Pour ce faire, il faut mesurer la variation de la quantité d’un réactif ou d’un produit donné en fonction du temps.
Différentes méthodes peuvent être utilisées pour mesurer la quantité d’une substance. La méthode choisie dépend, entre autres, de l’état de la substance.
Le tableau suivant présente différentes variables à mesurer ainsi que différents appareils de mesure à utiliser selon l’état du réactif ou du produit dont on souhaite évaluer la quantité.
|
État du réactif ou du produit |
Variable à mesurer |
Exemple d'appareil de mesure |
Formule de la vitesse |(v)| |
Exemples d'unités de la vitesse de réaction |
|---|---|---|---|---|
|
Solide |
Masse |(m)| |
Balance |
|v = \dfrac{\vert\Delta m\vert}{\Delta t}| |
Grammes par seconde |\text{g/s}| |
|
Liquide |
Masse |(m)| |
Balance |
|v = \dfrac{\vert\Delta m\vert}{\Delta t}| |
Grammes par seconde |\text{g/s}| |
|
Volume |(V)| |
Cylindre gradué |
|v = \dfrac{\vert\Delta V\vert}{\Delta t}| |
Millilitres par seconde |\text{mL/s}| |
|
|
Gaz |
Masse |(m)| |
Balance |
|v = \dfrac{\vert\Delta m\vert}{\Delta t}| |
Grammes par seconde |\text{g/s}| |
|
Volume |(V)| |
Burette à gaz |
|v = \dfrac{\vert\Delta V\vert}{\Delta t}| |
Millilitres par seconde |\text{mL/s}| |
|
|
Pression |(P)| |
Manomètre |
|v = \dfrac{\vert\Delta P\vert}{\Delta t}| |
Kilopascals par seconde |\text{kPa/s}| |
|
|
Concentration molaire |(\text{[Substance]})| |
Spectrophotomètre |
|v = \dfrac{\vert\Delta [\text{Substance}]\vert}{\Delta t}| |
Moles par litre par seconde |\text{mol/L}\cdot\text{s}| |
|
|
Solution |
Concentration molaire |
Spectrophotomètre ou pH-mètre |
|v = \dfrac{\vert\Delta [\text{Substance}]\vert}{\Delta t}| |
Moles par litre par seconde |\text{mol/L}\cdot\text{s}| |
Note : Toutes les unités présentées dans ce tableau utilisent la seconde |(\text{s})| comme unité de variation du temps |(\Delta t),| mais la variation de temps peut aussi être mesurée en minutes |(\text{min}),| en heures |(\text{h}),| en jours |(\text{j})| ou même en années |(\text{a}).|
Le choix de la variable à mesurer dépend des facteurs suivants :
- l’accessibilité des substances tout au long de l’expérience;
- la vitesse qui doit être calculée, soit la vitesse moyenne ou la vitesse instantanée.
Le magnésium solide |(\text{Mg})| et l’acide sulfurique aqueux |(\text{H}_2\text{SO}_4)| réagissent pour former du sulfate de magnésium aqueux |(\text{MgSO}_4)| et de l’hydrogène gazeux |(\text{H}_2)| selon l’équation suivante.
|\text{Mg}_{\text{(s)}} + \text{H}_2\text{SO}_{4\text{(aq)}}\rightarrow \text{Mg}\text{SO}_{4\text{(aq)}} + \text{H}_{2\text{(g)}}|
Le tableau suivant présente l’analyse de quelques méthodes utilisées pour mesurer la vitesse de réaction lors de cette expérience.
|
Substance |
Formule de la vitesse |(v)| |
Description de la méthode pour mesurer la quantité de substance |
Analyse de la méthode |
|---|---|---|---|
|
|\text{Mg}_{\text{(s)}}| |
|v = \dfrac{\vert\Delta m_{\text{Mg}}\vert}{\Delta t}| |
Les masses initiale et finale du réactif solide sont mesurées ainsi que le temps nécessaire pour atteindre la masse finale. En supposant que le réactif est entièrement consommé pendant la réaction, sa masse finale sera de |0\ \text{g}.| |
Cette méthode permet de déterminer la vitesse moyenne, mais pas la vitesse instantanée. En effet, il peut être difficile d’obtenir des données selon des intervalles réguliers tout au long de l’expérience. |
|
|\text{H}_2\text{SO}_{4(aq)}| |
|v = \dfrac{\vert\Delta [{\text{H}_2\text{SO}_4}]\vert}{\Delta t}| |
L’acide sulfurique |(\text{H}_2\text{SO}_4)| est un acide fort. Le pH de la solution peut donc être mesuré à intervalles réguliers afin de déterminer la concentration molaire des protons |[\text{H}^+]|, puis la concentration d’acide sulfurique |[\text{H}_2\text{SO}_4].| |
Cette méthode permet de déterminer la vitesse moyenne ou la vitesse instantanée. Cependant, puisque la solution d’acide sulfurique |(\text{H}_2\text{SO}_4)| est généralement présente en excès, il peut être difficile d’observer un changement significatif du pH avant que l’échantillon de magnésium |(\text{Mg})| ne soit complètement consommé. |
|
|\text{Mg}\text{SO}_{4(aq)}| |
|v = \dfrac{\vert\Delta [{\text{Mg}\text{SO}_4}]\vert}{\Delta t}| |
Un spectrophotomètre est utilisé pour mesurer l’absorbance d’une solution colorée à une certaine longueur d’onde. Ensuite, on détermine la concentration molaire de la solution grâce à cette mesure. |
Il n’est pas possible d’utiliser le spectrophotomètre lors de cette expérience puisque la solution reste incolore tout au long de l’expérience. |
|
|\text{H}_{2(g)}| |
|v = \dfrac{\vert\Delta V_{\text{H}_2}\vert}{\Delta t}| |
Le gaz produit est recueilli à l’aide d’une burette à gaz et son volume est mesuré selon des intervalles réguliers. Il est aussi possible de mesurer la masse du gaz ou bien sa pression. |
Cette méthode est optimale pour déterminer la vitesse moyenne ou la vitesse instantanée. |
Il est souvent utile de déterminer la vitesse de réaction à partir du nombre de moles |\text{mol}| ou de la concentration molaire |\text{mol/L}.|
En utilisant la formule de la masse molaire, la loi d’Avogadro ainsi que le volume molaire gazeux ou la loi des gaz parfaits, on peut transformer les unités des variables mesurées, puis déterminer la vitesse en |\text{mol/s}| ou en |\text{mol/L}\cdot\text{s}.|
Une quantité suffisante d’acide sulfurique |(\text{H}_2\text{SO}_4)| concentré à |6,0\ \text{mol/L}| réagit avec |3,0\ \text{g}| de magnésium |(\text{Mg})| selon l’équation suivante.
|\text{Mg}_{\text{(s)}} + \text{H}_2\text{SO}_{4\text{(aq)}}\rightarrow \text{Mg}\text{SO}_{4\text{(aq)}} + \text{H}_{2\text{(g)}}|
Après 2,5 minutes, la réaction est complétée et tout le magnésium |(\text{Mg})| a été consommé. Détermine la vitesse moyenne de la réaction par rapport au magnésium |(\text{Mg})| en |\text{g/s},| puis en |\text{mol/s}.|
Déterminer la vitesse moyenne en |\text{g/s}|
-
On identifie les données.
|\begin{align} m_{\text{i Mg}}&= 3,0\ \text{g}\\m_{\text{f Mg}}&= 0,0\ \text{g}\\\\t &= 2,5\ \cancel{\text{min}}\times \dfrac{60\ \text{s}}{1\ \cancel{\text{min}}}=150\ \text{s}\\\\v &=\ ?\ \text{g/s} \end{align}| -
On détermine la formule de vitesse à utiliser.
|v = \dfrac{\vert\Delta m_{\text{Mg}}\vert}{\Delta t}|Note :
|\Delta m_{\text{Mg}}=m_{\text{f Mg}}- m_{\text{i Mg}}| -
On remplace les variables et on résout l’équation.
|\begin{align}v &= \dfrac{\vert0,0\ \text{g} - 3,0\ \text{g}\vert}{150\ \text{s}}\\\\
v &=2,0\times10^{-2}\ \text{g/s} \end{align}|
La vitesse moyenne de la réaction est de |2,0\times10^{-2}\ \text{g/s}| par rapport au magnésium |(\text{Mg}).|
Déterminer la vitesse moyenne en |\text{mol/s}|
-
On identifie les données.
|\begin{align}v &= 2,0\times10^{-2}\ \text{g/s}\\M_{\text{Mg}}&= 24,31\ \text{g/mol}\\
v &=\ ?\ \text{mol/s} \end{align}| -
On utilise la formule de la masse molaire pour convertir la masse de magnésium |(\text{Mg})| consommée par seconde en nombre de moles |(n).|
|\begin{align}M = \dfrac{m}{n}\Rightarrow n &=\dfrac{m}{M}\\\\n &= \dfrac{2,0\times10^{-2}\ \cancel{\text{g}}}{24,31\ \cancel{\text{g}}\text{/mol}}\\\\n &\approx8,2\times10^{-4}\ \text{mol} \end{align}|
La vitesse moyenne de la réaction est d’environ |8,2\times10^{-4}\ \text{mol/s}| par rapport au magnésium |\text{(Mg)}.|
Lors d’une réaction chimique qui se déroule à TPN, |50,0\ \text{mL}| d’un certain gaz est produit en |80,0\ \text{s}|. Détermine la vitesse moyenne de la réaction par rapport à ce gaz en |\text{mol/s}.|
On détermine la vitesse moyenne en |\text{mL/s}| à l’aide de la démarche suivante.
-
On identifie les données.
|\begin{align}V_{\text{i Produit}}&= 0,0\ \text{mL}\\V_{\text{f Produit}}&= 50,0\ \text{mL}\\\Delta t &= 80,0\ \text{s}\\v &=\ ?\ \text{mL/s} \end{align}| -
On détermine la formule de vitesse à utiliser.
|v = \dfrac{\vert\Delta V_{\text{Produit}}\vert}{\Delta t}|Note :
|\Delta V_{\text{Produit}}=V_{\text{f Produit}}- V_{\text{i Produit}}| -
On remplace les variables et on résout l’équation.
|\begin{align}v &= \dfrac{\vert50,0\ \text{mL} - 0,0\ \text{mL}\vert}{80,0\ \text{s}}\\\\v &= 0,625\ \text{mL/s} \end{align}|
La vitesse moyenne de la réaction est de |0,625\ \text{mL/s}.|
Pour déterminer la vitesse en |\text{mol/s}|, on utilise la loi d’Avogadro en considérant que le volume molaire à TPN est de |22,4\ \text{L/mol}.|
-
On identifie les données et on convertit les unités de volume de gaz de |\text{mL}| à |\text{L}.|
|\begin{align}n_1 &= 1\ \text{mol}\\V_1 &= 22,4\ \text{L}\\n_2 &=\ ?\ \text{mol}\\V_2 & = 0,625\ \cancel{\text{mL}}\times\dfrac{1\ \text{L}}{1\ 000\ \cancel{\text{mL}}} = 6,25\times10^{-4}\ \text{L} \end{align}| -
On utilise la loi d’Avogadro pour convertir le volume de gaz formé par seconde en nombre de moles |(n).|
|\begin{align}\dfrac{n_1}{V_1} = \dfrac{n_2}{V_2}\Rightarrow n_2 &= \dfrac{n_1\times V_2}{V_1}\\\\n_2 &= \dfrac{1\ \text{mol}\times 6,25\times10^{-4}\ \cancel{\text{L}}}{22,4\ \cancel{\text{L}}}\\\\n_2 &\approx 2,79\times10^{-5}\ \text{mol}\end{align}|
La vitesse moyenne de la réaction est d’environ |2,79\times10^{-5}\ \text{mol/s}.|
Une réaction chimique se déroule à une température de |15,00\ ^\circ\text{C}| et |102\ \text{kPa}.| Un volume de |105,0\ \text{mL}| de dihydrogène |(\text{H}_2)| est produit en |6\ \text{min}.|
Détermine la vitesse moyenne de la réaction par rapport au dihydrogène |(\text{H}_2)| en |\text{mol/L}\cdot\text{s}.|
On utilise la loi des gaz parfaits pour convertir le volume de gaz produit en nombre de moles |(n)|.
-
On identifie les données.
|\begin{align}P &= 102\ \text{kPa}\\\Delta V_{\text{H}_2} &=105,0\ \cancel{\text{mL}}\times \dfrac{1\ \text{L}}{1\ 000\ \cancel{\text{mL}}}=0,105\ 0\ \text{L}\\\\T &= 15,00^\circ\text{C} + 273,15 = 288,15\ \text{K}\\R &= 8,314\ \text{L}\cdot\text{kPa}\text{/mol}\cdot{\text{K}}\\n &=\ ?\ \text{mol}\end{align}| -
À partir de la formule de la loi des gaz parfaits, on isole |n| et on remplace les variables.
|\begin{align}PV = nRT \Rightarrow n &= \dfrac{PV}{RT}\\\\n &= \dfrac{102\ \cancel{\text{kPa}}\times0,105\ 0\ \cancel{\text{L}}}{8,314\ \cancel{\text{L}}\cdot\cancel{\text{kPa}}\text{/mol}\cdot\cancel{{\text{K}}}\times288,15\ \cancel{\text{K}}}\\\\n &\approx 4,47\times10^{-3}\ \text{mol}\end{align}|
Le nombre de mole de dihydrogène |(\text{H}_2)| est d’environ |4,47\times10^{-3}\ \text{mol}.|
On utilise ensuite la formule de la concentration molaire pour déterminer |[\text{H}_2]| en |\text{mol/L}.|
-
On identifie les données.
|\begin{align}n_{\text{H}_2} &= 4,47\times10^{-3}\ \text{mol}\\V_{\text{H}_2} &= 0,105\ 0\ \text{L}\end{align}| -
On remplace les variables dans la formule de la concentration molaire et on résout l’équation.
|\begin{align}[\text{H}_2] &=\dfrac{n}{V}\\\\ [\text{H}_2]&= \dfrac{4,47\times10^{-3}\ \text{mol}}{0,105\ 0\ \text{L}}\\\\ [\text{H}_2] &\approx 0,042\ 6\ \text{mol/L}\end{align}|
La concentration molaire du dihydrogène |(\text{H}_2)| est d’environ |0,042\ 6\ \text{mol/L}.|
Enfin, on détermine la vitesse en |\text{mol/L}\cdot\text{s}| à l’aide de la démarche suivante.
-
On identifie les données.
|\begin{align}\Delta[\text{H}_2] &= 0,042\ 6\ \text{mol/L}\\\\ \Delta t &= 6\ \cancel{\text{min}}\times\dfrac{60\ \text{s}}{1\ \cancel{\text{min}}}=360\ \text{s}\end{align}| -
On remplace les variables dans la formule de la vitesse de réaction et on résout l’équation.
|\begin{align}v&=\dfrac{\vert\Delta[\text{H}_2]\vert}{\Delta t}\\\\v&=\dfrac{0,042\ 6\ \text{mol/L}}{360\ \text{s}}\\\\v &\approx 1,18\times10^{-4}\ \text{mol/L}\cdot\text{s}\end{align}|
La vitesse moyenne de la réaction est d’environ |1,18\times10^{-4}\ \text{mol/L}\cdot\text{s}| par rapport au dihydrogène |(\text{H}_2).|