Bonjour,
Est-ce que la rapidité d'évolution d'un system diminue lorsque l'avancement du système croit?
J'aurais pensé que oui, puisque lorsque le système avance, la quantité de matière des réactifs diminue <=> la concentration des réactifs diminue (n=cv, le volume étant constant je crois?) et ainsi moins il y a de réactifs moins il y a de chances que les molécules "réagissent entre elles"?
Mon livre me dit que la réponse à cette question est non, je cherche simplement à savoir si c'est peut-être un erreure.
Merci d'avance,
Rapidité d'évolution d'un système
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Dorito TS
Re: Rapidité d'évolution d'un système
Bonjour,
C'est souvent le cas en effet. Pour répondre à cette question , il nous faut la courbe x en fonction du temps et regarder la pente des tangentes à la courbe qui est proportionnelle à la vitesse de réaction.
Mais cette question n'est plus au programme.
C'est souvent le cas en effet. Pour répondre à cette question , il nous faut la courbe x en fonction du temps et regarder la pente des tangentes à la courbe qui est proportionnelle à la vitesse de réaction.
Mais cette question n'est plus au programme.
Re: Rapidité d'évolution d'un système
Bonjour,
Pour répondre à Dorito TS, il n'y a pas d'erreur dans son manuel. Comme le dit SoS(3) c'est souvent (mais donc pas toujours !) le cas. Si généralement la vitesse d'une réaction diminue au fil du temps parce que les concentrations en réactifs diminuent, ce n'est pas le cas pour les réactions autocatalysées dont la vitesse augmente dans un premier temps avant de diminuer. Un exemple classique est l'oxydation de l'acide oxalique par les ions permanganate. Cette réaction est catalysée par les ions Mn2+ qui sont aussi le produit le la réduction des ions permanganate. Elle est très lente au départ puis accélère au fur et à mesure que les ions manganèse Mn2+ se forment (catalyse) mais finit par ralentir quand les réactifs viennent à manquer. Le rôle de catalyseur des ions manganèse et facile à mettre en évidence expérimentalement : il suffit d'en ajouter un peu au début pour constater que la réaction démarre beaucoup plus rapidement.
Pour répondre à Dorito TS, il n'y a pas d'erreur dans son manuel. Comme le dit SoS(3) c'est souvent (mais donc pas toujours !) le cas. Si généralement la vitesse d'une réaction diminue au fil du temps parce que les concentrations en réactifs diminuent, ce n'est pas le cas pour les réactions autocatalysées dont la vitesse augmente dans un premier temps avant de diminuer. Un exemple classique est l'oxydation de l'acide oxalique par les ions permanganate. Cette réaction est catalysée par les ions Mn2+ qui sont aussi le produit le la réduction des ions permanganate. Elle est très lente au départ puis accélère au fur et à mesure que les ions manganèse Mn2+ se forment (catalyse) mais finit par ralentir quand les réactifs viennent à manquer. Le rôle de catalyseur des ions manganèse et facile à mettre en évidence expérimentalement : il suffit d'en ajouter un peu au début pour constater que la réaction démarre beaucoup plus rapidement.