cinétique radicalaire
bonjour à tous!
voilà je m'entraine actuellement pour mon examen qui approche a grand pas, et j'ai décidé de faire 2 exercices type mais il ne sont pas corrigé malheuresement. je viens donc ici pour voir si vous pouviez pas m'aider a me corriger et a m'aider sur les question qui me bloque merci!
Exercice 1 : ici je n’es pas trop de difficulté c’est surtout la question 3) qui me pose problème mais j’aimerai vérifier mes resultats en ce qui concerne cette exercice.
On etudie la formation du bromure de méthyle qui s’ecrit ;
Br2 + CH4 =>CH3Br+Br
Cette reaction a été effectué par voie photochimique en phase gazeuse.
On obtiens la loi cinétique de la forme :
d[CH3Br]/dt = rac I/P*( k/(1+m([HBr]/[Br2])))* [CH4]([Br2])^1/2 (avec rac= racine)
Avec I intensité du faisceau lumineux qui irradie le réactif et p la pression totale des gaz contenus dans le réacteur, k et m des constantes de température donnée.
1)Montrer que la suite de réactions permet d’exprimer la loi empirique proposée :
Br2 + h.nu => 2Br° (1) V1= k1 I [Br2] E1= 0 J/mol
Br°+ CH4=>CH3° + HBr (2)
CH3°+Br2=>CH3Br + Br° (3) E3= 0 J/mol
CH3° + HBr =>CH4 + Br° (4)
Br° + Br° + M => Br 2 + M (5) V5 = k5 P[Br°]² E5= 0 J/mol
REPONSE: j’ai fait l’ AEQS sur br° et CH3° et j’ai bien retrouver la loi empirique avec l’équation 3.
2)Expérimentalement on montre que dans le domaine de température ou l’étude se fait, les paramètres k et m peuvent s’exprimer en fonction de la température par une loi Arrhénius.
On détermine ainsi une énergie d’activation de 74.5 Kj/mol pour k et 8.4 kJ/mol pour m .
A partir de ces énergies d’activation Ek et Em, en déduire E2 et E4 et préciser les valeurs numériques correspondantes.
En faisant hypothèse que le chemin réactionnel des réactions simples est uniques, exprimer et calculer la quantité de chaleur mise en jeu par la réaction (2)REPONSE : je sais que m = k3 /k4 d’après 1) j’ai appliqué la loi d’arrhénius qui ma donne cette relation Ea,m =Ea4 –Ea3
D’où Ea4 = 8.4kj/mol
On sait aussi que k = k2 *( k1/k5)^1/2 J’ ai fait la même méthode qu’au-dessus et je trouve Ea2= 74.5 Kj/mol
Trouver les mêmes résultats ?
3)Sachant que l’enthalpie de formation de la liaison H-Br est de -359Kj/mol ; calculer l’énergie de dissociation du méthane pour la réaction :
CH4 => CH3°+ H° (6)
Sachant d’autre part que l’enthalpie de formation de la liaison H-H est égale à -436kj/mol et que la reaction :
H°+CH4=> H2 + CH3° (7)
A une energie d’activation de 37.6 kj/mol ; calculer l’énergie d’activation de la reaction :
H2 + °CH3 =>CH4 + H° (8)
Pour la question je sais qu’il faut faire un cycle mais franchement je sais plus faire les cycles pouvait m’aider à les faire ? du moins m’expliquer comment les faire ?
Exercice 2 :Reaction reversible
En milieu acétique anhydre et en présence d’acide sulfurique qui joue le role de catalyseur, on a avec le styrène la reaction suivante :
Styrene + CH3COOH => P
Le styrene absorbe fortement dans l’ultraviolet entre 240 et 260nm. Comme l’acetate formé n’absorbe pas dans cette gamme de longueur d’onde et qu’on elimine l’absorption due au solvant et au catalyseur par l’utilisation d’une cuve de référence, les absorbance mesuré au cours du temps vérifie bien la loi de beer- lambert At= f[styrene] on peut donc doser le styrene de cette manière dans un domaine de concentration en styrène de 10^-6 10^-3
On a relevé les valeurs suivantes pour une expérience effectuée avec le styrène dans les conditions décrites ci-dessus :
Milieu acétique anhydre (solvant) T=32 °C lambda= 365 nm
[H2SO4]= 1.24 mol/L ; [styrène]= 1.7*10^-3mol/l
Tps 0 2 4 6 10 15 20 25 30 40 51 INFINI
Absorbance: 1.68/ 1.58/ 1.59/ 1.40/ 1.24/ 1.065/ 0.93/ 0.808/ 0.71/ 0.555/ 0.438/ 0.118
1)D’après les données du tableau à quel type de réaction a ton affaire? Justifier
On a affaire à une réaction d’estérification. (pour justifier je sais pas quoi dire par contre ?)
2) En faisant les hypothèse les plus simple sur les mécanismes calculer à partir des données du tableau les constantes cinétique ( ordre, constantes de vitesse k1 et K-1 et la constante d’équilibre K)
J’ai fait un tableau d’avancement, puis j’ai appliquée la loi de beer- lambert A=E l [styrene]
Je trouve K= [P]inf/[L]inf (inf= infini)
A t=0 [S]o= Ao/E*l (avec la loi de beer- lambert )
At= infini [S]inf = Ainf/E*l
En remplacant par les donées du tableau je trouve K= 1.68 – 0.118 / 0.118 = 13.23
Mon probleme ici c’est quand j’ecris l’expression de ma constante d’equilibre moi j’aurai écrit K= [P]/[Styrene][CH3COOH]
Est-ce que CH3COOH es en excès ici ?? je peut ne pas le mettre dans mon expression ?
_ pour déterminer l’ordre je sais pas comment faire ?
_pour k1 et K-1 j’ai resolu une equation differentielle mais si ma constane K es fausse tout es faux. Je trouve
pour k1=2.91*10^-2 min^-1
k-1=2.2*10^-3 min^-1
3)4 expériences ont été effectuées avec la meme concentration d’acide sulfurique et avec le styrene mais a des température différentes. Elles ont données le resultats suivant pour la constante de vitesse d’estérification de l’oléfine.
Tableau de donées :
K1 : 0.0032 0.0083 0.0145 x 0.071
T(°C) : 12 20 25 32 40
Compléter le tableau à l’aide de 2), calculer l’energie d’activation Ea de la reaction.
_ici pour trouver Ea j’ai tracée la courbe lnk=f(1/T)
Pente = -Ea/R et je trouve donc Ea = 62kj/mol
Je sais pas si c’est bon comme réasultat.
Sincerement je vous remercie d'avance, si vous pouviez m'aidez à m'entrainer à l'aide de ces exercices
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Envoyé par moco 