- Principe de Bodenstein
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Approximation des états quasi-stationnaires
L'approximation des états quasi-stationnaires est une hypothèse parfois prise en physique, en chimie et tout particulièrement en cinétique chimique, il est alors également appelé le principe de Bodenstein.
Principe (en cinétique chimique)
Soit X* un intermédiaire réactionnel (donc très réactif). Ainsi sa vitesse de création est à peu près égale à sa vitesse de disparition car il est consommé par la réaction juste après sa création.
En considérant que sa concentration reste tellement faible qu'elle est constante, la dérivée de sa concentration est nulle. Cela permet de lier directement la vitesse de la réaction qui donne cet intermédiaire aux réactions qu'il déclenche (soit une simplification du calcul).
Cette simplification ne peut s'appliquer que si la vitesse de formation du composé B (k2) est supérieure à la vitesse de disparition de A (ou de formation de X) k1.
L'A.E.Q.S définit donc la dérivée d'un intermédiaire réactif comme nulle.
![\frac{d[X]}{dt} = 0](/pictures/frwiki/51/3fdbe6523e7242609f55af3a9b3b0407.png)
Toutefois, on ne peut pas appliquer l'AEQS au début d'une réaction, car ce principe ne s'applique qu'une fois que la quantité de X est suffisante pour former le produit B.
Exemple
Soit la réaction A → C, décomposée en deux actes élémentaires A → B et B → C.
A → B a pour constante de vitesse k1 :
![v=k1\cdot[{\rm A}]](/pictures/frwiki/99/c765080023e303dfa36d78d9d65ac046.png)
Et B → C a pour constante de vitesse k2>>k1 :
![v=k2\cdot[{\rm B}]=\frac{-d[B]}{dt}=\frac{d[C]}{dt}](/pictures/frwiki/48/0148e6368cffb3852fe62fd87357da8b.png)
Le principe de Bodenstein nous dit que : [B] = cte si et seulement si k2>>k1 et donc
![\frac{d[B]}{dt} = 0](/pictures/frwiki/98/bef03e52a2084ac126709784c14b3d3f.png)
Ainsi pour une quantité a de A donnée, on a :
![\frac{d[A]}{dt}+\frac{d[B]}{dt}+\frac{d[C]}{dt}=a](/pictures/frwiki/49/18e4fd1239fb76b6e9cf50cd5291bccb.png)
On aura ainsi :
![\frac{-d[A]}{dt}=\frac{d[C]}{dt}](/pictures/frwiki/57/9ae9464925527b012ecc5cba8c1953f0.png)
Dans ce cas, comme souvent, l'étape d'initiation (ou de démarrage) de la réaction est l'étape limitante de la vitesse de la réaction.
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