Modifié : 06/09/2017 18:26
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Marc-André Brassard
Énergie et vitesse de réaction

Bonjour !

À partir de cet énoncé (cf: Bocaux.jpg ), j'ai représenté les 2 réactions sur un diagramme d'entalpie et sur une courbe de distribution d'énergie. Le Bocal 1 est tracé à la mine et le bocal 2 est représenté en bleu. 

J'aimerais savoir si mes diagrammes et courbes représentent correctement les 2 réactions et si toutes les inductions suivantes sont nécessairement vraies :

- la réaction s'amorce plus facilement dans le bocal 1 que dans le bocal 2

- l'énergie d'activation et le complexe activé sont plus faibles dans le bocal 1 ("s'enflamme immédiatement") 

- le bocal 1 compte un plus grand nombre de molécules ayant l'énergie minimale pour réagir 

- la réaction 1 dégage davantage d'énergie que la réaction 2. 

Autre question. Je sais que seule une faible portion des collisions sont efficaces et entraînent la formation des produits. Je sais aussi que pour produire des collisions efficaces, les molécules des réactifs doivent posséder une énergie cinétique supérieure à l'énergie seuil.
Mais est-ce que toutes les molécules qui ont une énergie cinétique supérieure à l'énergie seuil produisent nécessairement des collisions efficaces ? 

Et aussi, est-ce que c'est possible qu'une réaction lente dégage plus d'énergie qu'une réaction vive et rapide ? Supposons que les jars sont scellées ; la réaction qui déclenche la flamme consomme plus rapidement l'oxygène et donc risque de s'éteindre tandis que la réaction plus lente consomme moins rapidement son oxygène et donc la combustion peut durer plus longtemps et donc au final, dégager davantage d'énergie. 
Peut être que cet exemple n'est pas fameux à cause qu'une des 2 jars contient quand même 5 fois moins d'oxygène que l'autre, mais dans un autre contexte, il me semble que c'est tout à fait possible qu'une réaction lente mais "sobre" dégage plus d'énergie qu'une réaction vive qui dégage lumière et chaleur. Êtes-vous d'accord ? 

Mensana

 

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Marc-André Brassard

Bonjour !

À partir de cet énoncé (cf: Bocaux.jpg ), j'ai représenté les 2 réactions sur un diagramme d'entalpie et sur une courbe de distribution d'énergie. Le Bocal 1 est tracé à la mine et le bocal 2 est représenté en bleu. 

J'aimerais savoir si mes diagrammes et courbes représentent correctement les 2 réactions et si toutes les inductions suivantes sont nécessairement vraies :

- la réaction s'amorce plus facilement dans le bocal 1 que dans le bocal 2

- l'énergie d'activation et le complexe activé sont plus faibles dans le bocal 1 ("s'enflamme immédiatement") 

- le bocal 1 compte un plus grand nombre de molécules ayant l'énergie minimale pour réagir 

- la réaction 1 dégage davantage d'énergie que la réaction 2. 

Autre question. Je sais que seule une faible portion des collisions sont efficaces et entraînent la formation des produits. Je sais aussi que pour produire des collisions efficaces, les molécules des réactifs doivent posséder une énergie cinétique supérieure à l'énergie seuil.
Mais est-ce que toutes les molécules qui ont une énergie cinétique supérieure à l'énergie seuil produisent nécessairement des collisions efficaces ? 

Et aussi, est-ce que c'est possible qu'une réaction lente dégage plus d'énergie qu'une réaction vive et rapide ? Supposons que les jars sont scellées ; la réaction qui déclenche la flamme consomme plus rapidement l'oxygène et donc risque de s'éteindre tandis que la réaction plus lente consomme moins rapidement son oxygène et donc la combustion peut durer plus longtemps et donc au final, dégager davantage d'énergie. 
Peut être que cet exemple n'est pas fameux à cause qu'une des 2 jars contient quand même 5 fois moins d'oxygène que l'autre, mais dans un autre contexte, il me semble que c'est tout à fait possible qu'une réaction lente mais "sobre" dégage plus d'énergie qu'une réaction vive qui dégage lumière et chaleur. Êtes-vous d'accord ? 

Mensana

 

1594541626/08/2017 19:1306/09/2017 18:26NonChimie - secondaire 5
81,2338989142065
604/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 26/08/2017 21:22
Image : Jean-Paul
Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Tes questions sont nombreuses... donc la réponse sera longue.

Premièrement, je comprends ta réponse à la question initiale mais je te suggère d'utiliser vraiment le langage utilisé en chimie. Le nombre de molècules n'est pas un facteur qui influence la vitesse de réaction, tu devrais donc éviter d'utiliser cette justification. La vraie réponse est celle du corrigé: c'est une question de concentration. Pour voir la différence, tu n'as qu'à imaginer que le prtemier bocal est 10 fois plus petit que le deuxième. Le nombre de molécules de dioxygène serait alors plus grand dans le deuxième mais c'est quand même là que la réaction serait la plus lente. Je comprends qu'intuitivement, tu sous-entendais probablement que les 2 récipients étaient identiques mais ce n'est pas écrit. Mais si tu raisonnes en termes de concentration, tu trouveras la bonne réponse.

Dans les deux cas, la réaction chimique est la même, c'est une combustion. Par conséquent, le ΔH, le complexe activé et l'énergie d'activation sont les mêmes pour les deux récipients. La réaction est simplement plus rapide dans le premier que dans le deuxième ce qu'on pourrait illustrer par une dilatation horizontale du graphique de progession de la réaction (mais je ne crois pas que ce soit habituel. À vérifier).

Pour ton graphique de seuil d'énergie je te suggère de regarder attentivement le premier graphique du lien donné plus haut. Ton graphique devrait être semblable.

- La réaction ne s'amorce pas plus facilement dans un cas que dans l'autre (elle est d'ailleurs déjà amorcée dans ce numéro puisque un tison est une preuve de combustion lente en cours).

- (J'ai répondu aux 2 questions suivantes un peu plus haut)

- Les deux réactions dégageront autant d'énergie (voir plus bas).

Tu demandes aussi si toutes les collisions impliquant des molécules avec assez d'énergie deviennent efficaces. La réponse est non: il faut aussi que les molécules se frappent selon un angle approprié. À ce sujet je te recommande de lire cette fiche.

Est-il possible qu'une réaction lente dégage plus d'énergie qu'une réaction rapide? Oui. L'énergie dégagée par une réaction ne dépend que de la nature de la réaction et de la quantité de réactifs. Si on revient à la mise en situation: si l'éclisse de bois est de même masse au départ, qu'elle brûle entièrement en 30 secondes ou 10 minutes la quantité totale d'énergie dégagée sera la même. Bien sûr, quand ça prend plus de temps il est plus difficile de toute la conserver sans perte mais l'énergie totale est la même, ni plus ni moins. Bien entendu, je fais l'hypothèse que la combustion est complète dans les 2 cas et que la quantité de bois est identique.

Est-ce que ça va?

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  • Jean-Paul
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Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Tes questions sont nombreuses... donc la réponse sera longue.

Premièrement, je comprends ta réponse à la question initiale mais je te suggère d'utiliser vraiment le langage utilisé en chimie. Le nombre de molècules n'est pas un facteur qui influence la vitesse de réaction, tu devrais donc éviter d'utiliser cette justification. La vraie réponse est celle du corrigé: c'est une question de concentration. Pour voir la différence, tu n'as qu'à imaginer que le prtemier bocal est 10 fois plus petit que le deuxième. Le nombre de molécules de dioxygène serait alors plus grand dans le deuxième mais c'est quand même là que la réaction serait la plus lente. Je comprends qu'intuitivement, tu sous-entendais probablement que les 2 récipients étaient identiques mais ce n'est pas écrit. Mais si tu raisonnes en termes de concentration, tu trouveras la bonne réponse.

Dans les deux cas, la réaction chimique est la même, c'est une combustion. Par conséquent, le ΔH, le complexe activé et l'énergie d'activation sont les mêmes pour les deux récipients. La réaction est simplement plus rapide dans le premier que dans le deuxième ce qu'on pourrait illustrer par une dilatation horizontale du graphique de progession de la réaction (mais je ne crois pas que ce soit habituel. À vérifier).

Pour ton graphique de seuil d'énergie je te suggère de regarder attentivement le premier graphique du lien donné plus haut. Ton graphique devrait être semblable.

- La réaction ne s'amorce pas plus facilement dans un cas que dans l'autre (elle est d'ailleurs déjà amorcée dans ce numéro puisque un tison est une preuve de combustion lente en cours).

- (J'ai répondu aux 2 questions suivantes un peu plus haut)

- Les deux réactions dégageront autant d'énergie (voir plus bas).

Tu demandes aussi si toutes les collisions impliquant des molécules avec assez d'énergie deviennent efficaces. La réponse est non: il faut aussi que les molécules se frappent selon un angle approprié. À ce sujet je te recommande de lire cette fiche.

Est-il possible qu'une réaction lente dégage plus d'énergie qu'une réaction rapide? Oui. L'énergie dégagée par une réaction ne dépend que de la nature de la réaction et de la quantité de réactifs. Si on revient à la mise en situation: si l'éclisse de bois est de même masse au départ, qu'elle brûle entièrement en 30 secondes ou 10 minutes la quantité totale d'énergie dégagée sera la même. Bien sûr, quand ça prend plus de temps il est plus difficile de toute la conserver sans perte mais l'énergie totale est la même, ni plus ni moins. Bien entendu, je fais l'hypothèse que la combustion est complète dans les 2 cas et que la quantité de bois est identique.

Est-ce que ça va?

꧁Mensana꧂159427026/08/2017 21:2226/08/2017 21:22
01/06/2017 16:53Aidant(e) expérimenté(e)Autre
56 9701 582073701/06/2017 16:531Aidant(e) expérimenté(e)
1
Publié : 27/08/2017 14:13
Image : Marie-Anne Carbonneau
Marie-Anne Carbonneau

Bonjour Mesana!

Est-ce que le coup de main de Jean-Paul t'a permi de répondre à ta question?

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  • Marie-Anne Carbonneau
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Marie-Anne Carbonneau

Bonjour Mesana!

Est-ce que le coup de main de Jean-Paul t'a permi de répondre à ta question?

꧁Mensana꧂159427027/08/2017 14:1327/08/2017 14:13
04/06/2014 17:43Enseignant Alloprof
15 060614015104/06/2014 17:431Enseignant Alloprof
1
Publié : 27/08/2017 19:00
Image : ꧁Mensana꧂
꧁Mensana꧂

Bonjour vous deux, 
Merci pour la réponse et merci Marie-Anne, 
Les réponses de Jean-Paul m'aident toujours beaucoup ; en fait, en les lisant j'ai l'impression de comprendre ce que doit ressentir un pêcheur qui lance à l'eau 2-3 hameçons et finalement ramasse tout un pactol de poissons et même des espèces inopinées.
() Autrement dit merci Jean-Paul ! 

Par rapport au nombre de molécules de dioxygène dans l'exercice, mon raisonnement derrière ma réponse c'est que je me suis dit, dans le cas d'un incendie, en raison des appels d'air une maison dont les portes et fenêtres sont ouvertes va brûler plus vite qu'une maison dont les fenêtres sont fermées. Du coup je me suis dit qu'un plus grand apport d'oxygène agit comme accélérateur, par rapport à un environnement moins oxygéné. Puisque tout est relié, qui dit accélérateur dit abaissement du complexe activé et donc abaissement de l'énergie d'activation... Une petite flopée de points dans un examen!(°o°)
Ce que j'en comprends c'est que dans mon exemple d'incendie, il faudrait plutôt parler d'une "plus grande concentration d'oxygène" dans la maison qui brûle plus vite, par rapport à une maison où la concentration en oxygène est moindre.  

En fait, pour reprendre l'exemple des bocaux d'oxygène (effectivement j'avais décidé que les bocaux étaient de mêne taille^^), en supposant maintenant que le bocal 1 contienne moins de molécules je vois qu'au fond, il est impératif de considérer la proportion de molécules qui ne réagiront pas, qui vont encombrer ou être "dans les pattes" des molécules qui ont l'énergie suffisante pour réagir, puisque ce sont elles qui ralentissent la réaction (augmente le temps total), même dans un bocal qui contient pourtant plus de molécules de dioxygène qu'un autre.

J'aime beaucoup l'exemple de la combustion des 2 éclisses de même masse, on comprend tout de suite intuitivement que forcément la réaction, qu'elle soit rapide ou lente, va dégager la même énergie. 
Toutefois, leur énergie seuil sera différente, c'est bien ça ? 

Parlant d'énergie seuil...j'ai remarqué que sur le graphique.jpg 
de référence, il est écrit "Ea" que je suppose être pour "Énergie d'activation" plutôt qu'"énergie seuil". 

C'est qu'à mes yeux ces 2 concepts ne sont pas tout à fait équivalents. De ce que j'avais compris, l'énergie seuil est l'affaire de quelques molécules de réactifs qui possèdent une énergie cinétique supérieure, alors que l'énergie d'activation est une énergie fournie à l'ensemble de molécules pour que se produise une réaction. 
Ils m'ont même inspiré la petite analogie que voici alors que je cherchais à les personnifier dans mon esprit. 
Dites-moi si je fais erreur svp.  Aussi n'hésitez pas à me faire des suggestions d'ajouts ou de modifications si vous avez des idées pour complémenter mon histoire ! 

Donc voici : Supposons 2 bars. Le premier est le lieu de rencontre de prédilection des Hells Angels et autres racailles de la ville. Sur le lot de clients, il y en a une trentaine qui ont un tempérament franchement bagarreur (nature) tandis que le bar d'à côté est fréquenté par une clientèle différente, plus civilisée avenante et pacifique. Oh, il y a bien à l'occasion quelques crêpages de chignons là aussi, comme ces deux rivales qui un jour se sont battues bec et ongles (collisions) mais cela demeure néanmoins des cas isolés (nombre de molécules ayant l'énergie seuil pour réagir insuffisant), et l'endroit demeure relativement zen : rien ne se passe (pas de réaction). 

Il y a nettement plus de chance que des bousculades surviennent ici et là dans le bar 1 (collisions) en raison de la concentration de personnes enclines (nature) à se battre au corps à corps. La plupart de ces altercations sont toutefois sans conséquence sauf lorsque quelques meneurs s’en mêlent ; en effet plusieurs de ces colosses ne badinent pas et il ne faut pas trop leur chercher des noises car ils ont la mèche courte (grande vitesse de réaction) et flanquent des raclées drôlement énergiques (énergie seuil). C’est ainsi que certains piliers de comptoir déjà édentés finissent estropiés et échevelés (collisions efficaces). Cela dit, tant que ces conduites et motivations sont essentiellement individuelles, le bar maintient dans son ensemble, le statu quo. 


Mais parfois, secoués et bouleversés par des coups reçus au hasard, même les moins concernés jusque-là deviennent subitement engagés : peuvent alors naître en eux des émotions intenses et très changeantes (espèces intermédiaires). Ultimement, si l'ensemble des clients devient agité (énergie d’activation), la tension peut s’élever à tel point (complexe activé) qu’un véritable phénomène collectif se déclare: la soirée éclate en bagarre générale (réaction) ! 

Bref, tout ça pour dire que j'ai été un brin surprise/confuse de voir "Ea" sur le graphique ci-haut. Si le seuil d'activation était représenté sur le même graphique (si cela a du sens), la ligne serait-elle au même endroit que l'énergie d'activation ? Au fait, quant à parler de ce graphique, je crois que normalement la partie bleue hachurée devrait également être hachurée en vert.

Mensana  


 


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Bonjour vous deux, 
Merci pour la réponse et merci Marie-Anne, 
Les réponses de Jean-Paul m'aident toujours beaucoup ; en fait, en les lisant j'ai l'impression de comprendre ce que doit ressentir un pêcheur qui lance à l'eau 2-3 hameçons et finalement ramasse tout un pactol de poissons et même des espèces inopinées.
() Autrement dit merci Jean-Paul ! 

Par rapport au nombre de molécules de dioxygène dans l'exercice, mon raisonnement derrière ma réponse c'est que je me suis dit, dans le cas d'un incendie, en raison des appels d'air une maison dont les portes et fenêtres sont ouvertes va brûler plus vite qu'une maison dont les fenêtres sont fermées. Du coup je me suis dit qu'un plus grand apport d'oxygène agit comme accélérateur, par rapport à un environnement moins oxygéné. Puisque tout est relié, qui dit accélérateur dit abaissement du complexe activé et donc abaissement de l'énergie d'activation... Une petite flopée de points dans un examen!(°o°)
Ce que j'en comprends c'est que dans mon exemple d'incendie, il faudrait plutôt parler d'une "plus grande concentration d'oxygène" dans la maison qui brûle plus vite, par rapport à une maison où la concentration en oxygène est moindre.  

En fait, pour reprendre l'exemple des bocaux d'oxygène (effectivement j'avais décidé que les bocaux étaient de mêne taille^^), en supposant maintenant que le bocal 1 contienne moins de molécules je vois qu'au fond, il est impératif de considérer la proportion de molécules qui ne réagiront pas, qui vont encombrer ou être "dans les pattes" des molécules qui ont l'énergie suffisante pour réagir, puisque ce sont elles qui ralentissent la réaction (augmente le temps total), même dans un bocal qui contient pourtant plus de molécules de dioxygène qu'un autre.

J'aime beaucoup l'exemple de la combustion des 2 éclisses de même masse, on comprend tout de suite intuitivement que forcément la réaction, qu'elle soit rapide ou lente, va dégager la même énergie. 
Toutefois, leur énergie seuil sera différente, c'est bien ça ? 

Parlant d'énergie seuil...j'ai remarqué que sur le graphique.jpg 
de référence, il est écrit "Ea" que je suppose être pour "Énergie d'activation" plutôt qu'"énergie seuil". 

C'est qu'à mes yeux ces 2 concepts ne sont pas tout à fait équivalents. De ce que j'avais compris, l'énergie seuil est l'affaire de quelques molécules de réactifs qui possèdent une énergie cinétique supérieure, alors que l'énergie d'activation est une énergie fournie à l'ensemble de molécules pour que se produise une réaction. 
Ils m'ont même inspiré la petite analogie que voici alors que je cherchais à les personnifier dans mon esprit. 
Dites-moi si je fais erreur svp.  Aussi n'hésitez pas à me faire des suggestions d'ajouts ou de modifications si vous avez des idées pour complémenter mon histoire ! 

Donc voici : Supposons 2 bars. Le premier est le lieu de rencontre de prédilection des Hells Angels et autres racailles de la ville. Sur le lot de clients, il y en a une trentaine qui ont un tempérament franchement bagarreur (nature) tandis que le bar d'à côté est fréquenté par une clientèle différente, plus civilisée avenante et pacifique. Oh, il y a bien à l'occasion quelques crêpages de chignons là aussi, comme ces deux rivales qui un jour se sont battues bec et ongles (collisions) mais cela demeure néanmoins des cas isolés (nombre de molécules ayant l'énergie seuil pour réagir insuffisant), et l'endroit demeure relativement zen : rien ne se passe (pas de réaction). 

Il y a nettement plus de chance que des bousculades surviennent ici et là dans le bar 1 (collisions) en raison de la concentration de personnes enclines (nature) à se battre au corps à corps. La plupart de ces altercations sont toutefois sans conséquence sauf lorsque quelques meneurs s’en mêlent ; en effet plusieurs de ces colosses ne badinent pas et il ne faut pas trop leur chercher des noises car ils ont la mèche courte (grande vitesse de réaction) et flanquent des raclées drôlement énergiques (énergie seuil). C’est ainsi que certains piliers de comptoir déjà édentés finissent estropiés et échevelés (collisions efficaces). Cela dit, tant que ces conduites et motivations sont essentiellement individuelles, le bar maintient dans son ensemble, le statu quo. 


Mais parfois, secoués et bouleversés par des coups reçus au hasard, même les moins concernés jusque-là deviennent subitement engagés : peuvent alors naître en eux des émotions intenses et très changeantes (espèces intermédiaires). Ultimement, si l'ensemble des clients devient agité (énergie d’activation), la tension peut s’élever à tel point (complexe activé) qu’un véritable phénomène collectif se déclare: la soirée éclate en bagarre générale (réaction) ! 

Bref, tout ça pour dire que j'ai été un brin surprise/confuse de voir "Ea" sur le graphique ci-haut. Si le seuil d'activation était représenté sur le même graphique (si cela a du sens), la ligne serait-elle au même endroit que l'énergie d'activation ? Au fait, quant à parler de ce graphique, je crois que normalement la partie bleue hachurée devrait également être hachurée en vert.

Mensana  


 


꧁Mensana꧂159427027/08/2017 19:0027/08/2017 19:00
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 27/08/2017 22:23
Image : ꧁Mensana꧂
꧁Mensana꧂

J'ai refait mes diagrammes à la lumière de la réponse reçue, et ils sont bien différents des deux premiers ! Je crois que cette fois-ci ils représentent correctement l'énoncé. Eclisses et vitesse de combustion.jpg

Aussi je rétracte ce que j'ai dit par rapport à une énergie seuil "différente" dans les 2 réactions : c'est la même pour les 2 réactions. 

Image : ꧁Mensana꧂
  • ꧁Mensana꧂
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꧁Mensana꧂

J'ai refait mes diagrammes à la lumière de la réponse reçue, et ils sont bien différents des deux premiers ! Je crois que cette fois-ci ils représentent correctement l'énoncé. Eclisses et vitesse de combustion.jpg

Aussi je rétracte ce que j'ai dit par rapport à une énergie seuil "différente" dans les 2 réactions : c'est la même pour les 2 réactions. 

꧁Mensana꧂159427027/08/2017 22:2327/08/2017 22:23
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 28/08/2017 07:06
Image : Jean-Paul
Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Tu écris très bien! J'ai bien aimé lire ton analogie avec les bars. Mais cela m'amène à préciser certaines choses.

Je ne suis pas familier avec l'expression «énergie seuil». Ce que je maîtrise, c'est l'énergie d'activationnotée Ea comme tu l'as deviné. L'énergie d'activation est l'énergie nécessaire à une molécule pour qu'elle réagisse.

Lorsqu'une substance est à une certaine température les molécules n'ont pas toutes la même énergie. Certaines en ont plus, d'autres moins. On peut dire, d'une certaine façon, que la température est une valeur moyenne des énergies des particules formant la substance.

Pour les gaz, on utilise souvent le graphique de Maxwell-Boltzmann (graphique auquel je te référais dans ma première réponse) pour montrer qu'à différentes températures on peut illustrer la répartition des vitesses des molécules; même à basse température quelques rares molécules ont beaucoup d'énergie et même à haute température certaines molécules ont peu d'énergie. On peut le voir dans le graphique de la section sur l'effet de la température.

Seules les molécules ayant suffisamment d'énergie (Ea ) peuvent réagir; les autres, comme tu le signales, peuvent même être nuisibles.

Pour ton analogie avec les bars: je ne suis pas sûr de l'équivalent en chimie du type de clientèle. Je pourrais facilement comprendre que des clientèles différentes représentent des réactifs différents, donc une réaction chimique différente. Ou encore que ça représente une concentration différente (la concentration de molécules qui réagissent semble plus élevée dans le premier bar que dans le deuxième). Ou même une température différente: c'est un peu comme si le premier bar était plus chaud. À la limite, ce pourrait être l'ajout d'un catalyseur (l'alcool). Il y a trop d'interprétations possibles pour que je puisse interpréter cette analogie de façon utile.

Concernant tes graphiques: comme je le signalais plus haut je ne suis pas sûr qu'on représente la vitesse de la réaction dans le diagramme d'enthalpie. Si on veut le faire, ce pourrait être une dilatation horizontale mais je ne crois pas que ce soit habituel de le faire. Il faudrait que tu vérifies ce point auprès de ton enseignant (à mon avis il n'y a aucune différence sur ce graphique entre les 2 situations mais je suis loin d'être certain). Je vois que ton premier graphique est plus étendu horizontalement mais il reste un petit détail qui cloche: sur un tel graphique le sommet ne peut jamais être un plateau, ce doit être un point. Le complexe activé n'a pas de durée, c'est un point sur le graphique, jamais un intervalle. Pour en savoir plus.

Pour le reste je suis 100% d'accord avec toi.

Image : Jean-Paul
  • Jean-Paul
https://connexion.alloprof.qc.ca/media/g7iz6ds7wx717r/source/21.svg" alt="Image : Jean-Paul" />
Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Tu écris très bien! J'ai bien aimé lire ton analogie avec les bars. Mais cela m'amène à préciser certaines choses.

Je ne suis pas familier avec l'expression «énergie seuil». Ce que je maîtrise, c'est l'énergie d'activationnotée Ea comme tu l'as deviné. L'énergie d'activation est l'énergie nécessaire à une molécule pour qu'elle réagisse.

Lorsqu'une substance est à une certaine température les molécules n'ont pas toutes la même énergie. Certaines en ont plus, d'autres moins. On peut dire, d'une certaine façon, que la température est une valeur moyenne des énergies des particules formant la substance.

Pour les gaz, on utilise souvent le graphique de Maxwell-Boltzmann (graphique auquel je te référais dans ma première réponse) pour montrer qu'à différentes températures on peut illustrer la répartition des vitesses des molécules; même à basse température quelques rares molécules ont beaucoup d'énergie et même à haute température certaines molécules ont peu d'énergie. On peut le voir dans le graphique de la section sur l'effet de la température.

Seules les molécules ayant suffisamment d'énergie (Ea ) peuvent réagir; les autres, comme tu le signales, peuvent même être nuisibles.

Pour ton analogie avec les bars: je ne suis pas sûr de l'équivalent en chimie du type de clientèle. Je pourrais facilement comprendre que des clientèles différentes représentent des réactifs différents, donc une réaction chimique différente. Ou encore que ça représente une concentration différente (la concentration de molécules qui réagissent semble plus élevée dans le premier bar que dans le deuxième). Ou même une température différente: c'est un peu comme si le premier bar était plus chaud. À la limite, ce pourrait être l'ajout d'un catalyseur (l'alcool). Il y a trop d'interprétations possibles pour que je puisse interpréter cette analogie de façon utile.

Concernant tes graphiques: comme je le signalais plus haut je ne suis pas sûr qu'on représente la vitesse de la réaction dans le diagramme d'enthalpie. Si on veut le faire, ce pourrait être une dilatation horizontale mais je ne crois pas que ce soit habituel de le faire. Il faudrait que tu vérifies ce point auprès de ton enseignant (à mon avis il n'y a aucune différence sur ce graphique entre les 2 situations mais je suis loin d'être certain). Je vois que ton premier graphique est plus étendu horizontalement mais il reste un petit détail qui cloche: sur un tel graphique le sommet ne peut jamais être un plateau, ce doit être un point. Le complexe activé n'a pas de durée, c'est un point sur le graphique, jamais un intervalle. Pour en savoir plus.

Pour le reste je suis 100% d'accord avec toi.

꧁Mensana꧂159427028/08/2017 07:0628/08/2017 07:06
01/06/2017 16:53Aidant(e) expérimenté(e)Autre
56 9701 582073701/06/2017 16:531Aidant(e) expérimenté(e)
Modifié : 28/08/2017 12:07
Image : Tommy Plourde
Tommy Plourde

Bonjour à vous deux !

Je suis d'accord avec Jean-Paul pour le graphique d'énergie: les deux courbes devraient être superposées pour les raisons mentionnées dessous le graphique (même énergie d'activation, même |\triangle H|) .

À ma compréhension des explications ci-dessus et des quelques recherches que j'ai effectuées, énergie d'activation et énergie seuil seraient des synoynmes: les deux représentent l'énergie minimale que doit avoir une molécule pour entrer en réaction.

Pour le reste, s'il y a toujours des questions en suspens, n'hésite pas à nous réécrire !

Image : Tommy Plourde
  • Tommy Plourde
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Tommy Plourde

Bonjour à vous deux !

Je suis d'accord avec Jean-Paul pour le graphique d'énergie: les deux courbes devraient être superposées pour les raisons mentionnées dessous le graphique (même énergie d'activation, même |\triangle H|) .

À ma compréhension des explications ci-dessus et des quelques recherches que j'ai effectuées, énergie d'activation et énergie seuil seraient des synoynmes: les deux représentent l'énergie minimale que doit avoir une molécule pour entrer en réaction.

Pour le reste, s'il y a toujours des questions en suspens, n'hésite pas à nous réécrire !

꧁Mensana꧂159427028/08/2017 12:0628/08/2017 12:07
14/04/2014 18:36Enseignant Alloprof
29 130842039114/04/2014 18:361Enseignant Alloprof
1
Publié : 30/08/2017 19:46
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꧁Mensana꧂

Bonjour tout le monde, 

Supposons qu'on prend une courbe de distribution d'un grand ensemble de molécules ; on pourrait dire que 20% des molécules ont beaucoup plus d'énergie que la majorité alors que 10% en ont très peu. 
Les molécules au-delà de l'énergie seuil sont celles qui ont l'énergie minimale pour réagir, mais encore elles ne réagiront pas nécessairement (si la collision ne se fait pas dans la bonne orientation, par exemple). 
Ma question : comment sait-on si la portion de molécules ayant une énergie minimale pour réagir est suffisante pour provoquer une réaction ? 
Y-a-t-il un pourcentage minimum fixé, et si oui, est-ce que le pourcentage varie d'un type de réaction à un autre ? 
Car graphiquement on peut bien voir des proportions de molécules et leur énergie cinétique correspondante, mais ça ne nous dit pas si au final il y a bien eu réaction ou pas. Autrement dit, ça ne nous dit pas grand chose il me semble !

Quant à l'énergie d'activation par rapport à l'énergie seuil, je n'ai aucun enseignant donc je ne peux pas demander (je dispose du matériel de cours et je parcours la matière seule, après quoi j'irai faire une série de labos et mon examen) mais j'ai relevé dans mon livre toutes les occurences de ces deux expressions et j'en ai conclu que la différence n'en est probablement qu'une de typologie où l'énergie d'activation est ce qui forme, sur un diagramme d'entalpie (en l'occurence la circonstance dans laquelle employer ce terme), la barrière d'énergie que les réactifs doivent franchir pour que la réaction ait lieu, alors que le seuil d'énergie représente sémantiquement la même chose, mais est visuellement représenté (exclusivenement) sur l'histogramme (à la différence du présent site où les barrières sont désignées comme "énergie d'activation", indifféremment du type de représentation graphique). 

En somme, l'énergie d'activation est l'énergie nécessaire à fournir pour amorcer une réaction et l'énergie seuil est l'énergie cinétique minimale que doivent avoir les molécules pour possiblement réagir, i.e pour se briser et se transformer en produit au cours d'une collision. Forcément ces 2 concepts réfèrent à une même réalité même si curieusement mon livre les traitent comme 2 "paramètres" distincts (ex: " De façon générale, un catalyseur influence la vitesse d'une réaction en modifiant l'énergie d'activation. La réaction accélère lorsque le catalyseur abaisse la barrière d'énergie et, du même coup, l'énergie seuil des molécules." 

Merci de me préciser que le complexe ne peut pas être un plateau ou un intervalle, j'en prends bonne note.

Dernier détail @Tommy : vous dites, que "les courbes doivent se superposer en raison de la même énergie d'activation et même enthalpie des réactions", mais sur mon graphique j'ai représenté la dilatation tout en faisant attention de préserver les mêmes énergie d'activation et enthalpie, donc la dilatation horizontale n'est pas nécessairement exclue si là est la seule raison de superposer les courbes..
En modifiant le complexe pour qu'il n'y est pas de plateau, et dans l'éventualité où il faudrait dilater horizontalement la courbe d'une réaction plus lente par rapport à une autre, il est encore possible de représenter une courbe dilatée horizontalement tout en préservant une même enthalpie et énergie d'activation pour les 2 courbes :  Courbe dilatée (ou pas).jpg

Mensana

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Bonjour tout le monde, 

Supposons qu'on prend une courbe de distribution d'un grand ensemble de molécules ; on pourrait dire que 20% des molécules ont beaucoup plus d'énergie que la majorité alors que 10% en ont très peu. 
Les molécules au-delà de l'énergie seuil sont celles qui ont l'énergie minimale pour réagir, mais encore elles ne réagiront pas nécessairement (si la collision ne se fait pas dans la bonne orientation, par exemple). 
Ma question : comment sait-on si la portion de molécules ayant une énergie minimale pour réagir est suffisante pour provoquer une réaction ? 
Y-a-t-il un pourcentage minimum fixé, et si oui, est-ce que le pourcentage varie d'un type de réaction à un autre ? 
Car graphiquement on peut bien voir des proportions de molécules et leur énergie cinétique correspondante, mais ça ne nous dit pas si au final il y a bien eu réaction ou pas. Autrement dit, ça ne nous dit pas grand chose il me semble !

Quant à l'énergie d'activation par rapport à l'énergie seuil, je n'ai aucun enseignant donc je ne peux pas demander (je dispose du matériel de cours et je parcours la matière seule, après quoi j'irai faire une série de labos et mon examen) mais j'ai relevé dans mon livre toutes les occurences de ces deux expressions et j'en ai conclu que la différence n'en est probablement qu'une de typologie où l'énergie d'activation est ce qui forme, sur un diagramme d'entalpie (en l'occurence la circonstance dans laquelle employer ce terme), la barrière d'énergie que les réactifs doivent franchir pour que la réaction ait lieu, alors que le seuil d'énergie représente sémantiquement la même chose, mais est visuellement représenté (exclusivenement) sur l'histogramme (à la différence du présent site où les barrières sont désignées comme "énergie d'activation", indifféremment du type de représentation graphique). 

En somme, l'énergie d'activation est l'énergie nécessaire à fournir pour amorcer une réaction et l'énergie seuil est l'énergie cinétique minimale que doivent avoir les molécules pour possiblement réagir, i.e pour se briser et se transformer en produit au cours d'une collision. Forcément ces 2 concepts réfèrent à une même réalité même si curieusement mon livre les traitent comme 2 "paramètres" distincts (ex: " De façon générale, un catalyseur influence la vitesse d'une réaction en modifiant l'énergie d'activation. La réaction accélère lorsque le catalyseur abaisse la barrière d'énergie et, du même coup, l'énergie seuil des molécules." 

Merci de me préciser que le complexe ne peut pas être un plateau ou un intervalle, j'en prends bonne note.

Dernier détail @Tommy : vous dites, que "les courbes doivent se superposer en raison de la même énergie d'activation et même enthalpie des réactions", mais sur mon graphique j'ai représenté la dilatation tout en faisant attention de préserver les mêmes énergie d'activation et enthalpie, donc la dilatation horizontale n'est pas nécessairement exclue si là est la seule raison de superposer les courbes..
En modifiant le complexe pour qu'il n'y est pas de plateau, et dans l'éventualité où il faudrait dilater horizontalement la courbe d'une réaction plus lente par rapport à une autre, il est encore possible de représenter une courbe dilatée horizontalement tout en préservant une même enthalpie et énergie d'activation pour les 2 courbes :  Courbe dilatée (ou pas).jpg

Mensana

Annick Laplante159427030/08/2017 19:4630/08/2017 19:46
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 30/08/2017 20:10
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Annick Laplante159427030/08/2017 20:1030/08/2017 20:10
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 31/08/2017 00:17
Image : Jean-Paul
Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Je voudrais d'abord te dire que j'ai beaucoup de respect (non... en fait j'ai de l'admiration) pour les personnes qui, comme toi, fonnt un un cours de science de ce niveau sans professeur. Félicitations.

Et encore. Tu ne fais pas que te limiter à être capable de répondre aux questions. Tes interventions précédentes me laissent croire que tu souhaites avoir une compréhension profonde de ce qui se passe. On est loin de la loi du moindre effort. Chapeau.

Mais plus concrètement, pour répondre à tes questions...

La courbe de distribution des énergies esty très utile malgré tes objections simplement en raison du très grand nombre de particules qui interviennent dans une réaction chimique; cela nous permet de faire confiance aux statistiques.

S'il y a 2 fois plus de molécules qui ont assez d'énergie pour réagir, rien ne prouve, formellement, que la réaction sera 2 fois plus rapide (car ce n'est pas la seule condition: l'angle doit aussi être pris en compte). Tu as raison.

Mais en réalité, quand on sait combien de molécules il y a dans chaque gramme de matière, on comprend qu'on fait face à de très grands nombres. Et plus les nombres sont élevés, plus les statistiques deviennent fiables.

En réalité, il serait plus rigoureux de dire les choses ainsi: «lorsqu'il y a deux fois plus de molécules qui ont assez d'énergie, nous pouvons construire un intervalle de confiance à 99% que la vitesse de réaction sera multipliée par un facteur compris entre 1,9998 et 2,00002 dans une réaction particulière avec une moyenne de 2». Alors, bien sûr, tu comprends que lorsqu'on dit que le nombre de collisions efficaces est proportionnel au nombre de molécules ayant au moins l'énergie d'activation, on simplifie les choses. Oui. Certainement, oui.

Mais la rigueur est-elle vraiment utile à ton niveau? Est-il préférable d'attendre de connaître tous les concepts statistiques nécessaires à la compréhension profonde avant de voir ces concepts? Je ne le crois pas.

En réalité, c'est une approximation. Mais une approximation tellement bonne que l'écart entre la théorie et ce qui est observable ne peut pas être mesuré la plupart du temps.

Lorsque tu demandes: «Y-a-t-il un pourcentage minimum fixé, et si oui, est-ce que le pourcentage varie d'un type de réaction à un autre ? », je te répondrai qu'il y a un pourcentage moyen qu'on considère fixe pour une réaction donnée. Et on fait tous nos raisonnements en fonction de cette moyenne.

Et c'est logique. Imagine que 3% des molécules ayant suffisamment d'énergie se frappent avec le bon angle et font des collisions efficaces. 3% des molécules énergétiques réagissent. On chauffe le molécules. Y a-t-il une raison de croire que les orientations ont changé? Non. Ce sont les vitesses qui changent, pas les directions. Il y aura donc encore 3% de molécules énergétiques qui réagiront. Le nombre de molécules qui réagissent est exactement proportionnel au nombre de molécules énergétiques avec un rapport de proportionnalité de 3% (en moyenne).

Je préfère m'abstenir de commentaires sur l'énergie seuil, n'étant pas familier avec cette terminologie. Il est vraiment dommage que tu ne disposes d'aucun intervenant dans ta formation qui puisse clarifier la situation. Et quand je dis dommage, c'est vraiment un euphémisme. La citation que tu nous donne montre que ton manuel souhaite utiliser une terminologie distincte que je ne comprends pas. Si ce n'était que moi, je ne m'inquièterait peut-être pas beaucoup. Mais si Tommy dis la même chose... il y a de sérieuses questions à se poser.

Concernant l'énergie d'activation: je te confirme que ce n'est pas un plateau. Je vais exagérer un peu: mettre un plateau sur un diagramme d'enthalpie c'est un peu comme mettre un plateau dans un graphique d'un objet lancé vers le haut: à un moment donné, l'objet atteint sa hauteur maximale mais il ne reste pas là, il retombe immédiatement. Il n'y a pas de plateau, l'objet ne reste pas 5 secondes au sommet de sa trajectoire (sauf, bien sûr, dans les dessins animés!). C'est la même chose pour les diagrammes d'enthalpie.

Il n'y a pas de plateau, mais y a-t-il dialatation horizontale comme ton dernier graphique le propose? Ça pourrait se faire, mais je crois que personne ne le fait. Dans ce genre de graphique, on néglige complètement le temps. À gauche, il y a le «avant», au centre il y a le «pendant» et à droite il y a le «après». Y a-t-il 30 secondes ou 2 heures d'intervalle? On s'en fout. C'est pourquoi les graphiques sont superposés. Si on voulait mettre en évidence la différence on pourrait le faire avec un graphique exactement comme le tien mais... on ne le fait pas.

J'aimerais t'aider davantage mais c'est ce que je peux faire.

Et en passant, je te félicite aussi pour la qualité de ton français et la richesse de ton vocabulaire.


Image : Jean-Paul
  • Jean-Paul
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Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Je voudrais d'abord te dire que j'ai beaucoup de respect (non... en fait j'ai de l'admiration) pour les personnes qui, comme toi, fonnt un un cours de science de ce niveau sans professeur. Félicitations.

Et encore. Tu ne fais pas que te limiter à être capable de répondre aux questions. Tes interventions précédentes me laissent croire que tu souhaites avoir une compréhension profonde de ce qui se passe. On est loin de la loi du moindre effort. Chapeau.

Mais plus concrètement, pour répondre à tes questions...

La courbe de distribution des énergies esty très utile malgré tes objections simplement en raison du très grand nombre de particules qui interviennent dans une réaction chimique; cela nous permet de faire confiance aux statistiques.

S'il y a 2 fois plus de molécules qui ont assez d'énergie pour réagir, rien ne prouve, formellement, que la réaction sera 2 fois plus rapide (car ce n'est pas la seule condition: l'angle doit aussi être pris en compte). Tu as raison.

Mais en réalité, quand on sait combien de molécules il y a dans chaque gramme de matière, on comprend qu'on fait face à de très grands nombres. Et plus les nombres sont élevés, plus les statistiques deviennent fiables.

En réalité, il serait plus rigoureux de dire les choses ainsi: «lorsqu'il y a deux fois plus de molécules qui ont assez d'énergie, nous pouvons construire un intervalle de confiance à 99% que la vitesse de réaction sera multipliée par un facteur compris entre 1,9998 et 2,00002 dans une réaction particulière avec une moyenne de 2». Alors, bien sûr, tu comprends que lorsqu'on dit que le nombre de collisions efficaces est proportionnel au nombre de molécules ayant au moins l'énergie d'activation, on simplifie les choses. Oui. Certainement, oui.

Mais la rigueur est-elle vraiment utile à ton niveau? Est-il préférable d'attendre de connaître tous les concepts statistiques nécessaires à la compréhension profonde avant de voir ces concepts? Je ne le crois pas.

En réalité, c'est une approximation. Mais une approximation tellement bonne que l'écart entre la théorie et ce qui est observable ne peut pas être mesuré la plupart du temps.

Lorsque tu demandes: «Y-a-t-il un pourcentage minimum fixé, et si oui, est-ce que le pourcentage varie d'un type de réaction à un autre ? », je te répondrai qu'il y a un pourcentage moyen qu'on considère fixe pour une réaction donnée. Et on fait tous nos raisonnements en fonction de cette moyenne.

Et c'est logique. Imagine que 3% des molécules ayant suffisamment d'énergie se frappent avec le bon angle et font des collisions efficaces. 3% des molécules énergétiques réagissent. On chauffe le molécules. Y a-t-il une raison de croire que les orientations ont changé? Non. Ce sont les vitesses qui changent, pas les directions. Il y aura donc encore 3% de molécules énergétiques qui réagiront. Le nombre de molécules qui réagissent est exactement proportionnel au nombre de molécules énergétiques avec un rapport de proportionnalité de 3% (en moyenne).

Je préfère m'abstenir de commentaires sur l'énergie seuil, n'étant pas familier avec cette terminologie. Il est vraiment dommage que tu ne disposes d'aucun intervenant dans ta formation qui puisse clarifier la situation. Et quand je dis dommage, c'est vraiment un euphémisme. La citation que tu nous donne montre que ton manuel souhaite utiliser une terminologie distincte que je ne comprends pas. Si ce n'était que moi, je ne m'inquièterait peut-être pas beaucoup. Mais si Tommy dis la même chose... il y a de sérieuses questions à se poser.

Concernant l'énergie d'activation: je te confirme que ce n'est pas un plateau. Je vais exagérer un peu: mettre un plateau sur un diagramme d'enthalpie c'est un peu comme mettre un plateau dans un graphique d'un objet lancé vers le haut: à un moment donné, l'objet atteint sa hauteur maximale mais il ne reste pas là, il retombe immédiatement. Il n'y a pas de plateau, l'objet ne reste pas 5 secondes au sommet de sa trajectoire (sauf, bien sûr, dans les dessins animés!). C'est la même chose pour les diagrammes d'enthalpie.

Il n'y a pas de plateau, mais y a-t-il dialatation horizontale comme ton dernier graphique le propose? Ça pourrait se faire, mais je crois que personne ne le fait. Dans ce genre de graphique, on néglige complètement le temps. À gauche, il y a le «avant», au centre il y a le «pendant» et à droite il y a le «après». Y a-t-il 30 secondes ou 2 heures d'intervalle? On s'en fout. C'est pourquoi les graphiques sont superposés. Si on voulait mettre en évidence la différence on pourrait le faire avec un graphique exactement comme le tien mais... on ne le fait pas.

J'aimerais t'aider davantage mais c'est ce que je peux faire.

Et en passant, je te félicite aussi pour la qualité de ton français et la richesse de ton vocabulaire.


Annick Laplante159427031/08/2017 00:1731/08/2017 00:17
01/06/2017 16:53Aidant(e) expérimenté(e)Autre
56 9701 582073701/06/2017 16:531Aidant(e) expérimenté(e)
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Publié : 01/09/2017 10:19
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꧁Mensana꧂

Bonjour Jean-Paul !

Awww c'est trop gentil !!! Merci, merci beaucoup. ヽ(*´∀`)ノ゙ 
Comme je vous disais n'ayant pas d'enseignant je ne reçois jamais de rétroactions ; que quelqu'un relève la qualité de mon travail et le souligne, ça fait drôlement plaisir! 
En fait je serais malheureuse comme les pierres s'il fallait que je me contente du moindre effort. Je préfère largement me complaire dans la complexité ! ⌒(o^▽^o)ノ゚

Je vous remercie encore pour la réponse, tout est super clair. J'adore l'image de l'objet qu'on lance en l'air, pour bien se rappeler qu'il n'y a, de toute évidence, pas de plateau. C'est parfait.

Quand j'ai lu cette phrase : "On chauffe les molécules. Y a-t-il une raison de croire que les orientations ont changé ? Non. Ce sont les vitesses qui changent, pas les directions. ",
ça
 m'a tout de suite fait penser à un dialogue entendu dans une série entre deux physiciens. Je suis donc allée le rechercher dans les tréfonds du web pour vérifier ce que j'avais entendu puisque de mémoire, l'un deux avait dit exactement l'inverse, à savoir "ce sont les directions qui changent, pas la vitesse" ! Après peut-être qu'en fait, ce qu'il raconte n'a rien à voir avec le présent sujet !
J
e l'ai retrouvé, en voici la transcription:

Franck : En gros on va prendre 22 détonateurs EBW et on va les activer simultanément. Réorienter les ondes de chocs de ces charges de façon à obtenir une implosion qui puisse être parfaitement symétrique. Nos ondes de détonation sont convexes ; il faut qu’elles soient concaves pour que l’implosion fonctionne. 

- Cowboy pouilleux : L’idée c’est que vous voulez que toutes ces explosions minuscules se fassent à l’envers !? Bah … (il blablate) : c’est "impossible".  

- (...) 

 - Isaac: Et si on provoquait un changement de température ? Ça réorienterait le souffle, la réfraction des ondes..

- Franck : Ça changerait la direction, pas la vitesse !
- Isaac: Et sur un support anisotropique ? 
-Franck: Le but c’est d’inverser le souffle, pas de le courber. 

Moi je pensais que les "ondes de chocs" étaient issues des collisions et qu'on réorientait les angles de frappe, mais finalement j'imagine que c'était pas ça du tout! (*^v^*)

En tout cas si vous souhaitez voir la scène, c'est tiré de "Manhattan" Saison 1 Épisode 10 à 8:45 et 14:38 disponible en streaming ici : http://www.voirfilms.info/manhattan-saison-1-episode-10-21653.htm 
(Nul besoin de s'inscrire, cliquez simplement sur Vidup dans la liste des liens sous la vidéo et puis sur Regarder, fermez toutes autres fenêtres qui apparaissent et revenez sur la page initiale puis cliquez sur le triangle au centre de la fenêtre vidéo)

Et si vous êtes curieux d'en savoir plus sur la série, qui par ailleurs est excellente et que je vous recommande chaudement, c'est par ici : http://www.telerama.fr/television/manhattan-la-serie-qui-fait-l-effet-d-une-bombe,120940.php


Ensuite, autre sujet, un exercice demande pourquoi on ne doit pas allumer de cigarette dans une station-service. 

Le corrigé parle d'explosion alors que j'ai vu sur youtube une video qui dément la possibilité de faire exploser une voiture avec de l'essence, démonstration d'un pompier à l'appui... 
J'aurais aimé avoir votre avis sur la question. 
Question Essence et explosion.png 

Mensana 

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Bonjour Jean-Paul !

Awww c'est trop gentil !!! Merci, merci beaucoup. ヽ(*´∀`)ノ゙ 
Comme je vous disais n'ayant pas d'enseignant je ne reçois jamais de rétroactions ; que quelqu'un relève la qualité de mon travail et le souligne, ça fait drôlement plaisir! 
En fait je serais malheureuse comme les pierres s'il fallait que je me contente du moindre effort. Je préfère largement me complaire dans la complexité ! ⌒(o^▽^o)ノ゚

Je vous remercie encore pour la réponse, tout est super clair. J'adore l'image de l'objet qu'on lance en l'air, pour bien se rappeler qu'il n'y a, de toute évidence, pas de plateau. C'est parfait.

Quand j'ai lu cette phrase : "On chauffe les molécules. Y a-t-il une raison de croire que les orientations ont changé ? Non. Ce sont les vitesses qui changent, pas les directions. ",
ça
 m'a tout de suite fait penser à un dialogue entendu dans une série entre deux physiciens. Je suis donc allée le rechercher dans les tréfonds du web pour vérifier ce que j'avais entendu puisque de mémoire, l'un deux avait dit exactement l'inverse, à savoir "ce sont les directions qui changent, pas la vitesse" ! Après peut-être qu'en fait, ce qu'il raconte n'a rien à voir avec le présent sujet !
J
e l'ai retrouvé, en voici la transcription:

Franck : En gros on va prendre 22 détonateurs EBW et on va les activer simultanément. Réorienter les ondes de chocs de ces charges de façon à obtenir une implosion qui puisse être parfaitement symétrique. Nos ondes de détonation sont convexes ; il faut qu’elles soient concaves pour que l’implosion fonctionne. 

- Cowboy pouilleux : L’idée c’est que vous voulez que toutes ces explosions minuscules se fassent à l’envers !? Bah … (il blablate) : c’est "impossible".  

- (...) 

 - Isaac: Et si on provoquait un changement de température ? Ça réorienterait le souffle, la réfraction des ondes..

- Franck : Ça changerait la direction, pas la vitesse !
- Isaac: Et sur un support anisotropique ? 
-Franck: Le but c’est d’inverser le souffle, pas de le courber. 

Moi je pensais que les "ondes de chocs" étaient issues des collisions et qu'on réorientait les angles de frappe, mais finalement j'imagine que c'était pas ça du tout! (*^v^*)

En tout cas si vous souhaitez voir la scène, c'est tiré de "Manhattan" Saison 1 Épisode 10 à 8:45 et 14:38 disponible en streaming ici : http://www.voirfilms.info/manhattan-saison-1-episode-10-21653.htm 
(Nul besoin de s'inscrire, cliquez simplement sur Vidup dans la liste des liens sous la vidéo et puis sur Regarder, fermez toutes autres fenêtres qui apparaissent et revenez sur la page initiale puis cliquez sur le triangle au centre de la fenêtre vidéo)

Et si vous êtes curieux d'en savoir plus sur la série, qui par ailleurs est excellente et que je vous recommande chaudement, c'est par ici : http://www.telerama.fr/television/manhattan-la-serie-qui-fait-l-effet-d-une-bombe,120940.php


Ensuite, autre sujet, un exercice demande pourquoi on ne doit pas allumer de cigarette dans une station-service. 

Le corrigé parle d'explosion alors que j'ai vu sur youtube une video qui dément la possibilité de faire exploser une voiture avec de l'essence, démonstration d'un pompier à l'appui... 
J'aurais aimé avoir votre avis sur la question. 
Question Essence et explosion.png 

Mensana 

Annick Laplante159427001/09/2017 10:1901/09/2017 10:19
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
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Publié : 01/09/2017 11:13
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꧁Mensana꧂

dialogue entre un mathématicien* et un physicien

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꧁Mensana꧂

dialogue entre un mathématicien* et un physicien

Annick Laplante159427001/09/2017 11:1301/09/2017 11:13
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 01/09/2017 20:30
Image : Jean-Paul
Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Merci pour la suggestion de Manhattan. Le lien que tu suggères me demande d'installer une extension, ce que je refuse de faire pour des raisons de sécurité. Je ne visionnerai donc pas l'épisode que tu suggères, ce qui explique que je ne commenterai pas le dialogue.

Mais pour ce qui est de l'explosion du réservoir, ton lien est très intéressant. Je savais que si le réservoir est plein, l'explosion est impossible. Mais je croyais sincèrement qu'il y avait un risque avec un réservoir presque vide.

J'avoue que je reste avec un petit doute. Dans la vidéo, ils ne testent pas la situation du réservoir presque vide, ils se contentent d'affirmer que ça n'explose pas. Et ils ont beau dire qu'il n'y a que des vapeurs d'essence comme gaz, j'en doute.

Mais une chose est sûre: j'étais convaincu du danger mais maintenant j'en doute.

Je crois encore qu'il y a un risque d'explosion, mais que ce risque est faible. Par exemple, si le réservoir est perforé dans sa partie supérieure ce qui permet à l'air d'entrer suffisamment, j'ai l'impression qu'il y a un risque.

Mais ce n'est que mon avis. Et si tu as le choix entre moi et un pompier concernant une question d'incendie, tu sais à qui te fier...

Image : Jean-Paul
  • Jean-Paul
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Jean-Paul

Bonjour Mensana,

Merci pour la suggestion de Manhattan. Le lien que tu suggères me demande d'installer une extension, ce que je refuse de faire pour des raisons de sécurité. Je ne visionnerai donc pas l'épisode que tu suggères, ce qui explique que je ne commenterai pas le dialogue.

Mais pour ce qui est de l'explosion du réservoir, ton lien est très intéressant. Je savais que si le réservoir est plein, l'explosion est impossible. Mais je croyais sincèrement qu'il y avait un risque avec un réservoir presque vide.

J'avoue que je reste avec un petit doute. Dans la vidéo, ils ne testent pas la situation du réservoir presque vide, ils se contentent d'affirmer que ça n'explose pas. Et ils ont beau dire qu'il n'y a que des vapeurs d'essence comme gaz, j'en doute.

Mais une chose est sûre: j'étais convaincu du danger mais maintenant j'en doute.

Je crois encore qu'il y a un risque d'explosion, mais que ce risque est faible. Par exemple, si le réservoir est perforé dans sa partie supérieure ce qui permet à l'air d'entrer suffisamment, j'ai l'impression qu'il y a un risque.

Mais ce n'est que mon avis. Et si tu as le choix entre moi et un pompier concernant une question d'incendie, tu sais à qui te fier...

Annick Laplante159427001/09/2017 20:3001/09/2017 20:30
01/06/2017 16:53Aidant(e) expérimenté(e)Autre
56 9701 582073701/06/2017 16:531Aidant(e) expérimenté(e)
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Publié : 01/09/2017 20:31
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Bon je viens de lire ces fiches http://www.alloprof.qc.ca/bv/pages/s1133.aspx sur les ((((ondes)))).

Je ne sais bien pas pourquoi le dialogue mentionné ci-haut s'est gravé ainsi dans ma tête, je ne faisais même pas de chimie quand j'ai écouté cette série.

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꧁Mensana꧂

Bon je viens de lire ces fiches http://www.alloprof.qc.ca/bv/pages/s1133.aspx sur les ((((ondes)))).

Je ne sais bien pas pourquoi le dialogue mentionné ci-haut s'est gravé ainsi dans ma tête, je ne faisais même pas de chimie quand j'ai écouté cette série.

Annick Laplante159427001/09/2017 20:3101/09/2017 20:31
04/07/2017 21:32Autre
4 29654103304/07/2017 21:321
Publié : 01/09/2017 20:33
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Nah il n'y a aucune extension a installée, il faut simplement fermer les fenêtres qui apparaissent (et celles-ci peuvent être nombreuses). 

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Nah il n'y a aucune extension a installée, il faut simplement fermer les fenêtres qui apparaissent (et celles-ci peuvent être nombreuses). 

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Publié : 01/09/2017 20:33
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Annick Laplante159427001/09/2017 20:3301/09/2017 20:33
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Publié : 01/09/2017 20:51
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J'avoue que les deux joyeux lurons se contentent d'affirmer qu'un réservoir quasiment vide n'exploserait pas ; à l'instar de la démonstration avec le verre contenant seulement un fond d'essence qu'ils allument un peu avant ce passage, j'imagine. 
Quant au danger potentiel, svp n'en doutez pas trop ! Je vous préfère en un morceau. ^^D

Mensana

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J'avoue que les deux joyeux lurons se contentent d'affirmer qu'un réservoir quasiment vide n'exploserait pas ; à l'instar de la démonstration avec le verre contenant seulement un fond d'essence qu'ils allument un peu avant ce passage, j'imagine. 
Quant au danger potentiel, svp n'en doutez pas trop ! Je vous préfère en un morceau. ^^D

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Annick Laplante159427001/09/2017 20:5101/09/2017 20:51
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