Tu t'es déjà demandé à quelle vitesse les molécules de gaz se déplacent ? Cela dépend de nombreux facteurs, tels que leur masse et la température. Mais à titre d'exemple, les scientifiques estiment que les molécules d'oxygène dans l'air se déplacent à température ambiante à plus de \( 400 \space m s^{-1} \) .
Maintenant, réfléchis au nombre de molécules de gaz présentes dans l'air ambiant. À température et pression ambiantes, une mole de gaz occupe environ \( 24 \space dm^3 \) . Cela représente \( 6,022 \times 10^{23} \) molécules dans une surface de seulement \( 60 \times 20 \times 20 \space cm \) !
Si nous mettons les deux ensemble, nous obtenons un très grand nombre de molécules se déplaçant extrêmement rapidement dans une zone relativement petite. On peut en déduire qu'il y a beaucoup de collisions entre les molécules à chaque seconde.
Mais attends, l'air ambiant est plein de molécules d'azote et d'oxygène. Elles peuvent réagir pour former des oxydes nitreux dangereux ! Que se passe-t-il si les molécules entrent en collision ? Réagissent-elles ? Si c'est le cas, pourquoi l'air ambiant n'est-il pas rempli d'oxydes nitreux nocifs ?
Avant d'aller plus loin dans cette réflexion, nous devons examiner la théorie des collisions.
- Cet article porte sur la théorie des collisions en Chimie physique.
- Nous commencerons par explorer les principes de base de la théorie des collisions.
- Nous examinerons ensuite les diagrammes enthalpiques, également connus sous le nom de profils énergétiques.
Définition de la théorie des collisions
La théorie des collisions est une explication des taux de nombreuses réactions. Elle propose deux idées clés : les molécules doivent entrer en collision avec une orientation correcte et une énergie suffisante pour qu'une réaction se produise.
La théorie de la collision est la raison pour laquelle nous pouvons vivre dans une atmosphère remplie de molécules d'azote et d'oxygène, sans nous soucier du danger que représentent les oxydes d'azote. Elle nous aide à analyser la vitesse des réactions et à déterminer la meilleure façon d'optimiser un processus chimique.
Théorie des collisions : cinétique chimique
La théorie des collisions repose sur deux principes fondamentaux :
Tout d'abord, examinons l'orientation.
Orientation
Pour qu'une collision se produise, les molécules doivent d'abord se rencontrer avec une orientation correcte. Prenons par exemple la réaction entre le bromure d'hydrogène et l'éthène. Cela forme du bromoéthane. La réaction implique que l'atome d'hydrogène se joigne à la double liaison \( C=C \) . Pour ce faire, l'extrémité hydrogène de la molécule de bromure d'hydrogène doit s'approcher et entrer en collision avec la double liaison de l'éthène.
Si l'atome de brome entre en collision avec la double liaison, ou si l'atome d'hydrogène touche l'un des atomes de carbone ou les liaisons simples \( C-H \) au lieu de la double liaison \( C=C \) , rien ne se passera - une réaction ne se produira pas.
Fig.1- Les molécules doivent entrer en collision avec la bonne orientation pour réagir.
Énergie
Cependant, l'orientation correcte n'est pas la fin de l'histoire. Pour réagir, les molécules qui entrent en collision ont également besoin d'une énergie suffisante. En effet, les réactions impliquent d'abord la rupture de liaisons, un processus endothermique qui nécessite de l'énergie. La quantité d'énergie nécessaire varie en fonction des espèces impliquées et de la réaction elle-même ; elle est connue sous le nom d'énergie d'activation.
L'énergie d'activation est la quantité minimale d'énergie nécessaire au démarrage d'une réaction chimique. Elle prend le symbole Ea et est généralement mesurée en \( KJ mol^{-1} \) .
La théorie des collisions nous dit que même si les molécules entrent en collision avec une orientation parfaite, elles ne réagiront que si elles atteignent ou dépassent l'énergie d'activation. Si elles n'ont pas assez d'énergie, elles rebondiront simplement l'une sur l'autre.
On peut voir l'énergie d'activation d'une réaction à l'aide de diagrammes enthalpiques. Ces diagrammes sont également connus sous le nom de profils énergétiques. Voici un exemple de profil énergétique pour une réaction exothermique :
Fig.2- Un exemple de profil énergétique pour une réaction exothermique.
Note ce qui suit :
- L'axe des x montre la progression de la réaction, tandis que l'axe des y montre l'énergie des espèces impliquées.
- Pour réagir, les réactifs doivent gagner de l'énergie, comme le montre le pic du graphique. Ils ont besoin d'assez d'énergie pour rompre les liaisons des réactifs et atteindre l'état de transition. Cette énergie est l'énergie d'activation, et nous appelons souvent le pic du graphique la barrière d'énergie d'activation.
- Les molécules perdent ensuite de l'énergie lorsqu'elles forment de nouvelles liaisons et deviennent des produits.
Comme il s'agit d'une réaction exothermique, les produits ont moins d'énergie que les réactifs. Globalement, la réaction libère de l'énergie. En revanche, dans les réactions endothermiques, les produits ont plus d'énergie que les réactifs et, globalement, la réaction absorbe de l'énergie. Cependant, nous rencontrons toujours la barrière énergétique dans les réactions endothermiques, comme indiqué ci-dessous :
Fig.3- Un exemple de profil énergétique pour une réaction endothermique.
Note ses similitudes avec une réaction exothermique :
- L'axe des x indique toujours la progression de la réaction, et l'axe des y indique l'énergie des espèces impliquées.
- Pour réagir, les réactifs doivent gagner de l'énergie afin de surmonter la barrière d'énergie d'activation.
- Les molécules perdent ensuite de l'énergie lorsqu'elles forment de nouvelles liaisons.
Dans le cas d'une réaction endothermique, la seule différence est que les produits ont un niveau d'énergie plus élevé que les réactifs. Globalement, la réaction absorbe de l'énergie. Cependant, nous avons toujours besoin de l'énergie d'activation pour que la réaction démarre.
Tu peux explorer plus en profondeur les profils énergétiques, y compris les états de transition, dans la section Cinétique chimique.
Théorie cinétique des collisions
Nous pouvons considérer l'ensemble du processus de collision et de réaction comme un grand organigramme. Prenons deux molécules. Tout d'abord, entrent-elles en collision ? Deuxièmement, sont-elles orientées correctement ? Troisièmement, ont-elles assez d'énergie ? Si la réponse est "non" à n'importe quelle étape, la réaction ne se produira pas.
Fig.4- Un organigramme pour la théorie des collisions.
Théorie des collisions : réaction chimique
Revenons au problème posé au début de l'article. Bien qu'il puisse y avoir de nombreuses collisions entre les molécules d'oxygène et d'azote dans l'air chaque seconde, il n'y a pratiquement aucune réaction entre elles. La théorie des collisions nous en donne la raison. Dans ce cas, presque aucune des molécules n'a suffisamment d'énergie pour réagir. Une réaction entre l'azote et l'oxygène nécessiterait tout d'abord de rompre les fortes liaisons \( N \equiv N \) et \( O=O \) au sein des molécules. Cela nécessite beaucoup d'énergie. Dans la plupart des cas, les molécules d'azote et d'oxygène n'ont pas assez d'énergie pour franchir la barrière d'énergie d'activation, et il n'y a donc pas de réaction.
Théorie des collisions : vitesse de réaction
Nous savons maintenant que pour réagir, les molécules doivent entrer en collision avec une orientation correcte et une énergie suffisante. Nous appelons toutes les collisions qui entraînent une réaction des collisions réussies ou des collisions efficaces. Plus le nombre de collisions réussies par seconde est élevé, plus le taux de réaction est rapide.
Il est important de se rappeler que seule une petite proportion des collisions entraîne une réaction. La plupart des collisions échouent - elles sont mal orientées ou n'ont pas assez d'énergie.
Comment pouvons-nous utiliser la théorie des collisions pour augmenter la vitesse d'une réaction ? Nous ne pouvons pas changer l'orientation des molécules lorsqu'elles entrent en collision. En revanche, nous pouvons influer sur la fréquence des collisions et sur leurs besoins énergétiques globaux. Nous pouvons le faire de la manière suivante.
- L'augmentation de la température d'un système accroît l'énergie cinétique de toutes les molécules qui le composent. Les molécules se déplacent plus rapidement, ce qui entraîne un plus grand nombre de collisions, et leur énergie est en moyenne plus élevée. Cela signifie que les molécules ont plus de chances de satisfaire aux exigences de l'énergie d'activation lorsqu'elles entrent en collision.
- L'augmentation de la concentration des réactifs dans un système, et l'augmentation de la pression d'un système gazeux, augmentent toutes deux le nombre de collisions par seconde.
- L'augmentation de la surface des réactifs solides accroît le nombre de particules exposées capables de réagir avec le liquide ou le gaz environnant. Cela augmente également le nombre de collisions.
- L'ajout d'un catalyseur réduit l'énergie d'activation de la réaction. Cela signifie qu'un nombre accru de molécules atteignent ou dépassent l'énergie d'activation requise lorsqu'elles entrent en collision.
Si tu veux en savoir plus sur la façon dont ces facteurs modifient les taux de réaction, consulte la rubrique Facteur cinétique.
La théorie des collisions et les enzymes
La théorie de la collision peut aider à expliquer le fonctionnement des enzymes. Les enzymes sont des catalyseurs biologiques, ce qui signifie qu'elles augmentent la vitesse de réaction. Il existe quelques hypothèses différentes pour expliquer comment. L'une d'entre elles est qu'elles pourraient simplement réduire l'énergie d'activation de la réaction.
Une autre idée s'intéresse à la forme des enzymes. Les enzymes ont des formes spécifiques. Les scientifiques supposent qu'elles maintiennent les réactifs dans la bonne position, de sorte que lorsque deux réactifs entrent en collision, il y a plus de chances que la paire soit orientée correctement. Cela augmente les chances de réaction.
Théorie des collisions : formule
Nous savons que la modification de la concentration de certaines des espèces impliquées dans une réaction peut changer la vitesse de la réaction. Mais qu'en est-il des autres facteurs qui affectent la vitesse de réaction, comme la température ? Tous ces facteurs sont astucieusement combinés dans la constante de vitesse, k. Cependant, k n'est constant que si la température et le catalyseur restent identiques. C'est ce que montre l'équation d'Arrhenius, qui lie k à plusieurs autres facteurs.
L'équation d'Arrhenius est une équation qui établit une relation entre la constante de vitesse, la température absolue, l'énergie d'activation et le facteur pré-exponentiel.
Voici à quoi ressemble l'équation d'Arrhenius :
$$ K = A e^{ \frac {-Ea}{RT}}$$
Dans cette équation :
\( K \) est la constante de vitesse.
\( A \) est le facteur pré-exponentiel.
\( e \) est le nombre d'Euler.
\( E_a \) est l'énergie d'activation de la réaction que tu étudies.
\( R \) est la constante des gaz, que tu rencontreras également dans la loi des gaz idéaux.
\( T \) est la température.
Théorie des collisions -Points clés
- La théorie de la collision est une explication de la vitesse de nombreuses réactions.
- La théorie de la collision repose sur deux idées clés : les molécules doivent entrer en collision avec une orientation correcte et une énergie suffisante pour qu'une réaction se produise.
- La quantité minimale d'énergie nécessaire pour qu'une réaction se produise est connue sous le nom d'énergie d'activation.
- On peut montrer l'énergie d'activation à l'aide de profils énergétiques.
- La plupart des collisions échouent parce qu'elles ont une orientation incorrecte ou qu'elles manquent d'énergie pour réagir.
- La théorie des collisions nous indique comment nous pouvons augmenter la vitesse d'une réaction.
- Les facteurs qui affectent la vitesse d'une réaction sont la température, la pression, la concentration, la surface des particules et la présence d'un catalyseur.
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