I. Cinétique chimique
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I. Théorie de la collision des molécules ou des ions
Quand la réaction se produise, il doit y avoir la rupture de liaisons existantes et la formation de nouvelles liaisons. L’énergie utilisée pour briser des liaisons est obtenue par l’énergie cinétique des molécules ou des ions. La variation de l’énergie cinétique en énergie pour briser des liaisons, les molécules ou les ions doivent entrer en collision. Si les molécules ou les ions sont toujours en collision, la réaction se déroule, donc la vitesse de réaction dépend de la fréquence de collision et la collision en bonne orientation des molécules ou des ions.
Vitesse de réaction =
t
collision de
nombre
Si la fréquence de la collision des molécules ou des ions change, cela entraîne la vitesse de réaction. Des variables liés à la collision sont le nombre des molécules ou le nombre des ions par unité de volume selon la figue 3.1.
Figure 3.1. Nombre des molécules ou nombre des ions par unité de volume.
La figure (b) est plus concentrée ou possède plus de molécules que la figure (a). Les molécules de la figure (b) ont beaucoup de possibilité de la collision que la figure (a) et la collision fréquemment est la cause du déroulement de réaction chimique, donc la figue (b) a la possibilité de produire la réaction chimique que la figue (a).
En conclusion, la théorie de la collision avance que pour qu’une réaction se produise, les particules de réactif doivent entrer en collision. S’il n’y a pas de collision entre les particules, il n’y aura pas de réaction. Mais il n’y aura pas nécessairement de réaction chimique chaque fois qu’il y a collision. Les particules de réactifs doivent entrer en collision, mais avec une énergie cinétique suffisante (appelée l’énergie d’activation) et avec la géométrie ou orientation favorable.
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II. Énergie d’activation
Les molécules doivent posséder, au moment de la collision, une énergie suffisante pour provoquer un réarrangement des liaisons chimiques.
L’énergie d’activation est l’énergie minimale requise pour qu’une réaction ait lieu à la suite d’une collision. Cette énergie est symbolisée par Ea.
Si l’énergie lors de la collision est inférieure à l’énergie d’activation, les molécules ne font que rebondir.
- Une énergie d’activation élevée correspond à une réaction lente.
- Une énergie d’activation faible correspond à une réaction rapide.
III. Aspects énergétiques
L’énergie thermique est généralement l’énergie associée aux réactions chimiques parce qu’il y a la rupture de liaisons existantes et la formation de nouvelles liaisons entre les atomes des réactifs et des produits. On peut distinguer les réactions chimiques sous forme d’énergie en 2 types :
- réaction endothermique ou réaction qui absorbe de l’énergie.
- réaction exothermique ou réaction qui dégage de l’énergie.
a) Réaction endothermique
Une réaction endothermique est une réaction qui absorbe de l’énergie provenant de l’environnement ce qui, par conséquent, abaisse le degré énergétique du milieu. Dans une réaction endothermique, l’énergie des produits est supérieure à celle des réactifs. On peut illustrer le diagramme énergétique pour une réaction endothermique ainsi :
D’après le diagramme : l’énergie des réactifs est E1, quand les molécules des réactifs entrent en collision et l’énergie augmente en E2 ensuite se transforment en produits possédant l’énergie E3. La soustraction entre
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l’énergie E2 et E1 est l’énergie d’activation (Ea) de la réaction. Puisque les produits formés possédant l’énergie E3 qui est supérieure que celle de E1, le système absorbe donc de l’énergie égale à E3 – E1 = +H (H 0). L’énergie des produits est supérieure à celle des réactifs, c’est une réaction endothermique.
b) Réaction exothermique
Une réaction exothermique est une réaction qui dégage de l’énergie ce qui, par conséquent, augmente le degré énergétique du milieu environnant.
Lorsqu’une réaction chimique dégage de la chaleur dans un milieu, la température de ce milieu augmente. Dans une réaction exothermique, l’énergie des réactifs est supérieure à celle des produits. On peut illustrer le diagramme énergétique pour une réaction exothermique ainsi :
D’après le diagramme : l’énergie des réactifs est E1, quand les molécules des réactifs entrent en collision et l’énergie augmente en E2 ensuite pourraient se transformer en produits. La soustraction entre l’énergie E2 et E1 est l’énergie d’activation (Ea) de la réaction mais dans ce cas l’énergie des produits formés E3 est inférieure que celle des réactifs E1 ; la réaction dégage de l’énergie égale à E3 – E1 = H (H 0). L’énergie des produits est inférieure à celle des réactifs, c’est une réaction exothermique.
Remarque : Les réactions qui absorbent de l’énergie ou les réactions qui dégagent de l’énergie ne sont pas liées à l’énergie d’activation.
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1. Observer les diagrammes ci-dessous :
D’après le diagramme ci-dessus, quelle est la conclusion correcte concernant la réaction A et la réaction B ?
a) La réaction A se produit plus difficile que la réaction B parce que la réaction A possède une énergie d’activation plus élevée.
b) La réaction B se produit plus difficile que la réaction A parce que la réaction B est une réaction endothermique.
c) À la même température, la réaction B se produit plus rapide que la réaction A.
d) En augmentant la température, l’énergie d’activation de ces deux réactions est très élevée.
1. (a) et (c). 2. (a) et (d). 3. (b) et (c). 4. (b) et (d).
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