Cinétique chimique

La vitesse de réaction 反应速率 indique la rapidité avec laquelle les réactifs se transforment en produits. On la mesure par le changement de concentration (ou de quantité) par unité de temps.

Pour réagir, les particules doivent entrer en collision 碰撞. La fréquence de collision 碰撞频率 désigne la fréquence avec laquelle les particules se heurtent. Cependant, toute collision ne mène pas nécessairement à une réaction :

• une collision efficace 有效碰撞 possède assez d'énergie et la bonne orientation, ce qui permet une réaction.
• une collision inefficace 无效碰撞 manque d'énergie ou les particules entrent en collision sous un mauvais angle, sans résultat.

Ainsi, la vitesse dépend de la fréquence des collisions efficaces — le nombre de collisions utiles par seconde.

Concentration et pression

Si vous augmentez la concentration d'une solution (ou la pression d'un gaz), les particules sont plus rapprochées. Elles entrent en collision plus souvent, ce qui augmente le nombre de collisions efficaces par seconde, et la vitesse s'accroît.

Vous pouvez calculer une vitesse à partir de données expérimentales — par exemple, le volume de gaz produit divisé par le temps écoulé.

Exemple résolu. Une réaction dégage du dioxyde de carbone. Dans les premiers $30\ \text{s}$, $48\ \text{cm}^3$ de gaz sont collectés. Trouvez la vitesse moyenne de réaction sur cette période.

La vitesse est maximale au début (la pente du graphique y est la plus raide) car les réactifs y sont les plus concentrés, puis elle diminue au fur et à mesure qu'ils sont consommés.

L'énergie d'activation 活化能 ($E_A$) est l'énergie minimale qu'une collision doit avoir pour être efficace.

La distribution de Boltzmann 玻尔兹曼分布 est un graphique montrant comment les énergies des molécules sont réparties à une température donnée. La courbe commence à l'origine, monte jusqu'à un pic, puis diminue dans une longue queue. La surface totale sous la courbe est le nombre total de molécules. Seules les molécules situées à droite de $E_A$ ont assez d'énergie pour réagir.

Lorsque vous augmentez la température :

• la courbe s'aplatit et s'étend vers la droite, donc une fraction beaucoup plus grande de molécules a maintenant une énergie supérieure à $E_A$.
• les molécules se déplacent aussi plus vite et entrent en collision plus fréquemment.

Le premier effet est le plus important. C'est pourquoi une légère hausse de température provoque une forte augmentation de la vitesse.

Un catalyseur 催化剂 accélère une réaction sans être consommé. La catalyse 催化作用 désigne cet effet.

Un catalyseur fonctionne en offrant à la réaction un mécanisme réactionnel 反应机理 différent — un nouvel itinéraire avec une énergie d'activation plus basse. Sur la distribution de Boltzmann, abaisser $E_A$ déplace la ligne vers la gauche, donc plus de molécules ont maintenant assez d'énergie. Cela signifie plus de collisions efficaces par seconde, et une vitesse plus rapide.

Sur un diagramme de voie réactionnelle 反应路径图, l'itinéraire catalysé présente une « colline » énergétique plus basse. La variation d'enthalpie de la réaction, $\Delta H$, n'est pas modifiée par le catalyseur.

Il existe deux types :

• non catalyseur homogène 均相催化剂 se trouve dans le même état physique que les réactifs — par exemple, un catalyseur acide dissous dans une solution liquide.
• non catalyseur hétérogène 多相 catalyst se trouve dans un état différent de celui des réactifs — par exemple, le fer solide accélérant la réaction gazeuse dans le procédé de Haber.

• Expliquer les changements de vitesse via la théorie des collisions — plus de collisions efficaces fréquentes et/ou plus énergétiques.
• Sur une distribution de Boltzmann, marquez $E_A$, ombrez à sa droite, et montrez la courbe s'aplatir et se déplacer vers la droite à température plus élevée ; elle commence à l'origine et ne touche jamais l'axe.
• Un catalyseur offre un itinéraire alternatif avec une $E_A$ plus basse et ne change pas $\Delta H$.
• Dites pourquoi une petite augmentation de température provoque une grande augmentation de la vitesse : une bien plus grande proportion de molécules dépasse maintenant $E_A$ (l'effet principal).