Chimie c1030

La théorie des collisions

La théorie des collisions stipule que, pour qu'une réaction chimique se produise, il faut que les particules de réactifs se heurtent les unes aux autres de façon efficace.

Pour qu'une réaction chimique se produise, les particules de réactifs (atomes, molécules ou ions) doivent entrer en collision. Toutefois, ce ne sont pas toutes les collisions qui mènent automatiquement à une réaction chimique. En effet, les collisions doivent respecter certaines conditions sinon il n'y a pas de réaction possible.

Ainsi, selon la théorie des collisions, il existe trois conditions essentielles au déroulement d'une réaction chimique:
1. Les particules de réactifs doivent entrer en collision les unes avec les autres pour pouvoir amorcer la réaction.
2. Les particules de réactifs doivent posséder un minimum d'énergie cinétique (Emin) qui leur sera nécessaire pour briser des liaisons et amorcer la réaction. Cette énergie correspond à l'énergie d'activation de la réaction (Ea).
3. Les particules de réactifs doivent se rencontrer selon une orientation appropriée.

Illustrations des trois conditions essentielles: collision (à gauche), angle approprié (au centre) et énergie minimum (à droite)

La théorie des collisions permet d'expliquer pourquoi certaines réactions sont lentes alors que d'autres sont rapides. En effet, la vitesse de réaction dépend du nombre de collisions entre les particules et de leur efficacité en fonction du temps. Ainsi, l'angle avec lequel les particules de réactifs se rencontrent ne permet pas nécessairement de provoquer leur réarrangement en produits. C'est le premier facteur qui détermine si la collision serait efficace ou non. En plus de se heurter selon une géométrie appropriée, les particules doivent entrer en collision avec une certaine quantité d'énergie cinétique minimale nécessaire à briser les liaisons dans les réactifs. Cette énergie correspond à l'énergie d'activation nécessaire à l'amorce d'une réaction chimique. De toutes les particules de réactifs en jeu, seule une petite fraction possède cette quantité d'énergie.

Si chaque collision produisait une réaction, la vitesse de toutes les réactions entre les particules risquerait d'être explosive puisqu'elle générerait trop d'énergie. Heureusement, toutes les collisions ne mènent pas automatiquement à une réaction chimique. La vitesse d'une réaction dépendra de la proportion de collision efficace par rapport à la quantité de collision totale.

Collision élastique et collision efficace

Une collision élastique est une collision entre des particules de réactifs qui n'entraîne pas la formation de produits.

Dans une collision élastique, les particules de réactifs se heurtent sans provoquer la formation de produits; les réactifs restent intacts. Une telle collision survient lorsque les particules de réactifs ne possèdent pas suffisamment d'énergie cinétique ou si elles se frappent selon un angle inapproprié.

Une collision efficace est une collision entre des particules de réactifs qui entraîne la formation de produits.

Dans une collision efficace, les particules de réactifs se heurtent et provoque une réaction qui les transforme en produits. Une telle collision survient lorsque les particules de réactifs possèdent le minimum d'énergie requis pour entraîner la formation de produits et qu'elles se frappent selon un angle approprié.

Le nombre de collisions efficaces détermine la vitesse d'une réaction. Ainsi, plus il y a de collisions efficaces, plus la vitesse de réaction est grande, donc plus la réaction est rapide. À l'inverse, moins il y a de collisions efficaces, plus la vitesse de réaction est petite et la réaction est alors lente.

On peut faire varier le nombre de collisions efficaces en modifiant trois paramètres de la réaction: le nombre total de collisions, l'énergie cinétique moyenne des particules de réactifs et l'énergie minimum nécessaire à la réaction.

Résultat sur la vitesse de la réaction
​ Paramètres variables lors d'une réaction
Nombre total de collisions Énergie cinétique moyenne Énergie minimum nécessaire
Augmentation
Augmentation
AugmentationDiminution
Diminution
Diminution
DiminutionAugmentation

 

Mécanisme réactionnel

Un mécanisme réactionnel est une réaction qui se déroule en plusieurs étapes.

Dans les réactions chimiques complexes qui impliquent plusieurs particules de réactifs à la fois, il est peu probable que toutes les collisions efficaces se produisent en même temps. En effet, les réactions chimiques complexes se produisent en plusieurs étapes, ce qui constitue le mécanisme réactionnel. Individuellement, chaque étape implique la collision de certains réactifs. Lorsqu'ils sont transformés en produits, ils deviennent les réactifs de l'étape suivante, et ainsi de suite jusqu'à la formation des produits finaux. Chaque étape possède une énergie d'activation qui lui est propre et la réaction globale ne peut pas être plus rapide que son étape la plus lente.

La vitesse de réaction d'un mécanisme réactionnel est déterminée par l'étape la plus lente, soit celle qui possède la plus grande énergie d'activation.

Dans un mécanisme réactionnel qui se déroule en deux étapes, l'étape qui détermine la vitesse de la réaction est celle qui possède l'énergie d'activation la plus élevée. Dans le graphique ci-dessous, la deuxième étape est celle qui détermine la vitesse de la réaction car il s'agit de l'étape la plus lente.

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