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2.8 : Effet du changement de température sur la vitesse de réaction

A reaction's rate law defines the relationship between a reactant concentration and the reaction rate in terms of a rate constant, ‘k’.

The rate constant describes the relationship between temperature and kinetic parameters relating to the collision, orientation, and activation energy of reacting molecules via the Arrhenius equation. ‘A’ is a constant called the Arrhenius factor or frequency factor. ‘e’ is an exponential factor integrating activation energy measured in joules-per-mole, the gas constant, and the temperature in kelvin.

The parameters’ temperature dependence can be explained with the collision model, which states that reacting molecules should collide with sufficient energy in the correct orientation to initiate a chemical reaction.

The frequency factor constitutes two components—the collision frequency and the orientation factor. The collision frequency is the number of molecular collisions per unit time, whereas the orientation factor describes the probability of collisions with a favorable orientation.

Still, only a small fraction of collisions leads to a reaction. This is because the reacting molecules have to overcome an energy barrier, called the activation energy, to transform into products.

Only those molecules colliding with sufficient kinetic energy will have enough potential energy to bend, stretch, or break bonds to transform into a high-energy intermediate called the transition state, or the activated complex. The short-lived, unstable activated complex loses energy to form stable products, whose total energy is lower than that of the reactants.

The exponential factor in the Arrhenius equation represents the fraction of successful collisions resulting in products. An increase in temperature influences both the frequency factor and the exponential factor.

At elevated temperatures, molecules move faster, more forcefully, and with higher thermal energies, leading to more favorable collisions.

For most reactions, a temperature increase results in higher frequency and exponential factors, leading to a rise in the rate constant, consequently translating to an accelerated reaction rate.

Dans cette équation, R est la constante des gaz parfaits, qui a une valeur de 8,314 J/mol·K, T est la température en kelvin, E_a est l'énergie d'activation en joules par mole, e est la constante 2,7183 et A est une constante. appelé facteur de fréquence, qui est lié à la fréquence des collisions et à l’orientation des molécules en réaction.

Le facteur de fréquence, A, reflète dans quelle mesure les conditions de réaction favorisent des collisions correctement orientées entre les molécules réactives. Une probabilité accrue de collisions efficacement orientées se traduit par des valeurs plus élevées pour A et des taux de réaction plus rapides.

Le terme exponentiel, e^−Eₐ/RT, décrit l'effet de l'énergie d'activation sur la vitesse de réaction. Selon la théorie moléculaire cinétique, la température de la matière est une mesure de l'énergie cinétique moyenne de ses atomes ou molécules constitutifs : une énergie d'activation plus faible se traduit par une fraction plus importante de molécules suffisamment énergétiques et une réaction plus rapide.

Le terme exponentiel décrit également l'effet de la température sur la vitesse de réaction. Une température plus élevée représente une fraction proportionnellement plus grande de molécules possédant suffisamment d’énergie (RT) pour surmonter la barrière d’activation (E_a). Cela donne une valeur plus élevée pour la constante de vitesse et une vitesse de réaction proportionnellement plus rapide.

L'énergie minimale nécessaire pour former un produit lors d'une collision entre réactifs est appelée énergie d'activation (E_a). La différence entre l'énergie d'activation requise et l'énergie cinétique fournie par les molécules réactives en collision est un facteur principal affectant la vitesse d'une réaction chimique. Si l’énergie d’activation est bien supérieure à l’énergie cinétique moyenne des molécules, la réaction se produira lentement, puisque seules quelques molécules se déplaçant rapidement auront suffisamment d’énergie pour réagir. Si l’énergie d’activation est bien inférieure à l’énergie cinétique moyenne des molécules, une grande fraction des molécules sera suffisamment énergétique et la réaction se déroulera rapidement.

Les diagrammes de réaction sont largement utilisés en cinétique chimique pour illustrer diverses propriétés d'une réaction d'intérêt. Il montre comment l'énergie d'un système chimique change au fur et à mesure qu'il subit une réaction, convertissant les réactifs en produits.

Ce texte est adapté de Openstax, Chemistry 2e, Section 12.5: Collision Theory.

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Temperature Change Reaction Rate Arrhenius Equation Activation Energy Rate Constant Ideal Gas Constant Frequency Factor Collision Frequency Orientation Of Molecules Effectively Oriented Collisions Exponential Term Kinetic Molecular Theory Average Kinetic Energy Activation Barrier Product Formation

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