Fiche explicative de la leçon: Vitesse de réaction Chimie • Troisième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire la vitesse d’une réaction chimique et à expliquer l’effet de la chaleur sur la vitesse de réaction en utilisant la théorie des collisions.

Les réactions chimiques commencent avec des réactifs et se terminent avec des produits : 

Ces réactions impliquent des variations dans la position des atomes, des ions, des électrons et des noyaux. Le monde moderne dépend d’un grand nombre de réactions chimiques. Cependant, il est également important de savoir à quelle vitesse ces réactions se produisent.

Parfois, même si une réaction peut se produire, nous ne voulons pas nécessairement qu’elle se produise. Par exemple, il est généralement préférable que la formation de la rouille soit très lente, car nous voulons que le fer conserve sa force au fil du temps. D’un autre côté, notre corps utilise des enzymes pour décomposer les toxines très rapidement. Si ces toxines ne sont pas décomposées assez vite, nous pouvons être très malades.

Lorsque les réactifs se transforment en produits, beaucoup d’éléments peuvent varier. Certains sont plus difficiles à mesurer que d’autres. Les façons les plus fréquentes d’exprimer la vitesse de réaction sont la vitesse de variation de la masse et la vitesse de variation de la quantité de matière en moles.

Si nous mesurons la vitesse d’une réaction en utilisant la masse, la vitesse à laquelle la masse des réactifs diminue sera égale à la vitesse à laquelle la masse des produits augmente. Rappelez-vous que, pour une réaction chimique simple, la masse totale demeure toujours constante, donc toute diminution de la masse des réactifs doit être accompagnée d’une augmentation de la masse des produits : 

Le symbole est utilisé pour désigner la variation d’un élément, donc représente la variation de la masse. Nous pouvons exprimer ce concept en utilisant des expressions de vitesse : 

Vous avez peut-être remarqué que la vitesse de réaction est définie comme étant l’opposé de la vitesse de variation de la masse des réactifs. En effet, la vitesse de variation de la masse des réactifs sera toujours négative (car la masse des réactifs diminue). En ajoutant un signe moins devant, la vitesse de réaction sera toujours exprimée par un nombre positif : une certaine quantité positive de masse impliquée dans la réaction par unité de temps.

Nous pouvons aussi utiliser la variation en termes de quantité de matière, exprimée en moles, pour décrire la vitesse d’une réaction. Cette façon de faire est souvent préférable pour les réactions à petite échelle, car il est plus simple de calculer les vitesses de réaction de chacun des produits chimiques à partir des coefficients stœchiométriques : 

Cependant, en présence d’une réaction comme celle présentée ci-dessous, la quantité de matière plus la quantité de matière de au début de la réaction ne sera pas égale à la quantité de matière de à la fin de la réaction (car nous avons besoin d’un et d’un pour produire un seul ) : 

Dans ce cas, la vitesse de production de (en moles) n’est pas égale à la vitesse de consommation de plus la vitesse de consommation de . Nous devons plutôt utiliser l’équation : 

Cette dernière peut être lue comme suit : pour chaque et chaque , nous produisons un .

La vitesse de consommation de doit donc être égale à la vitesse de consommation de et à la vitesse de production de  : 

Si la stoechiométrie est différente, nous devrons ajuster les équations. Par exemple, un coefficient plus grand pour signifiera que sera consommé plus rapidement ; nous devons donc diviser la vitesse de consommation de par 2 afin d’obtenir la vitesse de consommation de  : 

Nous pouvons généraliser cette règle pour tous les coefficients possibles : 

Lorsque nous calculons des vitesses comme celles-ci, nous obtenons en réalité une vitesse moyenne, qui est égale à la variation de la masse ou de la quantité de matière divisée par la durée de la réaction.

Certaines réactions chimiques peuvent être incroyablement lentes, comme la transformation de la matière organique en charbon et en pétrole. Elles peuvent aussi être assez rapides pour que nous puissions les observer à une vitesse raisonnable, comme une bougie qui se consume. Parfois, elles peuvent être si rapides qu’elles provoquent une explosion, comme la détonation d’un ballon à hydrogène. Nous allons maintenant discuter de ce que nous entendons par la vitesse d’une réaction spécifique.

Nous allons ensuite examiner un exemple : la combustion du charbon. Dans des conditions idéales, la réaction du charbon avec l’oxygène présent dans l’air produit du dioxyde de carbone. Dans cet exemple, nous traitons le charbon comme s’il s’agissait de carbone pur : 

Nous pouvons évaluer la vitesse de cette réaction en suivant les variations de masse ou de quantité de matière.

Si nous consommons 1 mol de carbone à chaque seconde, nous consommerons 12 grammes de carbone par seconde. Nous pouvons effectuer ce calcul en multipliant la vitesse (en moles par seconde) par la masse molaire du carbone (12 g/mol). Dans le cadre de cet exercice, nous allons utiliser des valeurs arrondies simples pour les masses molaires afin de simplifier les choses : 

Au cours de cette réaction, le carbone et l’oxygène sont dans un rapport , (), et nous devons donc consommer 1 mole par seconde d’oxygène gazeux, en utilisant la masse molaire des atomes d’oxygène qui est de 16 g/mol (de sorte que la masse molaire de l’oxygène est de 32 g/mol) : 

Du dioxyde de carbone est également produit. Nous commencerons par calculer la masse molaire du dioxyde de carbone : 

Dans l’équation de réaction, le est dans un rapport avec le carbone, et nous allons donc produire 1 mol/s de dioxyde de carbone : 

À ce stade, nous devrions vérifier nos calculs. Comme la masse totale ne doit pas varier, la vitesse à laquelle la masse des réactifs diminue doit être égale à la vitesse à laquelle la masse des produits augmente : 

Cet exemple est relativement simple, car tous les réactifs et les produits sont dans un rapport stœchiométrique entre eux. Or, ce n’est pas toujours le cas. Nous allons maintenant examiner un exemple similaire dans lequel du monoxyde de carbone est produit : 

Si le monoxyde de carbone est le seul produit de la combustion du carbone en présence d’oxygène, une molécule d’oxygène peut réagir avec deux atomes de carbone, .

Si nous consommons du carbone à la même vitesse (1 mol/s), nous devons donc ajuster les calculs afin d’obtenir la bonne vitesse de consommation de l’oxygène : 

Si chaque atome de carbone a besoin de la moitié moins d’oxygène qu’avant, il est logique de déduire que l’oxygène sera consommé deux fois moins vite.

En général, si nous voulons calculer la vitesse de consommation d’un réactif ou la vitesse de production d’un produit, il suffit d’utiliser les coefficients de l’équation équilibrée : 

Soyez attentif aux signes plus et moins lorsqu’il est question des vitesses. Pour une réaction qui se fait dans le sens de la formation des produits : 

• la vitesse de réaction est positive,
• les vitesses de variation de la masse ou de la quantité de matière des réactifs sont négatives, car leurs masses diminuent (mais leurs vitesses de consommation sont positives),
• les vitesses de variation de la masse ou de la quantité de matière des produits sont positives, car leurs masses augmentent (et leurs vitesses de production sont également positives).

En effectuant des calculs impliquant des vitesses de réaction, il est important de déterminer lequel des réactifs, le cas échéant, est un réactif limitant. Une vitesse de réaction peut être limitée de la même manière que le rendement d’une réaction.

Lorsque nous avons une vitesse, nous pouvons calculer les quantités produites au cours d’une certaine durée (en moles ou en unité de masse) : 

En réarrangeant la question en termes de quantité de matière (moles) ou de masse, nous pouvons déterminer pendant combien de temps une réaction doit se produire pour qu’une quantité donnée de réactifs soit consommée ou qu’une certaine quantité de produits soit formée : 

Si, par exemple, la vitesse de production d’un produit est de 3 g/min, que la réaction se déroule pendant heure et que nous voulons connaître la masse totale des produits obtenus, nous devons utiliser ce calcul : 

Nous devons convertir les heures en minutes : 

Nous pouvons ensuite résoudre l’équation : 

Nous aurons peut-être besoin d’effectuer des calculs similaires afin de convertir les unités de masse : 

En revanche, toutes ces opérations reposent essentiellement sur ce que nous pouvons mesurer. Nous devrions essayer de comprendre ce qui se passe réellement et déterminer comment nous pouvons utiliser ces connaissances à notre avantage. La première question à laquelle nous devons répondre au sujet des réactions et de la vitesse de réaction est la suivante : pourquoi les réactions se produisent-elles au départ ? 

La théorie des collisions suggère que les réactions se produisent seulement lorsque des particules entrent en collision les unes avec les autres. Si les particules ne se touchent jamais, elles ne peuvent pas réagir entre elles.

Cependant, toutes les collisions ne produisent pas nécessairement une réaction. En fait, l’air qui nous entoure est rempli de particules qui entrent en collision sans réagir entre elles. L’autre élément nécessaire implique que la collision se produise avec suffisamment d’énergie pour briser les liaisons et réarranger les particules.

Toutefois, même si la collision a une énergie appropriée, elle pourrait tout de même ne pas produire de réaction, car les particules doivent être orientées correctement. Si les particules ne sont pas orientées de la bonne manière, l’énergie ne sera pas transférée pour briser les liaisons appropriées.

Cela signifie qu’une réaction se produira seulement lorsque des particules entrent en collision avec suffisamment d’énergie et avec la bonne orientation.

On appelle énergie d’activation l’énergie minimale nécessaire pour qu’une réaction se produise.

Nous pouvons considérer l’énergie d’activation comme étant l’énergie nécessaire pour briser les liaisons appropriées afin de permettre la formation de nouvelles liaisons dans les produits (bien que l’énergie d’activation ne soit pas mesurée de cette manière). Examinons maintenant comment nous pouvons utiliser ce concept pour influer sur les vitesses de réaction.

La théorie des collisions suggère que certains éléments pourraient être modifiés afin d’accélérer une réaction : 

• Si nous pouvons trouver un moyen de rendre les collisions plus fréquentes, la réaction devrait être plus rapide.
• Si nous pouvons trouver un moyen d’augmenter l’énergie de ces collisions, alors la proportion de collisions fructueuses et la vitesse de la réaction devraient augmenter.
• Si nous pouvons réduire l’énergie d’activation, nous augmenterons la proportion de collisions fructueuses.

Nous pourrions également augmenter la vitesse de réaction si nous pouvions contrôler l’orientation des réactifs et les disposer de la bonne manière. Ce dernier élément fait partie du fonctionnement des catalyseurs, mais nous ne les examinerons pas en détail ici.

Exemple 3: Relier un phénomène réel à la théorie des collisions

Lorsque la foudre frappe, des molécules d’oxygène () et d’azote () présentes dans l’atmosphère reçoivent suffisamment d’énergie pour se combiner ensemble afin de former de l’oxyde nitrique (). Dans des conditions normales, les molécules d’oxygène et d’azote entrent en collision, mais ne réagissent pas. Qu’est-ce que ce phénomène suggère au sujet de la réaction ? 

1. Elle ne peut pas se produire sans catalyseur.
2. Elle est irréversible.
3. Elle est réversible.
4. Elle est catalysée par la foudre.
5. Elle a une très grande énergie d’activation.

Réponse

La question indique que l’azote et l’oxygène gazeux réagissent pour produire du monoxyde d’azote (ou de l’oxyde nitrique, ) lorsque la foudre frappe, mais pas dans des conditions normales.

Cela suggère qu’il faut beaucoup d’énergie pour que la réaction se produise. La température à l’intérieur d’un éclair peut être supérieure à  ! 

La théorie des collisions vise à décrire comment et pourquoi les réactions se produisent. Elle suggère que des réactions se produisent lorsque des particules entrent en collision avec suffisamment d’énergie et dans la bonne orientation (sinon, les particules rebondiront simplement l’une sur l’autre).

L’azote et l’oxygène gazeux présents dans l’air (à des températures normales) n’ont pas assez d’énergie pour réagir ; ainsi, peu importe le nombre de fois où ils entrent en collision, aucune réaction ne se produit.

L’énergie minimale nécessaire pour qu’une réaction se produise est appelée énergie d’activation ; il faut que l’énergie totale d’une collision soit supérieure ou égale à l’énergie d’activation pour qu’une réaction se produise.

Avec cette seule information, nous pouvons déduire que l’énergie d’activation de la réaction entre l’azote et l’oxygène pour produire du monoxyde d’azote () est très élevée. La température extrêmement élevée provoquée par la foudre est suffisante pour fournir cette énergie aux particules d’azote et d’oxygène présentes dans l’air.

La foudre n’est pas un agent chimique et elle fournit simplement l’énergie nécessaire pour surmonter la barrière d’activation ; il ne s’agit donc pas d’un catalyseur.

Il n’y a pas suffisamment d’informations fournies dans la question afin de déterminer si la réaction est réversible ou non (il se pourrait que le se dégrade lui aussi lorsqu’il est frappé par la foudre, mais nous ne le savons pas étant donné que cette information n’est pas fournie dans la question).

Par contre, nous savons que la réaction peut définitivement se produire, alors nous savons qu’un catalyseur n’est pas fondamentalement nécessaire.

La bonne réponse est donc E : elle a une très grande énergie d’activation.

Le contrôle de la fréquence des collisions, de l’énergie des collisions et de l’énergie d’activation peut être réalisé de différentes manières. Nous examinerons ici en détail seulement l’effet de la chaleur et de la température.

Nous pouvons prendre l’exemple classique d’un gaz. Si nous chauffons ce gaz, les particules se déplaceront plus rapidement.

Plus les particules se déplacent rapidement, plus elles entrent en collision. Et comme elles se déplacent plus vite, leurs collisions auront davantage d’énergie : 

À l’inverse, si nous refroidissons le système, les particules se déplaceront plus lentement : 

Bien que nous illustrons généralement ce scénario avec des gaz, le chauffage des solides et des liquides augmentera également la vitesse à laquelle ils réagissent. De façon générale, la vitesse des réactions est plus élevée lorsque la température est plus élevée.

Le tableau ci-dessous illustre d’autres modifications qui sont communément apportées aux réactions afin d’augmenter leurs vitesses.

Les points clés de cette fiche explicative sont résumés ci-dessous.