Simulateur de vitesse de réaction et de théorie des collisions
Équations de cette simulation
| [A], [B] | Molécules de A | plus de molécules dans la même boîte signifie plus de chocs par seconde, donc la vitesse augmente avec chaque concentration | |
|---|---|---|---|
| vitesse | réactions par seconde | comptées dans la boîte, en moyenne sur les dernières secondes | |
| k | constante de vitesse | tout ce qui concerne un seul choc : la fréquence des rencontres et la part des chocs assez énergiques |
Avec les valeurs actuelles :
| Ea | Énergie d'activation Ea (kJ/mol) | l'énergie minimale qu'un choc doit avoir, le long de la ligne entre les deux centres, pour rompre les anciennes liaisons ; les vraies réactions ont 40 à 200 kJ/mol, moins ici pour que vous puissiez les voir | |
|---|---|---|---|
| R | constante des gaz | 8.314 J/(mol·K) | |
| T | Température T (K) | ||
| fraction | part des chocs assez énergiques | la théorie, comparée à la part mesurée dans la boîte |
Avec les valeurs actuelles :
| A | facteur de fréquence | la fréquence des chocs dans la bonne orientation ; il change peu avec la température | |
|---|---|---|---|
| k ÷ k(300 K) | accélération par rapport à la température ambiante | pour Ea = 50 kJ/mol, chauffer de 10 °C double presque la vitesse |
Avec les valeurs actuelles :
| f(E) | distribution des énergies de Maxwell-Boltzmann | le graphique : l'aire à droite de la ligne rouge est la part des molécules ayant plus que Ea ; elle grandit vite quand la courbe s'aplatit à T plus élevé |
|---|
Comment utiliser le simulateur de vitesse de réaction
- La boîte contient des molécules rouges de A et bleues de B qui volent et rebondissent les unes sur les autres. Quand un A heurte un B assez fort, avec plus d’énergie le long de la ligne entre leurs centres que l’énergie d’activation, ils réagissent : un éclair, et une molécule verte de C prend leur place.
- Augmentez la température : les molécules accélèrent, et la part des chocs assez énergiques augmente bien plus vite que le nombre de chocs. Ajoutez du A ou du B et il y a plus de chocs par seconde. Cochez Ajouter un catalyseur pour abaisser la barrière et voyez la vitesse bondir à température égale.
- Comparez la part des chocs A–B qui ont réagi, comptée dans la boîte, avec le e^(−Ea/RT) prévu par la théorie. Le graphique montre la distribution des énergies de Maxwell-Boltzmann, l’énergie d’activation en ligne rouge : la queue hachurée au-delà est ce qui réagit.
Questions fréquentes
Qu’est-ce que la théorie des collisions ?
Les molécules ne réagissent que lorsqu’elles se heurtent, avec assez d’énergie et la bonne orientation. La vitesse est le nombre de chocs par seconde multiplié par la part qui réussit. Plus de molécules dans le même espace, c’est plus de chocs ; une température plus élevée, c’est plus de chocs et, surtout, une part plus grande assez énergique.
Pourquoi une petite hausse de température accélère-t-elle autant une réaction ?
Parce que la part des chocs ayant plus que l’énergie d’activation vaut e^(−Ea/RT), qui croît très vite avec T. Pour une Ea typique de 50 kJ/mol, passer de 25 °C à 35 °C augmente cette part d’environ 90 % : la règle empirique selon laquelle 10 °C doublent une vitesse. L’énergie moyenne des molécules n’augmente que de 3 %.
Comment agit un catalyseur ?
Il offre à la réaction un autre chemin à plus faible énergie d’activation, par exemple en maintenant les molécules sur une surface dans la bonne position. Beaucoup plus de chocs franchissent alors la barrière à la même température. Le catalyseur n’est pas consommé et accélère autant la réaction directe que la réaction inverse, il ne change donc pas la position d’un équilibre.
Pourquoi les énergies d’activation sont-elles si faibles ici ?
Pour que vous puissiez voir les réactions se produire. Avec une vraie énergie d’activation de 50 à 100 kJ/mol à température ambiante, un seul choc sur 10⁹ à 10¹⁸ réussit, et dans une boîte de 160 molécules aucune ne réagirait pendant bien plus longtemps que vous n’attendriez. La simulation utilise 2 à 25 kJ/mol ; les équations sont les mêmes, et le rapport d’Arrhenius montre ce que ferait une Ea plus grande.
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