Énergie d'activation est l'énergie minimale pour qu'une réaction chimique se produise, c'est-à-dire qu'elle est l'une des facteurs déterminants pour l'apparition d'une réaction, ainsi que le contact et la collision favorables entre les molécules de réactif.
Modèle de collision favorable entre les réactifs d'une réaction
Lorsqu'il y a contact et collision entre les molécules de réactif, un composé intermédiaire se forme (avant la formation du produit), appelé complexe activé. Ce complexe est un regroupement de tous les atomes des réactifs.
Représentation du complexe activé
Cependant, le temps de formation du complexe activé indique si une réaction chimique sera plus rapide ou plus lente que l'autre. Ainsi, la collision favorable, combinée à la énergie d'activation, est déterminant pour la vitesse de la réaction.
Il est à noter que l'énergie d'activation ne cesse que lorsque le complexe activé est formé.
La façon la plus courante d'analyser les énergie d'activation et le complexe activé utilise un graphique, qui présente, sous forme de motif, l'énergie ou l'enthalpie (en KJ ou Kcal) en ordonnée, le chemin de réaction (du réactif aux produits) en abscisse, et une courbe, comme on peut le voir dans le poursuivre:
Modèle d'un graphe standard utilisé en cinétique chimique
Dans ce modèle de graphe, le complexe activé est donné par le point le plus haut de la courbe (point a du prochain graphique), et l'énergie d'activation est le chemin complet des réactifs vers le complexe activé (flèche rouge sur graphique):
Vérification de l'énergie complexe et d'activation sur le graphique
Pour déterminer la valeur de la énergie d'activation, alors, il suffit de soustraire l'énergie des réactifs de l'énergie du complexe activé, comme dans l'expression mathématique ci-dessous :
Manger = Hcomplexe activé -Hréactifs
Supposons par exemple qu'une réaction chimique ait lieu entre les réactifs AB et CD, pour la formation des produits AD et CB, selon le graphe suivant :
AB + CD → AD + CB
Graphique de réaction de formation AD et CB
En analysant ce graphique, nous devons :
L'énergie nécessaire à la formation du complexe activé est de 30 Kcal, car c'est l'énergie liée au point le plus haut de la courbe ;
LES énergie d'activation de cette réaction serait de 10 Kcal seulement, car elle part des réactifs qui ont une énergie de 20 Kcal et se termine dans le complexe activé qui a une énergie de 30 Kcal, comme indiqué ci-dessous :
Manger = Hcomplexe activé -Hréactifs
Manger = 30 - 20
Manger = 10 Kcal
Une façon d'accélérer une réaction chimique, d'après ce que nous avons vu, est de réduire la énergie d'activation, car plus il est petit, plus le complexe activé se formera rapidement et, par conséquent, plus rapide sera l'obtention des produits.
Pour réduire l'énergie d'activation et ainsi accélérer la réaction, une alternative consiste à utiliser un catalyseur, qui est une substance chimique qui doit être ajoutée au milieu réactionnel (réaction), qui participe à la formation du complexe activé, mais ne forme aucune substance dans le produit, c'est-à-dire qu'il est collecté à la fin et peut être réutilisé.
Graphiquement, la présence du catalyseur est notée par l'incrément d'une deuxième courbe, comme on peut le voir ci-dessous :
Graphique montrant la courbe avec un catalyseur
Ainsi, la courbe avec le catalyseur (en rouge) a une nouvelle énergie d'activation (flèche bleue) et une nouvelle valeur (X) d'énergie pour le complexe activé, toujours plus faible par rapport à la courbe de la réaction réalisée sans la présence du catalyseur.
Par moi Diogo Lopes Dias
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-energia-ativacao.htm
