Vitesse des réactions

Pour beaucoup de réactions, une hausse de température de 10 °C double à peu près la vitesse : voilà pourquoi les aliments se conservent plusieurs jours au réfrigérateur, mais s'abîment sur un plan de travail chaud.

Une explosion s'achève en une fraction de seconde. La rouille met des années à se former. La vitesse d'une réaction mesure la rapidité avec laquelle les réactifs sont consommés ou les produits formés, par exemple en moles par litre et par seconde. Deux réactions décrites par la même équation peuvent avoir des vitesses très différentes selon les conditions. Une grande part de la chimie, de la cuisine à la médecine et à l'industrie, consiste à maîtriser cette vitesse.

Théorie des collisions

La théorie des collisions explique les vitesses par trois idées. D'abord, les particules doivent se rencontrer : la vitesse dépend de la fréquence des collisions entre réactifs. Ensuite, elles doivent se présenter dans le bon sens, avec les atomes qui vont se lier face à face. Enfin, le choc doit être assez énergique pour atteindre l'énergie d'activation. Seules les collisions qui remplissent ces trois conditions donnent des produits. Dans le laboratoire, regarde le nombre de collisions des cinq dernières secondes et combien avaient assez d'énergie. La plupart ne sont que des rebonds.

Cinq facteurs qui changent la vitesse

La nature des réactifs compte d'abord. De petits morceaux de sodium et de fer laissés à l'air se comportent très différemment : le sodium réagit entièrement en une nuit, tandis que le fer est à peine altéré. Le calcium réagit avec l'eau à une vitesse modérée ; le sodium, de façon presque explosive. La surface de contact compte lorsqu'un solide réagit avec un liquide ou un gaz, car la réaction ne se produit qu'à leur contact. Les grosses bûches se consument lentement, les brindilles brûlent vite et la sciure en suspension dans l'air peut brûler de façon explosive. La poudre de fer produit des bulles bien plus vite qu'un clou dans un acide dilué.

La température est le troisième facteur. Plus chaudes, les particules se déplacent plus vite et se heurtent plus souvent ; surtout, une bien plus grande proportion des collisions possède assez d'énergie pour réagir. Pour beaucoup de processus, la vitesse double environ tous les 10 °C. La concentration est le quatrième facteur : plus de particules dans le même espace signifie plus de collisions. Le phosphore brûle bien plus vite dans le dioxygène pur que dans l'air, qui n'en contient qu'environ 20 %. Le cinquième est le catalyseur, une substance qui accélère une réaction sans être consommée. Le peroxyde d'hydrogène se décompose très lentement dans son flacon, mais mousse aussitôt sur une coupure, car des substances des tissus jouent le rôle de catalyseurs.

Chiffrer l'effet de la température

Le chimiste suédois Svante Arrhenius a décrit la dépendance de la constante de vitesse k à la température : k = A·e^(−Eₐ/RT), où R vaut 8.314 J par mole et par kelvin, et T est la température en kelvins. Le terme exponentiel représente la proportion de collisions assez énergétiques ; il augmente rapidement avec la température. Pour une réaction dont l'énergie d'activation est de 50 kJ par mole, passer de 25 °C à 35 °C multiplie la vitesse par environ 1.92, proche du doublement. Refroidir cette même réaction à 0 °C ramène sa vitesse à environ 0.16 de sa valeur à 25 °C. La dernière ligne de l'affichage du laboratoire effectue ce calcul pour la température choisie.

Le modèle particulaire du laboratoire utilise une barrière énergétique abaissée pour que les réactions apparaissent en quelques secondes au lieu de rester invisibles. Il sert à montrer la tendance : une vitesse plus élevée, davantage de particules et une barrière plus basse donnent toutes une courbe verte plus pentue. Remarque aussi que la courbe bleue s'aplatit avec le temps. À mesure que les réactifs sont consommés, les particules A disponibles pour les collisions se raréfient : la réaction ralentit d'elle-même, même à température constante.