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Concept
Théorie des collisions
Résumé
La théorie des collisions est une théorie qui explique qualitativement comment se produisent les réactions chimiques élémentaires en phase gazeuse et qui rend compte de la dépendance de leur vitesse avec la concentration. Elle suppose que pour qu'une réaction se produise, les molécules des réactifs doivent entrer en collision. Seule une fraction des collisions se traduisent par la transformation effective des réactifs en produits (on les appelle collisions efficaces). Cela est dû au fait que seule une partie des molécules ont une énergie suffisante, dite énergie d'activation, et la bonne orientation au moment de l'impact pour rompre les liaisons existantes et en former de nouvelles. La théorie des collisions est ainsi très intimement liée à la théorie cinétique des gaz et constitue un des fondements théoriques de la cinétique chimique.
La théorie des collisions à elle seule ne donne pas une interprétation claire de l'énergie d'activation, pas plus qu'un moyen de la calculer en théorie. En revanche, en dépit de sa simplicité, elle fournit une base pour définir un comportement cinétique « typique » des molécules, permettant ainsi de caractériser des cas plus particuliers.
Le coefficient de vitesse d'une réaction bimoléculaire en phase gazeuse est donné selon la théorie par :
Z, fréquence de collision ;
facteur stérique (lié à l'Effet stérique);
énergie d'activation du complexe activé selon Eyring ;
T, température ;
R, constante universelle des gaz parfaits.
Et la fréquence de collision est donnée par :
NA, nombre d'Avogadro ;
σAB, section efficace de la réaction ;
kB, constante de Boltzmann ;
μAB, masse réduite des réactifs.
Fondamentalement, la théorie des collisions est fondée sur la théorie cinétique des gaz et ne peut donc être appliquée strictement qu'aux gaz parfaits. Son extension à d'autres états de la matière (liquides, solutions) présuppose d'autres approximations. Qualitativement, la théorie considère les molécules des réactifs comme rigides, neutres et sphériques.
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Dans la cinétique chimique, la constante de vitesse (ou le coefficient de vitesse) k est une mesure de la vitesse d'une réaction chimique. Pour une réaction élémentaire ou une étape élémentaire entre les réactifs A et B, la vitesse de réaction dépend des concentrations. La vitesse de réaction dans un réacteur fermé au cours du temps noté v(t) peut être déterminé par l'expression: Ici la constante de proportionnalité k(T) est la constante de vitesse de la réaction, qui dépend de la température.
Rate equation
In chemistry, the rate law or rate equation for a chemical reaction is a mathematical equation that links the rate of forward reaction with the concentrations or pressures of the reactants and constant parameters (normally rate coefficients and partial reaction orders). For many reactions, the initial rate is given by a power law such as where [\mathrm{A}] and [\mathrm{B}] express the concentration of the species \mathrm{A} and \mathrm{B}, usually in moles per liter (molarity, M).
Théorie de l'état de transition
thumb|Figure 1 : diagramme de réaction pour une réaction de substitution nucléophile bimoléculaire (SN2) entre le bromométhane et l'anion hydroxyde|400px La théorie de l'état de transition (en anglais transition state theory - TST) a pour objectif d'expliquer les cinétiques de réaction pour des réactions chimiques élémentaires. Cette théorie postule l'existence d'un genre spécial d'équilibre chimique, le quasi-équilibre, entre les réactifs et un complexe de transition activé.
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