Je me demandais : quelle est la différence entre énergie de liaison: l'énergie nécessaire pour qu'une réaction chimique se produise et l'énergie d'activation : l'énergie qui "lance" la réaction je vous mets ici le lien de Wikipédia sur le quel j'ai trouvé ces informations: https://fr.wikipedia.org/wiki/R%C3%A9action_chimique
Donnez moi simplement la différence et si je me suis trompé,les bonnes définitions.
Je vous remercie d'avance pour votre rapidité et votre efficacité...
pardon : d'activation et non de réaction
Bonjour,
Wikipedia utilise un exemple compliqué. Il y a moyen de fire plus simple, avec la réaction entre le dihydrogène et le di-iode : H2 + I2 <--> 2 HI.
Pour faire cette réaction, on peut bien sûr briser d'abord les deux liaisons H-H et I-I, puis recombiner les H et les I. Mais cela demande beaucoup d'énergie pour briser ces deux liaisons. Il y a moyen de dépenser moins d'énergie pour arriver au même résultat. Au lieu de séparer complètement les atomes de H et ceux de I, on peut imaginer qu'on les sépare un peu, avant la collision, en étendant un peu leurs liaisons. Cela ne demande pas beaucoup d'énergie. Puis ces deux molécules étendues entrent en collision, et à un moment donné elles forment une figure un peu carrée, où la distance entre le noyau de H et celui de son voisin H est le même qu'entre ce H et son voisin I. A ce moment, il y a autant de probabilité que la cloison mène à la formation de 2 HI qu'à la formation de H2 et I2 (en retour). Cette structure où les noyaux des 4 atomes forme un carré est ce qu'on appelle l'état de transition.
