Bonjour,
Lors d'une réaction chimique, nous devons franchir un état de transition pour qu'une reaction ait lieu ! Cela necessite une certaine énergie libre de Gibs d'activation ou barriere d'activation. Toutefois, on nous dit que plus la barriere est haute plus la réaction est lente, pourquoi ? Je ne comprends pas on nous parle de donnéee thermodynamiques et cinetique.
On peut tantôt fournir 250kJ en 1 min ou en 1h, donc je comprends pas le lien.
Merci
Le problème n'est pas la vitesse à laquelle tu vas fournir ton énergie à ton système mais la température de ton système. Soit dit en passant, donner la même énergie en 1 min ou 1 h reviens au même au final ton système sera à la même température (pour peut qu'il soit considéré comme isolé).
Donc pour en revenir à la température, elle est synonyme d'agitation à l'échelle moléculaire. Plus ta température est élevée, plus les liaisons dans tes molécules vont pouvoir se distordre et tendre vers l'état (la géométrie) nécessaire pour qu'elles puissent réagir. Par conséquent, en augmentant la température un plus grand nombre de molécules auront, à chaque instant, l'état adéquate pour réagir. Ton système évoluera donc ainsi plus vite.
A l'inverse, plus la barrière énergétique est haute (c'est à dire plus l'état nécessaire à la réaction est "bizarre" et nécessite de "forcer" sur les liaisons) alors moins tes molécules vont réagir.
Je viens de te donner l'image de se qui se passe à l'échelle moléculaire. Ça se traduit en terme thermodynamique par des équations que tu as du voir.
D'accord merci. Toutefois, où est l'aspect cinétique dans tout cela ?
Si tu as plus de molécules,à chaque instant, qui adopte la géométrie de l'état de transition alors il est évident que ta réaction va aller plus vite. Si 0 de tes molécules adopte cet état de transition, alors ta réaction sera cinétiquement impossible
