Name: collision theory and reaction speed
Uploaded: 2020-09-24T15:06:50.000Z
Duration: 2 min 55 s
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K12 Standards

Texas Essential Knowledge and Skills

High School

Chemistry and Physics

IPC.7

IPC.7.F

Temperature Dependence on Reaction Rate

Les taux de réaction chimique sont sensibles aux changements en température. Une augmentation de 10 Degres Celsius peut accélérer la vitesse de réaction de 3 à 4 fois, mais pourquoi? La loi de vitesse d'une réaction définit la relation entre une concentration de réactif et la vitesse de réaction.Puisque la concentration est indépendante de la température, seule la constante de vitesse reste pour influencer la vitesse de réaction en fonction de la température. Ainsi, en 1889, le chimiste suédois Svante Arrhenius a conclu que la dépendance à la température d'une vitesse de réaction est compris dans la constante de vitesse. La constante de vitesse décrit la relation entre température et paramètres cinétiques relatifs à l'énergie de collision, d'orientation et d'activation des molécules en réaction via l'équation d'Arrhenius.A est une constante appelée facteur ou fréquence d'Arrhenius e est un facteur exponentiel intégrant l'énergie d'activation mesurée en joules par mole, la constante de gaz et la température en kelvin. La dépendance de la température des paramètres peut être expliquée avec le modèle de collision, qui déclare que les molécules qui réagissent doivent entrer en collision avec suffisamment d'énergie dans la bonne orientation pour déclencher une réaction chimique. Le facteur de fréquence constitue deux composantes la fréquence de collision et le facteur d'orientation.La fréquence de collision est le nombre de collisions moléculaires par unité de temps, alors que le facteur d'orientation décrit la probabilité de collisions avec une orientation favorable. Pourtant, seule une petite fraction des collisions conduit à une réaction. C'est parce que les molécules qui réagissent doivent surmonter une barrière énergétique, appelée l'énergie d'activation, pour se transformer en produits.Seules les molécules entrant en collision avec une énergie cinétique suffisante aura suffisamment d'énergie potentielle pour plier, étirer ou rompre des liens, pour se transformer en un intermédiaire à haute énergie appelé l'état de transition ou le complexe activé. Le complexe activé de courte durée et instable perd de l'énergie pour former des produits stables, dont l'énergie totale est inférieure à celle des réactifs. Le facteur exponentiel dans l'équation d'Arrhenius représente la fraction de des collisions réussies résultant en produits.Une augmentation de la température influence à la fois le facteur de fréquence et le facteur exponentiel. À des températures élevées, les molécules se déplacent plus rapidement, plus vigoureusement et avec des énergies thermiques plus élevées, ce qui entraîne des collisions plus favorables. Ainsi, une augmentation de la température se traduit par une fréquence plus élevée et des facteurs exponentiels entraînant une augmentation de la constante de vitesse, ce qui se traduit par une accélération de la vitesse de réaction.

la vitesse de réaction dépend de la température

La théorie des collisions 
 Les atomes, les molécules ou les ions doivent entrer en collision avant de pouvoir réagir les uns avec les autres. Les atomes doivent être proches les uns des autres pour former des liaisons chimique. Cette prémisse est à la base d'une théorie qui explique de nombreuses observations concernant la cinétique chimique, y compris les facteurs influençant les vitesses de réaction. 
 La théorie des collisions est basée sur les postulats que (i) la vitesse de réaction est proportionnelle à la vitesse des collisions des réactifs, (ii) les espèces qui réagissent entrent en collision selon une orientation permettant le contact entre les atomes qui deviennent liés ensemble dans le produit, et (iii) la collision se produit avec une énergie suffisante pour permettre la pénétration mutuelle des couches de valence des espèces qui réagissent, de sorte que les électrons puissent se réorganiser et former de nouvelles liaisons (et de nouvelles espèces chimiques). 
 Par exemple, dans une réaction en phase gazeuse entre le monoxyde de carbone et l'oxygène, qui se produit à haute température et pression, la première étape est une collision entre les deux molécules. 
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11379/11379_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 50px;" />
 Cependant, il pourrait y avoir de nombreuses orientations relatives différentes dans lesquelles les deux molécules entrent en collision. Par conséquent, l'orientation des molécules qui entrent en collision a une grande importance dans la détermination partielle de la faisabilité d'une réaction se produisant entre elles. 
 Dans un cas, le côté de l'oxygène dans la molécule de monoxyde de carbone peut entrer en collision avec la molécule d'oxygène. Dans un autre cas, le côté du carbone dans la molécule de monoxyde de carbone peut entrer en collision avec la molécule d'oxygène. Le deuxième cas est plus susceptible de conduire à la formation de dioxyde de carbone, avec un atome de carbone central lié à deux atomes d'oxygène (O = C = O). 
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11379/11379_Image_1.png" style="text-align: center; height: 250px;" />
 Pourtant, même si le choc a lieu dans la bonne orientation, la garantie que la réaction se fera pour former du dioxyde de carbone est limitée. En effet, en plus de l'orientation appropriée, le choc doit également se produire avec une énergie suffisante, appelée l'énergie d'activation, pour entraîner la formation du produit. Lorsque les espèces qui réagissent entrent en collision en ayant la bonne orientation et une énergie d'activation suffisante, elles se combinent pour former une espèce instable appelée complexe activé ou état de transition. Ces espèces sont de courte durée et habituellement indétectables par la plupart des instruments d'analyse. Dans certains cas, des mesures spectrales sophistiquées peuvent permettre d'observer les états de transition. 
 La théorie des collisions explique pourquoi la plupart des vitesses de réaction augmentent à mesure que la température augmente ; avec une élévation de la température, la fréquence des chocs augmente. Plus de collisions signifie une vitesse de réaction plus rapide, en supposant que l'énergie des collisions est adéquate. 
 Énergie d'activation 
 L'énergie minimale nécessaire pour former un produit pendant lors d'une collision entre les réactifs est appelée énergie d'activation (Ea). La différence entre l'énergie d'activation requise et l'énergie cinétique fournie par les molécules de la réaction qui entrent en collision est un facteur primordial influençant la vitesse d'une réaction chimique. Si l'énergie d'activation est beaucoup plus grande que l'énergie cinétique moyenne des molécules, la réaction se produira lentement, puisque seulement quelques molécules se déplaçant rapidement auront assez d'énergie pour réagir. Si l'énergie d'activation est beaucoup plus petite que l'énergie cinétique moyenne des molécules, une grande fraction de molécules sera suffisamment énergétique et la réaction se fera rapidement. 
 Les profils de réaction ont largement utilisés en cinétique chimique pour illustrer les diverses propriétés d'une réaction d'intérêt. Il montre comment l'énergie d'un système chimique change lorsqu'il subit une réaction, convertissant les réactifs en produits. 
 Par exemple, examinez le profil de réaction suivant pour une réaction exothermique : A + B → C + D; 
 <img alt="Image2" src="/files/ftp_upload/11379/11379_Image_2.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
 On regarde le profil de gauche à droite. Initialement, le système comprend uniquement des réactifs (A + B). Une fois que les molécules de la réaction ayant une énergie suffisante entrent en collision, elles forment un complexe activé ou un état de transition de haute énergie. L'état de transition instable se dégrade ensuite pour produire des produits stables (C + D). 
 Le profil représente l'énergie d'activation de la réaction, Ea, comme la différence d'énergie entre les réactifs et l'état de transition. La différence d'énergie entre les réactifs et les produits correspond à la variation d'enthalpie de la réaction (ΔH). Dans ce cas, la réaction est exothermique (ΔH < 0), car elle entraîne une diminution de l'enthalpie du système. 
 Loi d'Arrhénius 
 La loi d'Arrhénius, k Ae−Ea/RT, relie l'énergie d'activation et la constante de vitesse, k, pour de nombreuses réactions chimiques. 
 Dans cette équation, R est la constante du gaz parfait, dont la valeur est de 8,314 J/mol#183;K, T est la température en Kelvin, Ea est l'énergie d'activation en joules par mole, e est la constante de 2,7183 et A est une constante appelée le facteur de fréquence, qui est lié à la fréquence des chocs et à l'orientation des molécules qui réagissent. L'équation d'Arrhénius s'adapte bien aux postulats de la théorie des collisions. Le facteur de fréquence, A, reflète dans quelle mesure les conditions de réaction favorisent les collisions correctement orientées entre les molécules qui réagissent. Une probabilité accrue de collisions orientées efficacement entraîne des valeurs plus élevées pour A et des vitesses de réaction plus rapides. 
 Le terme exponentiel e−Ea/RT décrit l'effet de l'énergie d'activation sur la vitesse de réaction. D'après la théorie cinétique des gaz, la température de la matière est une mesure de l'énergie cinétique moyenne de ses atomes ou molécules constitutifs — une énergie d'activation plus faible entraîne une fraction plus importante de molécules suffisamment énergétiques et une réaction plus rapide. 
 Le terme exponentiel décrit également l'effet de la température sur la vitesse de réaction. Une température plus élevée représente une fraction proportionnellement plus grande de molécules possédant une énergie suffisante (RT) pour surmonter la barrière d'activation (Ea). Cela donne une valeur plus élevée pour la constante de vitesse et une réaction de vitesse proportionnellement plus rapide. 
 <img alt="Image3" src="/files/ftp_upload/11379/11379_Image_3.png" style="text-align: center; height: 280px;" />
 Distributions d'énergie moléculaire montrant des nombres de molécules dont les énergies dépassent deux énergies d'activation différentes à une température donnée, et une énergie d'activation donnée à deux températures différentes. 
 Ce texte est adapté de<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/12-5-collision-theory"> Openstax, Chimie 2e, Section 12.5 : Théorie des collisions. </a>

La vitesse de réaction dépend de la température

La théorie de la collision
Les atomes, les molécules ou les ions doivent entrer en collision avant de pouvoir réagir les uns avec les autres. Les atomes doivent être proches les uns des autres pour former des liaisons chimiques. ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMES ET CONCEPTS CLÉS

collision theory and reaction speed

Collision theory explains why reaction speed depends on how particles collide. Atoms, molecules, or ions must come close together before they can react. The theory says the reaction rate depends on the collision rate, the orientation of the colliding species, and whether the collision has enough energy for bonds to change.

A gas-phase reaction between carbon monoxide and oxygen shows why orientation matters. The molecules can collide in more than one way. If the oxygen side of carbon monoxide hits oxygen, the collision is less likely to form carbon dioxide. If the carbon side of carbon monoxide hits oxygen, the arrangement is more favorable for making O = C = O.

Even a correctly oriented collision may not react if it does not have enough energy. The minimum energy needed to form products is called activation energy, or Ea. When reactants collide with the right orientation and enough energy, they form an unstable activated complex, also called a transition state. This state is very short-lived and usually cannot be detected with standard instruments, although some advanced spectral methods can observe it.

Temperature affects reaction rate because higher temperature increases collision frequency. More collisions usually means a faster reaction, as long as the collisions also have enough energy. If the activation energy is much larger than the average kinetic energy of the molecules, only a small number of fast-moving particles can react, so the reaction is slow. If the activation energy is much smaller, many molecules have enough energy, and the reaction is faster.

Reaction diagrams help show how energy changes as reactants become products. In an exothermic reaction such as A + B → C + D, the system starts with reactants, reaches the high-energy transition state, and then forms stable products. The activation energy is the energy gap between the reactants and the transition state. The enthalpy change, ΔH, is the energy difference between the reactants and products, and it is negative for an exothermic reaction.

The Arrhenius equation links activation energy and reaction rate: k = Ae−Ea/RT. In this equation, R is the ideal gas constant, T is temperature in kelvin, Ea is activation energy in joules per mole, e is 2.7183, and A is the frequency factor. The frequency factor reflects how often collisions occur and how well the molecules are oriented. The exponential term shows that higher temperature and lower activation energy increase the rate constant and speed up the reaction.

Collision Theory and Reaction Speed

reaction rate

Measuring Reaction Rates

Measuring reaction rates shows how fast reactants are used up or products are formed over time. The rate of reaction is the change in the amount of a reactant or product per unit time. Because of that, scientists measure how a property changes as the reaction proceeds and connect that change to reactant or product amounts. For reactions that make or use a gas, the rate can be followed by changes in volume or pressure. A rate expression is the mathematical way to write how concentration changes...

measuring reaction rates

Tracking Reaction Kinetics with Light and Pressure

Reaction kinetics can be tracked with polarimetry, spectrometry, and pressure measurements. These methods let scientists follow a reaction without disturbing the sample. They also help determine how reactant or product concentrations change over time. Polarimetry is used for optically active substances. These substances rotate the plane of polarized light, which is called optical rotation. The effect comes from molecular structure. Normal monochromatic light is unpolarized, but after it passes...

concentration and rate law

Reaction Order from Concentration

Reaction order from concentration shows how reactant amounts affect reaction rate. Rate laws, also called differential rate laws or rate equations, are mathematical expressions that connect reaction rate with the concentrations of reactants. For a generic reaction a A + b B → products, the rate law can be written using the reactant concentrations [A] and [B] and a rate constant k. In a rate law, k is the rate constant for one specific reaction at one specific temperature. The exponents m and n...

determining order of reaction

Finding Rate Law from Initial Rates

Rate laws connect the speed of a chemical reaction to the concentration of its reactants. The rate constant, k, and the reaction orders are not taken from the chemical equation. They are found experimentally by watching how the rate changes when the reactant concentrations change. One common way to do this is the method of initial rates. In this method, several trials are run with different starting concentrations. The measured rates are then compared to determine the reaction orders and,...

the integrated rate law: the dependence of concentration on time

the-integrated-rate-law-the-dependence-of-concentration-on-time

Reading Reaction Progress with Integrated Laws

Integrated rate laws connect reaction concentration to time. They help show how much reactant or product is present after a certain period. They can also help estimate how long a reaction must run to reach a given extent. A common use is finding how long radioactive material must be stored before its radioactivity drops to a safe level. These equations come from the differential rate law after it is integrated with respect to time. For a first-order reaction, where rate = k[A], the integrated...

half-life of a reaction

Reaction Half-Life in Kinetics

Reaction half-life is the time needed for half of a reactant to be consumed. After each half-life, half of the remaining reactant is used up. A hydrogen peroxide decomposition example shows this pattern clearly. The concentration drops from 1.000 M to 0.500 M in the first 6.00 hours, then to 0.250 M in the next 6.00 hours, and then to 0.125 M in the third period. Each later 6.00-hour interval removes half of what is left. For first-order reactions, the half-life does not depend on the reactant...

temperature dependence on reaction rate

Collision theory explains why reaction speed depends on how particles collide. Atoms, molecules, or ions must come close together before they can react. The theory says the reaction rate depends on the collision rate, the orientation of the colliding species, and whether the collision has enough energy for bonds to change. A gas-phase reaction between carbon monoxide and oxygen shows why orientation matters. The molecules can collide in more than one way. If the oxygen side of carbon monoxide...

arrhenius plots

Determining Activation Energy from Temperature

The Arrhenius equation links activation energy and the rate constant, k, for chemical reactions. It is written as k = Ae−Ea/RT. In this equation, R is the ideal gas constant with a value of 8.314 J/mol·K, T is the temperature on the kelvin scale, Ea is the activation energy in J/mole, e is the constant 2.7183, and A is the frequency factor. The frequency factor depends on collision frequency and the orientation of reacting molecules. Experimental kinetic data can be used to find the activation...

reaction mechanisms

Elementary Steps in Reaction Mechanisms

Chemical reactions can happen in steps, and a balanced equation does not show the full path at the molecular level. A reaction mechanism, also called a reaction path, gives the step-by-step process that explains how reactants become products. The decomposition of ozone is one example of a reaction that can be described by a sequence of steps. Each step in a mechanism is an elementary reaction. These elementary reactions happen in order, and when they are added together, they give the balanced...

rate-determining steps

Reaction Bottlenecks in Chemical Kinetics

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catalysis

Catalyst Action in Reaction Rates

Catalysts change the rate of a chemical reaction by giving it a faster path. A catalyst increases reaction rate without being consumed during the process. Its effect is often explained with reaction mechanisms and energy diagrams. For an endothermic reaction, the reactants and products start and end at the same energies in both cases. The uncatalyzed path is a one-step mechanism with one transition state. The catalyzed path follows a different mechanism with two transition states and a lower...

enzymes

Enzyme Action and Inhibition

Enzymes are biological catalysts that speed up many reactions in living organisms. They help control cellular metabolism by lowering the activation energy needed for biochemical reactions. When activation energy drops, reaction rates can increase. Enzyme problems can also lead to serious disease. A genetic abnormality that causes G6PD, or glucose-6-phosphate dehydrogenase, deficiency can disrupt the pathway that supplies NADPH to cells. In red blood cells, this can reduce glutathione and...

key terms and concepts

Learn how collision theory, activation energy, and the Arrhenius equation explain why higher temperature can speed up chemical reactions in high school chemistry.

Collision Theory and Reaction Speed | JoVE K12

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