⛰️ Profil énergétique, énergie d'activation et catalyseur
Pour réagir, les molécules doivent franchir une colline d'énergie : l'état de transition. Trop haute ? Il faut attendre des années… ou trouver un catalyseur, le guide de montagne qui connaît un col plus bas. Fais glisser la colline, chauffe, catalyse, et chronomètre les deux ballons !
🧪 Mode d'emploi : règle les curseurs (à droite, ou sous l'animation sur téléphone), lance avec ▶, observe les mesures et relève les 🎯 défis. Le bouton ⛶ agrandit l'animation, idéal sur téléphone à l'horizontale.
Ce que tu vois
- Le profil part des réactifs, monte jusqu'à l'état de transition ‡ puis redescend vers les produits. La hauteur de la bosse comptée depuis les réactifs est l'énergie d'activation Ea.
- Le chemin du catalyseur (en vert) a deux bosses plus basses et un creux : l'intermédiaire réactionnel. Il part des mêmes réactifs et arrive aux mêmes produits : le bilan ΔrE ne change pas.
- Le ballon avec catalyseur se transforme pendant que l'autre semble figé : pour l'eau oxygénée, quelques heures au lieu d'environ un an.
- Chaque bille qui franchit la colline sur le profil correspond à une molécule qui vient de réagir dans un des deux ballons.
- Pour une réaction équilibrée, le catalyseur accélère les deux sens de la même façon : les deux ballons finissent avec la même composition.
Expériences à faire
- Baisse Ea' de 6 kJ/mol : par combien la vitesse est-elle multipliée à 25 °C ? Et de 12 kJ/mol ?
- Sans catalyseur, chauffe l'eau oxygénée : vers quelle température va-t-elle aussi vite qu'avec les ions iodure à 25 °C ?
- Remonte les produits au-dessus des réactifs (réaction endothermique) : que devient la proportion de produit à l'équilibre ?
- Compare RT (la petite bande jaune, environ 2,5 kJ/mol à 25 °C) à Ea : pourquoi si peu de molécules franchissent-elles la colline ?
- Avec « ✏️ Mes valeurs », essaie de donner au catalyseur une barrière plus haute que sans catalyseur : que se passe-t-il ?
La chimie derrière l'animation
- Énergie d'activation : Ea = E(état de transition) − E(réactifs). Bilan : ΔrE = E(produits) − E(réactifs) ; ΔrE < 0 pour une réaction exothermique.
- Seules les molécules (ou les chocs) assez énergétiques réagissent ; leur proportion est proportionnelle à e−Ea/(RT), avec R = 8,314 J·mol−1·K−1.
- Loi d'Arrhenius : k = A·e−Ea/(RT) ; un catalyseur qui abaisse la barrière de Ea à Ea' multiplie la vitesse par e(Ea − Ea')/(RT). Temps de demi-réaction (ordre 1) : t1/2 = ln 2 / k.
- Un catalyseur accélère une réaction sans être consommé : il modifie le mécanisme (nouvel intermédiaire), mais ni les réactifs, ni les produits, ni l'état final.
- Modèle : réaction A ⇌ B d'ordre 1, même facteur A dans les deux sens (l'équilibre ne dépend alors que de ΔrE) ; les énergies proposées sont des ordres de grandeur.
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