Figure 4.6
Diagramme énergétique d’une
réaction exothermique se réalisant
en une seule étape
Soit la réaction :
L’énergie d’activation, symbolisée par E a , est l’énergie minimale que les molécules
entrant en collision doivent posséder pour qu’il y ait transformation des réactifs en
produits. C’est la différence d’énergie entre les réactifs et le complexe activé pour une
réaction s’effectuant en une étape. Plus l’énergie d’activation est élevée, plus la réaction
est dif?cile et s’effectue lentement. Si un accroissement de la vitesse de la réaction est
souhaité, il faudra donc augmenter la température ou modi?er les conditions expérimentales pour tenter d’augmenter le nombre de particules possédant une énergie
potentielle égale ou supérieure à l’énergie d’activation. Des catalyseurs chimiques ou
biologiques (enzymes) sont souvent utilisés pour diminuer cette barrière énergétique
en modi?ant le mécanisme réactionnel.
4.3.2 Réactions plus complexes effectuées en deux
ou plusieurs étapes
Tout comme les réactions se déroulant en une seule étape, les réactions plus complexes
peuvent être globalement endothermiques ou exothermiques. Quant aux diagrammes
énergétiques qui leur sont associés, leur différence majeure réside dans la formation
d’un ou de plusieurs intermédiaires réactionnels. En effet, il y a d’abord des collisions
ef?caces entre les molécules du substrat et du réactif, qui permettent de franchir la première barrière énergétique, la première énergie d’activation (E a1 ), ce qui mène à la formation d’une espèce chimique temporaire, soit un intermédiaire réactionnel. Comme
son nom l’in dique, la résultante de cette réaction n’est pas un produit ?nal, mais bien un
intermédiaire de la réaction. Un intermédiaire réactionnel est peu stable, possède une
énergie élevée et est très réactif. Sa durée de vie est très courte. Cette espèce chimique
temporaire existe néanmoins et elle peut même être isolée, bien que dif?cilement dans
la plupart des cas. En chimie organique, trois types d’intermédiaires sont rencontrés,
soit les carbocations, les carbanions et les radicaux. Dans la majorité des réactions
effectuées en deux étapes, l’intermédiaire réactionnel réagit avec un réactif présent
dans le milieu, ce qui engendre un second état de transition qui est atteint grâce à
une deuxième énergie d’activation (E a2 ). L’énergie d’activation de la deuxième étape
est obtenue en effectuant la différence d’énergie entre le complexe activé de cette étape et
l’intermédiaire réactionnel. Le produit ?nal attendu est alors formé. Dans l’exemple
général présenté dans la ?gure 4.7 (voir page suivante), l’étape la plus lente, soit l’étape
limitante (ou déterminante), est la première, car elle correspond à celle dont l’état de
transition est le plus haut en énergie. L’étape limitante caractérise la vitesse globale de
la réaction.
Plus une substance chimique
possède une enthalpie élevée (valeur élevée d’énergie,
espèce placée plus haut dans
un diagramme énergétique),
moins elle est stable.
REMARQUE
4.3 Diagrammes énergétiques
181
Diagramme énergétique d’une
réaction exothermique se réalisant
en une seule étape
Soit la réaction :
L’énergie d’activation, symbolisée par E a , est l’énergie minimale que les molécules
entrant en collision doivent posséder pour qu’il y ait transformation des réactifs en
produits. C’est la différence d’énergie entre les réactifs et le complexe activé pour une
réaction s’effectuant en une étape. Plus l’énergie d’activation est élevée, plus la réaction
est dif?cile et s’effectue lentement. Si un accroissement de la vitesse de la réaction est
souhaité, il faudra donc augmenter la température ou modi?er les conditions expérimentales pour tenter d’augmenter le nombre de particules possédant une énergie
potentielle égale ou supérieure à l’énergie d’activation. Des catalyseurs chimiques ou
biologiques (enzymes) sont souvent utilisés pour diminuer cette barrière énergétique
en modi?ant le mécanisme réactionnel.
4.3.2 Réactions plus complexes effectuées en deux
ou plusieurs étapes
Tout comme les réactions se déroulant en une seule étape, les réactions plus complexes
peuvent être globalement endothermiques ou exothermiques. Quant aux diagrammes
énergétiques qui leur sont associés, leur différence majeure réside dans la formation
d’un ou de plusieurs intermédiaires réactionnels. En effet, il y a d’abord des collisions
ef?caces entre les molécules du substrat et du réactif, qui permettent de franchir la première barrière énergétique, la première énergie d’activation (E a1 ), ce qui mène à la formation d’une espèce chimique temporaire, soit un intermédiaire réactionnel. Comme
son nom l’in dique, la résultante de cette réaction n’est pas un produit ?nal, mais bien un
intermédiaire de la réaction. Un intermédiaire réactionnel est peu stable, possède une
énergie élevée et est très réactif. Sa durée de vie est très courte. Cette espèce chimique
temporaire existe néanmoins et elle peut même être isolée, bien que dif?cilement dans
la plupart des cas. En chimie organique, trois types d’intermédiaires sont rencontrés,
soit les carbocations, les carbanions et les radicaux. Dans la majorité des réactions
effectuées en deux étapes, l’intermédiaire réactionnel réagit avec un réactif présent
dans le milieu, ce qui engendre un second état de transition qui est atteint grâce à
une deuxième énergie d’activation (E a2 ). L’énergie d’activation de la deuxième étape
est obtenue en effectuant la différence d’énergie entre le complexe activé de cette étape et
l’intermédiaire réactionnel. Le produit ?nal attendu est alors formé. Dans l’exemple
général présenté dans la ?gure 4.7 (voir page suivante), l’étape la plus lente, soit l’étape
limitante (ou déterminante), est la première, car elle correspond à celle dont l’état de
transition est le plus haut en énergie. L’étape limitante caractérise la vitesse globale de
la réaction.
Plus une substance chimique
possède une enthalpie élevée (valeur élevée d’énergie,
espèce placée plus haut dans
un diagramme énergétique),
moins elle est stable.
REMARQUE
4.3 Diagrammes énergétiques
181