Est appelée « énergie d’activation » l’énergie nécessaire pour produire une réaction chimique. © Michal Ludwiczak, Shutterstock

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Énergie d'activation

DéfinitionClassé sous :chimie , énergie d'activation , réaction chimique

La notion d'énergie d'activation est apparue à la fin du XIXe siècle. Elle correspond à la quantité d'énergie qui doit être apportée à un système pour initier une réaction chimique. Elle est notée Ea et apparaît dans la loi d'Arrhenius :

k = A.e-Ea/RT

où k correspond au coefficient de vitesse de la réaction, A au facteur pré-exponentiel d'Arrhenius (facteur de fréquence), R à la constante des gaz parfaits et T à la température.

Énergie d’activation et réaction chimique

Mettons en contact, par exemple, deux réactifs : A et BC. Dans leur état initial, ils possèdent une certaine énergie. Celle-ci n'est pas nécessairement suffisante à déclencher une réaction chimique entre eux. Si l'on apporte une quantité d'énergie équivalant à l'énergie d'activation entre ces deux réactifs, ceux-ci vont être placés dans un état dit « de transition ».

A, B et C sont en cours de réaction. Ils forment alors ce que la théorie qualifie de « complexe activé », un assemblage temporaire, passage obligatoire dans le processus de réaction. La liaison entre B et C se brise et une nouvelle liaison peut se former entre A et B.

Énergie d’activation et catalyseur

L'énergie d'activation est toujours positive. Généralement, sa valeur se situe entre 20 et 200 kJ.mol-1. L'action d'un catalyseur est de diminuer la valeur de l'énergie d'activation.

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