Simulation de Vitesse de réaction

À propos de cette expérience

Les molécules ne peuvent réagir que lorsqu’elles entrent en collision, et la plupart des collisions sont trop douces pour rompre des liaisons. Dans cette boîte, les molécules A bleues et les molécules B violettes se déplacent dans tous les sens et rebondissent les unes contre les autres. Lorsqu’une molécule A entre en collision avec une molécule B avec suffisamment de force, avec au moins l’énergie d’activation le long de la ligne reliant leurs centres, elles se transforment en produits verts. Augmentez la concentration ou la température, ou ajoutez un catalyseur, et observez comment le nombre de produits augmente plus rapidement pour différentes raisons.

Objectifs pédagogiques

Expliquez que les particules doivent entrer en collision avec au moins l’énergie d’activation pour réagir
Expliquez pourquoi une concentration plus élevée augmente la vitesse : il y a davantage de collisions par seconde
Explique pourquoi une température plus élevée augmente la vitesse principalement parce qu’une plus grande proportion des collisions possède suffisamment d’énergie
Décrivez comment un catalyseur fournit une voie dont l’énergie d’activation est plus faible
Déterminez la vitesse de réaction à partir de la pente d’un graphique représentant la quantité de produits en fonction du temps

Comment l’utiliser

1Cliquez sur « Lancer » avec les paramètres par défaut. Observez le graphique des produits formés. La courbe est-elle plus pentue au début ou à la fin ? Pourquoi ?
2Augmentez la concentration à 70 molécules de chaque type. Comparez la nouvelle courbe à la courbe en pointillés de la dernière simulation.
3Revenez à 40 molécules de chaque type et augmentez la température à 400 K. Regardez l’histogramme des énergies : quelle proportion se trouve maintenant à droite de Ea ?
4Comparez la proportion de collisions A-B réussies à la prédiction e^(-Ea/RT) à 300 K et à 400 K.
5Réglez de nouveau la température sur 300 K et augmentez l’énergie d’activation à 10 kJ/mol. Que devient la vitesse initiale ?
6Activez le catalyseur. Quelle ligne du graphique énergétique se déplace, et l’histogramme lui-même change-t-il ?

Le modèle

rate = \frac{Δ [ products ]}{Δ t}

La vitesse correspond à la pente du graphique représentant les produits en fonction du temps

f = e^{- E_{a} / R T}

Proportion de collisions atteignant au moins l’énergie d’activation le long de la ligne des centres

k = A e^{- E_{a} / R T}

Équation d’Arrhenius : la constante de vitesse k augmente rapidement avec la température (A dépend de la fréquence des collisions entre molécules)

ln k = ln A - \frac{E _{a}}{R} \cdot \frac{1}{T}

Tracer ln k en fonction de 1/T donne une droite de pente -Ea/R

Hypothèses

Les molécules sont des disques durs de même masse qui se déplacent en deux dimensions. Les collisions entre elles et avec les parois sont parfaitement élastiques.
Une collision entre une molécule A et une molécule B entraîne une réaction lorsque l’énergie cinétique du mouvement relatif le long de la ligne des centres est au moins égale à Ea. Les produits continuent avec les mêmes vitesses : l’énergie est donc conservée et la réaction ne dégage ni n’absorbe de chaleur.
Le catalyseur divise l’énergie d’activation par deux. Il n’est pas représenté comme une surface ; il modifie uniquement l’énergie nécessaire pour que la réaction ait lieu.
Chaque simulation commence avec les mêmes positions et vitesses initiales, de sorte que les mêmes paramètres donnent toujours le même résultat. Avec si peu de molécules, la proportion mesurée de collisions efficaces fluctue autour de la prédiction.
Les énergies sont exprimées en kJ/mol et le temps en unités arbitraires du modèle.

À essayer en classe

Q1Pourquoi la courbe des produits devient-elle moins pentue au fil du temps ?
Q2Doubler le nombre de molécules de A et de B rend les collisions A-B environ quatre fois plus fréquentes. Pourquoi quatre fois et non deux ?
Q3Un catalyseur n'est pas consommé au cours d'une réaction. Pourquoi accélère-t-il quand même la réaction ?
Q4Pourquoi les aliments et les médicaments se conservent-ils plus longtemps au réfrigérateur ?
Q5Le magnésium en poudre réagit plus vite avec l'acide qu'un ruban de magnésium. Quelle idée de la théorie des collisions l'explique ?

Foire aux questions

Pourquoi la distribution des énergies n'a-t-elle pas la même forme que la courbe en cloche du manuel ?

En deux dimensions, la proportion de molécules ayant une énergie E décroît de façon exponentielle, de sorte que la courbe atteint son maximum en zéro. En trois dimensions, la courbe part de zéro, augmente puis diminue. La queue au-delà de Ea se comporte de la même façon dans les deux cas, et c'est cette queue qui compte pour la vitesse de réaction.

Un catalyseur donne-t-il davantage d'énergie aux molécules ?

Non. L’histogramme reste identique quand on ajoute le catalyseur. Seule la ligne de l’énergie d’activation se déplace vers la gauche, si bien qu’un plus grand nombre des collisions qui ont déjà lieu possèdent assez d’énergie pour réagir.

La vitesse de réaction est-elle la même chose que la vitesse des molécules ?

Non. La vitesse de réaction indique combien de molécules réagissent par seconde. Les molécules plus rapides entrent un peu plus souvent en collision, mais le principal effet de la température est qu’un bien plus grand nombre de collisions ont suffisamment d’énergie.

Pourquoi la proportion de collisions réussies ne correspond-elle pas exactement à la prédiction ?

Il n’y a que quelques centaines de collisions entre A et B au cours d’une simulation, le nombre présente donc des fluctuations aléatoires, comme dans une véritable expérience. Avec davantage de molécules et des simulations plus longues, la proportion mesurée se rapproche de e^(-Ea/RT).