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   Déroulement des réactions







On peut distinger trois cas pour une réaction chimique:
  1. La réaction démarre dès que les réactifs sont en présence. Exemple: l'oxydation de certains métaux par l'oxygène de l'air. Analogie: une voiture en haut d'une pente avec comme état final la voiture en bas de la pente.
  2. Il faut d'abord initier la réaction, ensuite la réaction continue sans aide jusqu'à la disparition des réactifs. Exemple: un feu de bois. Analogie: une voiture en haut d'une pente avec le frein à main mis avec comme état final la voiture en bas de la pente.
  3. La réaction à besoin tout au long de son déroulement d'un apport extérieur. Exemple: la transformation de l'eau en hydrogène et oxygène grâce à de l'électricité (électrolyse). Analogie: une voiture en bas d'une pente avec comme état final la voiture en haut de la pente.
Ces trois réactions sont dites possibles, on définit aussi que les deux premières sont spontannées. Ceci peut paraître surprenant puisque dans le deuxième cas un apport initial est nécessaire, mais on doit s'intéresser à l'état initial et à l'état final, s'il y a besoin d'une énergie d'activation, on ne peut pas trancher entre un apport extérieur et un apport dû aux conditions de réaction.
Quand une réaction est spontanée, sa réaction inverse ne l'est pas. Seules les réactions spontanées ont un "moteur" qui les enmène vers un état final. Ce "moteur" a deux composantes:
  • La perte d'énergie du système. Analogie: l'énergie potentiel.
  • L'augmentation de l'homogénéité ou désordre. Analogie: la répartition rapidement homogène d'un gaz nauséabond dans une pièce.
La première composante est le caractère endo ou exothermique d'une réaction, c'est le critère trouvé par Marcelin Berthelot. La deuxième composante est l'entropie, grandeur thermodynamique dont on va parler maintenant.