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Énergie d’activation

Énergie d'activation, état de transition et vitesse de réaction.

Introduction

Imaginez vous réveiller une journée où vous avez beaucoup de choses amusantes prévues. Est-il jamais arrivé que, malgré la journée passionnante qui vous attend, vous ayez besoin de rassembler une énergie supplémentaire pour vous sortir du lit ? Une fois que vous êtes levé, vous pouvez facilement vous activer pour le reste de la journée, mais il y a un petit frein à dépasser comme une butte à franchir pour atteindre ce but.
L'énergie d'activation d'une réaction chimique est comme cette « butte » que vous devez franchir pour sortir de votre lit. Même les réactions (exergoniques) qui libèrent de l'énergie nécessitent une certaine quantité d'énergie pour commencer, avant de pouvoir passer à leur phase d'émission d'énergie. Cet apport d'énergie initial, qui est plus tard récupéré lorsque la réaction a lieu, est appelée énergie d'activation et est abrégée EA.

L'énergie d'activation

Pourquoi une réaction qui libère de l'énergie, avec un ∆G négatif, a-t-elle besoin d'énergie pour s'enclencher ? Pour comprendre cela, nous avons besoin de regarder ce qu'il va se passer avec les molécules du réactif pendant une réaction chimique. Pour que la réaction ait lieu, certaines ou toutes les liaisons chimiques des réactifs doivent être brisées pour que de nouvelles liaisons et d'autres produits puissent se former. Pour que ces liaisons atteignent un état qui leur permet de se briser, les molécules doivent être déformées (tordues) dans un état instable appelé état de transition. Cet état de transition est un état de haut niveau d'énergie et une certaine quantité d'énergie - l'énergie d'activation - doit être ajoutée afin que les molécules puissent l'atteindre. Comme l'état de transition est instable, les molécules du réactif ne vont pas rester longtemps telles quelles mais vont rapidement procéder aux étapes suivantes de la réaction.
En général, l'état de transition d'une réaction est toujours un état d'énergie plus haut que celui des réactifs et des produits, de sorte que EA a toujours une valeur positive - indépendamment du fait que la réaction soit endergonique ou exergonique. L'énergie d'activation représentée dans le graphique ci-dessous montre une réaction exergonique (réactif produit). Si la réaction était indiquée dans la direction inverse (endergonique), l'état de transition resterait le même, mais l'énergie d'activation serait plus grande. Cela est du au fait que les molécules du produit ont un plus bas niveau d'énergie et ont donc besoin d'encore plus d'énergie pour atteindre l'état de transition au sommet de la réaction "colline". (Une flèche d'énergie d'activation pour la réaction inverse partirait du produit et se dirigerait vers le haut jusqu'à l'état de transition.)
Graphique de coordonnées de réaction pour une réaction exergonique. Bien que les produits soient à un niveau d'énergie inférieur à celui des réactifs (de l'énergie est libérée en allant des réactifs aux produits), il y a encore une petite "butte" dans la courbe énergétique de la réaction, reflétant la formation de l'état de transition à haute énergie. L'énergie d'activation de la réaction à venir est la quantité d'énergie qu'il faut ajouter pour passer du niveau énergétique des réactifs au niveau énergétique de l'état de transition.
Image modifiée à partir de OpenStax Biology.
La source d'énergie d'activation est généralement la chaleur, avec les molécules des réactifs absorbant l'énergie thermique de leur environnement. Cette énergie thermique accélère le mouvement des molécules, augmentant la fréquence et la force de leurs collisions, et bousculent également les atomes et les liaisons dans les molécules individuelles, ce qui augmente la probabilité que les liens se brisent. Une fois qu'une molécule de réactif absorbe suffisamment d'énergie pour atteindre l'état de transition, elle peut passer à la suite de la réaction.

L'énergie d'activation et le taux de réaction

L'énergie d'activation d'une réaction chimique est étroitement liée à sa vitesse. Plus l'énergie d'activation est élevée, plus la réaction chimique sera lente. Cela est dû au fait que les molécules ne peuvent terminer la réaction qu'une fois qu'elles ont atteint le sommet de la barrière d'activation. Plus la barrière est élevée, moins il y a de molécules qui auront assez d'énergie pour la franchir à un moment donné.
De nombreuses réactions ont des énergies d'activation si élevées qu'elles ne se produisent pas sans apport d'énergie. Par exemple, la combustion d'un combustible comme le propane libère de l'énergie, mais le taux de réaction est effectivement nul à température ambiante. (Pour être clair, c’est une bonne chose – ce ne serait pas vraiment drôle que des bouteilles de propane explosent spontanément dans les rayons !) Une fois qu'une étincelle a fourni assez d'énergie pour permettre aux molécules de franchir la barrière d'activation, ces molécules terminent la réaction, libérant de l'énergie. L'énergie libérée aide également d'autres molécules de combustible à franchir la barrière d'énergie, entraînant une réaction en chaîne.
La plupart des réactions chimiques qui se produisent dans les cellules sont comme l'exemple de la combustion de glucides : l'énergie d'activation est trop élevée pour que les réactions puissent se produire de manière significative à la température ambiante. A première vue cela semble être un problème : après tout, on ne peut pas déclencher une étincelle dans une cellule sans causer de dommages. Heureusement, il est possible de réduire l’énergie d’activation d’une réaction et d’augmenter ainsi le taux de réaction. Le processus d'accélération d'une réaction en réduisant son énergie d'activation est connu sous le nom de catalyse, et le facteur qui a été ajouté pour réduire l'énergie d'activation est appelé un catalyseur. Les catalyseurs biologiques sont connus sous le nom d'enzymes, et nous les examinerons en détail dans la section suivante.

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