Université · Sciences Exactes · Chimie Fondamentale
Au cœur de toute la chimie — la transformation de liaisons chimiques entre réactifs pour former des produits différents. De la combustion d'un allumette aux mécanismes enzymatiques de la vie, des réactions industrielles de synthèse à la corrosion d'un pont : les réactions chimiques façonnent notre monde à l'échelle atomique.
Une réaction chimique est un processus par lequel des réactifs sont transformés en produits par la rupture et la formation de liaisons chimiques entre atomes. Les atomes sont conservés (loi de conservation de la masse, Lavoisier 1774) mais leur agencement change : une réaction n'est pas une transmutation, mais un réarrangement des électrons de valence.
Deux critères définissent si une réaction est spontanée (thermodynamiquement favorisée) : l'énergie de Gibbs ΔG = ΔH − TΔS < 0, combinant l'enthalpie ΔH (chaleur échangée) et l'entropie ΔS (désordre). Une réaction avec ΔG < 0 est thermodynamiquement possible mais peut être cinétiquement très lente (diamant → graphite, ΔG < 0 mais immensément lente). La thermodynamique dit si la réaction peut avoir lieu ; la cinétique dit à quelle vitesse.
L'équation de la réaction (équation bilan) exprime les proportions stœchiométriques des réactifs et produits. Le bilan de matière impose que le nombre d'atomes de chaque élément est identique de part et d'autre. L'avancement de la réaction ξ (en mol) quantifie le progrès de la réaction, de ξ=0 (début) à ξ=ξmax (équilibre ou fin).
Formation d'un composé à partir de deux réactifs simples. Ex : 2H₂ + O₂ → 2H₂O. 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃ (rouille). N₂ + 3H₂ → 2NH₃ (Haber).
Rupture d'un composé en deux produits simples. Ex : 2H₂O → 2H₂ + O₂ (électrolyse). 2HgO → 2Hg + O₂ (Lavoisier). CaCO₃ → CaO + CO₂ (four à chaux).
Un élément déplace un autre dans un composé. Ex : Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂. 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂. Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.
Échange d'ions entre deux sels. Précipitation si un produit est insoluble. Ex : AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃. BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl.
Transfert d'électrons entre réducteur et oxydant. Ex : Combustion (C + O₂), piles, électrolyse, corrosion, photosynthèse, respiration cellulaire. Couplage demi-réactions (potentiels standard E°).
Transfert de proton H⁺ selon Brønsted-Lowry. Ex : HCl + NaOH → NaCl + H₂O. CH₃COOH + NH₃ ⇌ CH₃COO⁻ + NH₄⁺. Buffets biologiques (H₂CO₃/HCO₃⁻).
Diagramme énergétique — Réaction exothermique vs endothermique · Énergie d'activation Ea
L'énergie d'activation Ea (ou barrière d'activation) est l'énergie minimale nécessaire pour initier la réaction — celle de l'état de transition, point le plus haut du profil énergétique. La loi d'Arrhenius k = A·e⁻ᴱᵃ/ᴿᵀ relie la constante de vitesse k à Ea et à la température T. Un catalyseur réduit Ea (chemin de réaction alternatif) sans modifier ΔG : il accélère la réaction mais ne change pas le rendement d'équilibre.
La loi de vitesse d'une réaction est déterminée expérimentalement : v = k[A]ᵃ[B]ᵇ. Les exposants a et b (ordres partiels) ne sont pas forcément les coefficients stœchiométriques — ils dépendent du mécanisme. Une réaction d'ordre global 2 signifie que doubler [A] et [B] multiplie la vitesse par 4. Le mécanisme réactionnel (séquence d'étapes élémentaires) détermine la loi de vitesse réelle via l'étape limitante.
Règle d'Arrhenius : +10°C ≈ ×2 la vitesse (pour Ea ~50 kJ/mol). Augmente l'énergie cinétique des molécules → plus de chocs efficaces. Chaque 10°C supplémentaires double souvent la vitesse en pratique (règle de van 't Hoff).
Loi de vitesse : v = k[A]ᵃ[B]ᵇ. Augmenter [A] multiplie la fréquence des chocs. En solution, l'activité thermodynamique remplace la concentration. En gaz, la pression partielle est le paramètre clé.
Réduit Ea sans être consommé. Catalyse homogène (même phase : acido-basique, organométallique) ou hétérogène (surface solide : Pt, Pd, Fe). Les enzymes sont les catalyseurs les plus efficaces : 10⁶–10¹² × l'accélération abiologique.
Photons haut énergie (UV, visible) peuvent initier des réactions photochimiques (dissociation, excitation). Photosynthèse (Soleil → glucides), photopolymérisation (résines UV), ozone atmosphérique (UV-C + O₂). Règle de Stark-Einstein : 1 photon → 1 molécule activée.
En catalyse hétérogène ou pour les solides : la surface spécifique est décisive. Charbon actif : ~3000 m²/g. Zéolites : ~800 m²/g. Broyage d'un solide × sa réactivité (pyrite fine, farine dans l'air → explosion).
Le solvant solubilise les réactifs, stabilise les charges. L'eau comme solvant favorise les réactions ioniques. Le pH modifie la spéciation (acide/base) et catalyse ou inhibe enzymatiquement. Solvants aprotiques vs protiques.