Cinétique

Nous avons vu au chapitre précédent que pour qu'une réaction soit spontanée, il faut que son enthalpie libre de réaction soit négative. Néanmoins, dans beaucoup de cas, le calcul thermodynamique nous montre que la réaction devrait avoir lieu, alors que rien ne se passe. C'est le cas de la réaction de formation du dioxyde de carbone :

C (gr.) + O2 (g) ® CO2 (g)

Cela signifie que la vitesse de réaction est nulle (ou en tout cas trop faible pour être observable). Ceci nous prouve bien que la thermodynamique et la cinétique sont deux concepts différents. Dans le premier cas, on s’intéresse aux différences d’énergie entre réactifs et produits, alors que dans le deuxième cas, c’est le chemin réactionnel qui mène à la formation du produit qui nous étudions (figure I)

L'étude des vitesses de réaction est donc une branche entière de la chimie que l’on appelle « la cinétique chimique ». Les applications de celle-ci sont nombreuses et utiles notamment:

· En pétrochimie (cracking du pétrole, catalyseurs hétérogènes)

· En sciences biomédicales et pharmaceutiques (efficacité des médicaments, développement de tumeurs et maladies)

· En agronomie (croissance et nutrition des végétaux)