Chap 5 CM8-9 CZ Dong Fichier

1
COURS
De l’atome à la chimie organique
22 heures : 11 séances de 2 heures
Chapitres:
1
Atome (4h）
2
Décrire une molécule (4h）
3
Interactions intermoléculaires (2h）
4
Introduction à la chimie organique et stéréochimie (5h）
5
Effets électroniques, intermédiaires réactionnels et notions cinétiques (3h）
6
Dérivés halogénés: substitutions nucléophiles – éliminations d’ordre 1 ou 2 (4h）
Energie de résonance constatée
Cas de butadiène
2
Energie de résonance constatée
Cas de benzène
0
3
Conjugaison et Mésomérie
4
Conjugaison: des doubles liaisons et des simples liaisons sont en conjugaison si elles sont en
alternance. Une double liaison peut être remplacée par une triple liaison, un doublet non liant et
une case quantique (orbitale) vide. Ex: les deux doubles liaisons dans le butadiène.
Dans un système conjugué, la délocalisation des e- p s’étend sur l’ensemble du système.
Ex: les 4 e- p de butadiène sont délocalisés sur les 4 atomes de carbone.
OA p
butadiène
formation de 4 OM p
dont 2 liantes occupées
(4 e- p venant des 4 OA p)
2
1
Energie de résonnance: énergie dégagée grâce à cette délocalisation étendue. Le système est
plus stable car le niveau d’énergie est plus bas.
Mésomérie: Le délocalisation des électrons génère des formes limites de résonance (formes
mésomères). La structure réelle est une superposition de ces différentes formes, certaines ayant
un « poids » plus important (ce sont celles qui correspondent aux énergies les plus basses).
Ex: 3 formes mésomères de butadiène les plus représentatives
Mésomères et représentation d’une molécule
(planéité de la molécule impérative pour la mésomérie)
OH
OH
OH
O
O
O
OH
OH
OH
O
OH
C O
C O
CH 2
OH
OH
OH
NH2
permet d’interpréter
CH 2
O
O
O
O
OH
Cl
Cl
OH
CH2
OH
OH
NH2
d+ dC O
La structure réelle de la molécule correspond à la résonance de toutes formes
mésomères. Pour une question de simplicité, une molécule est toujours
représentée par la forme la plus stable (non chargée).
5
Les effets électroniques
6
Pour comprendre la réactivité d’une molécule organique, il est important
de connaître les effets électroniques des différents groupes. Il existe
principalement deux types d’effets électroniques : inducteurs ou
mésomères.
Effets inductifs
Les effets inducteurs concernent le « déplacement » des électrons s
(répartition de la densité électronique d’une manière non homogène).
Une liaison entre deux atomes C et A est généralement polarisée du
fait de la différence d’électronégativité entre les deux atomes. Cette
polarisation correspond à un « déplacement » des deux électrons le
long de la liaison. Si A induit une charge partielle d- sur C, on dit que
c’est un groupe à effet inducteur positif ou donneur (noté +I).
Si A induit au contraire une charge partielle d+ sur C, on dit que c’est
un groupe à effet inducteur négatif ou accepteur (noté -I).
C A
Charges
partielles
d-
Effet du
groupe
A:
d+
C A
d+
+I
d-
C A
-I
Effets inductifs
7
On peut classer les groupements polarisants. On notera en particulier que les groupes alkyle ont
un effet donneur.
d- d+
C A
d+ dC A
Na
MgX
R
H
NH2 OH
pouvoir électro-donneur augmente
Effet +I
R:
Me
Me C >
Me
tertiaire
I < Br < Cl < F
pouvoir électro-attracteur augmente
Effet -I
>
Me
CH >
Me
>
H2
Me C >
>
H3C >
secondaire primaire méthylique
Effets inductifs et acidité
8
Soit dans l’acide ACH2CO2H, A est un groupe inductif attracteur, +
A CH2
O
1
H2O
O
A < CH 2 <
2
<
OH
I
+
H3O
O
Base conjuguée
Acide
En présence du groupe A (-I), l’équilibre se déplace dans le sens 1, puisque la base
conjuguée est mieux stabilisée (charge négative mieux dispersée par la délocalisation)
A: groupe -I
Acidité augmente
Soit dans l’acide ACH2CO2H, A est un groupe inductif donner, +
+
A CH2
O
1
O
Acide
H 2O
2
A > CH2 >
>
OH
I
+
H3O
O
Base conjuguée
En présence du groupe A (+I), l’équilibre se déplace dans le sens 2, puisque la base
conjuguée est moins stabilisée (charge négative dispersée difficilement par la
délocalisation)
A: groupe +I
Acidité diminue
Effets inductifs et acidité
9
+
A CH2
O
1
H2O
2
O
A < CH2 <
<
OH
+
H3O
O
Base conjuguée
Acide
• Les effets inducteurs se transmettent le long des liaisons s et s’affaiblissent rapidement
Acides:
pKa:
CH3CH2CH2CO2HCH3CH2CHClCO2HCH3CHClCH2CO2H
ClCH2CH2CH2CO2H
4,83
2,86
4,05
4,52
Cl2CHCO2H
Cl3CCO2H
• Les effets inducteurs sont additifs
Acides:
pKa:
CH3CO2H
4,75
ClCH2CO2H
2,86
1,25
0,70
Effets mésomères
Les effets mésomères concernent le « déplacement » des électrons p (ou p des doublets non liants) par
résonance (délocalisation, mésomérie). Il sera d’autant plus intense que le nombre de formes mésomères
est grand et le domaine de circulation des électrons étendu.
Effet mésomère positif ou donneur (noté +M): un groupe +M induit une charge partielle d- sur un carbone
voisin de celui auquel il est relié.
Effet mésomère négatif ou accepteur, ou encore attracteur (noté -M): un groupe –M induit une charge
partielle d+ sur un carbone voisin de celui auquel il est relié.
O
H2C
O
H2C
H2C
H2C
Cl
mésomère attracteur
C O
mésomère donneur
Cl
Cl
L’effet mésomère peut se transmettre sur de longues distances sans affaiblissement.
H2N
H O
pouvoir donneur augmente, Effet +M
X
H
C
N
C N
C
R
O
O
O
O
H
pouvoir attracteur augmente, Effet -M
10
Effets mésomères et acidité
11
Soit dans l’acide p-(B=A)PhCO2H, (B=A) est un groupe mésomère attracteur, B
A
OH
+
H2O
1
B
A
2
M
O
+
H3O
Base conjuguée
Acide
En présence du groupe (B=A) (- M), l’équilibre se déplace dans le sens 1, puisque la
base conjuguée est mieux stabilisée (charge négative mieux dispersée par la
délocalisation)
A: groupe - M
Acidité augmente
Soit dans l’acide p-APhCO2H, A est un groupe mésomère donner, +
A
OH
+
H 2O
M
1
2
A
O
+
H3O
Base conjuguée
Acide
En présence du groupe A (+ M), l’équilibre se déplace dans le sens 2, puisque l’effet
mésomère donneur de A (+ M) empêche la délocalisation de la charge négative dans la
base conjuguée, la rendant peu stable.
A: groupe + M
Acidité diminue
Effets électroniques globaux.
12
Les effets mésomères sont en général plus importants que les effets inductifs.
Groupements à effet globalement attracteur
O
-M -I
HO
N
C N
C O
C O
O
+M -I
Br
Cl
F
I
Attention, les halogènes sont très particuliers !
Groupements à effet globalement donneur par mésomérie, et attracteur par induction
+M -I
NH2
d+
H3C
dOCH3
OH
mais
O-
dH2C
OR
d+
CH OCH3
Attention, suivant l’existence ou pas d’un effet mésomère, le même groupement pourra être globalement
attracteur ou donneur !
Intermédiaires réactionnels
Rappel: Un intermédiaire de réaction est une espèce instable, réactive, dont le temps de vie est
généralement très court, et qui est formée le long du chemin réactionnel dans une réaction
conduisant d’un réactif stable à un produit stable.
États de transition
Energie
potentielle
(CH3)3C
Loi d’Arrhénius : k = A e-Ea/RT
Ea1
Cl
HCl
État initial
État final
(CH3)3CCl
Coordonnée
de réaction
Une bonne connaissance sur les effets électroniques est essentielle non seulement pour la
compréhension des propriétés chimiques d’une molécule (par ex acidité/basicité), mais aussi la stabilité
relative des intermédiaires de réaction.
Les principaux intermédiaires de réaction que nous allons rencontrer sont les radicaux (carbonés), les
carbocations et les carbanions.
13
Les radicaux carbonés
14
Les radicaux sont des espèces portant un électron célibataire (ou non apparié). Ils sont formés par
coupure homolytique d’une liaison simple peu polarisée.
Coupure homolytique
A
A B
RO OR'
hn
+
RO +
O
CH3
B
radical méthyle
R'O
radical phénoxy
Les radicaux sont stabilisés par encombrement stérique et lorsque l’électron non apparié peut-être délocalisé
sur une partie de la molécule. Les radicaux réagissent dans des réactions de dimérisation, de transfert d’atome,
d’addition sur une liaison double.
CH2
CH2
tertiaire
R'
R
R"
C « encombré »
>
CH2
secondaire
primaire
R'
H
R
H
>
R
H
>>
CH2
OA p vide
Les carbocations
15
Les carbocations sont des espèces portant une charge positive sur un atome de carbone. Le carbone est
donc entouré de 6e- seulement. Ils sont formés par rupture hétérolytique d’une liaison polarisée ou par
attaque acide d’une double liaison.
Coupure hétérolytique
C Nu
d+
C C
carbocation méthyle
C
dH
+ Nu
OA p vide
CH3
H C C
Les carbocations sont stabilisés par encombrement stérique et par effet électronique inducteur ou mésomère
donneur. La géométrie est plane autour du carbone C+ (hybridation sp2). Les carbocations étant pauvre en e, réagissent facilement avec des molécules riches en e- et sont donc appelés électrophiles. Ils peuvent aussi
libérer un proton H+ ou se réarranger par migration interne d’un hydrogène.
Me
Me
>
H2 H
Me C C Me
>
H2 H2
Me C C CH2
Me
Me
Me
primaire
secondaire
tertiaire
Me
H
C C
CH2
H
C C
Me
allylique (allyle)
>
CH2
Me
H2
C C
Me
CH3
tertiaire
Les carbanions
16
Les carbanions sont des espèces portant une charge négative sur un atome de carbone. Ils sont formés
par rupture hétérolytique d’une liaison polarisée en faveur du carbone. Ils sont stabilisés par des effets
électroniques inducteurs ou mésomères attracteurs et déstabilisés par des effets électroniques inducteurs
ou mésomères donneurs.
Cl
Cl C
Cl
>
CH3
Me
<
C
C
fortement stabilisé par -M
fortement stabilisé par -I
Me
O
O
H2 H
Me C C Me
<
Me
secondaire
tertiaire
H2 H2
Me C C CH2
primaire
Me
Me
Me
C CH
Me
CH2
C CH
>
Me
CH2
C CH2
Me
CH3
allylique (allyle)
tertiaire
Les carbanions ont une géométrie pyramidale autour du carbone C- (hybridation sp3). Etant riches en e-, ils
réagissent facilement avec des centres déficients en e- et sont donc appelés nucléophiles.
C
C
d+ d-
C O
C C O
17
Eléments de cinétique chimique
1
Généralités (conservation de la masse, conservation de la charge
électrique)
2
Vitesse de réaction (définition, loi de vitesse et constante de vitesse,
détermination de la loi de vitesse,)
3
Ordre de réaction (loi de vitesse intégrées, demi-vie d’une réaction)
4
Réaction élémentaire et réaction complexe, mécanisme
5
Influence de la température sur la vitesse d’une réaction
6
Catalyse
Notions cinétiques
18
Généralités
Une réaction chimique est une transformation de la matière au cours de laquelle
des corps appelés réactifs sont consommés et de nouveaux corps appelés
produits sont formés.
A
+
B
Réactifs
C
+
D
Produits
Cette transformation est symbolisée par une flèche
Conservation de la masse (Lavoisier): Au cours d’une réaction
chimique, rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme.
Conservation de la charge électrique: Au cours d’une réaction
chimique, les charges électriques peuvent se déplacer d’un
élément à un autre, mais elles ne peuvent être ni crées ni
détruites.
En tenant compte de ces lois fondamentales de conservation de
la matière, les coefficients stœchiométriques (n) sont introduits.
vAA
+
vBB
vCC
+
vDD
Antoine Laurent de
Lavoisier (1743-93)
Notions cinétiques
19
Vitesse de la réaction : vitesse de disparition ou d'apparition
d’un constituant du milieu réactionnel
vAA
vBB
+
vCC
+
vDD
v = - (1/nA)(d[A]/dt) = - (1/nB)(d[B]/dt) = (1/nC)(d[C]/dt) = (1/nD)(d[D]/ dt)
v: vitesse volumique de la réaction (mol L-1 s-1)
Avancement d’une réaction : On définie l’avancement x (en mole) d’une
réaction par la relation:
x= (ni-ni°)/ni ou ni = ni° + xni
avec ni <0 pour les réactifs et >0 pour les produits
aA
+
bB
cC
+
dD
t=0
nA°
nB°
nC°
nD°
t
nA
nB
nC
nD
x = - (nA-nA°)/a = - (nB-nB°)/b = (nC-nC°)/c = (nD-nD°)/d
Notions cinétiques
20
Relation entre la vitesse et l’avancement d’une réaction
Admettons que la réaction a lieu dans un volume V constant
Avantage d’utiliser l’avancement: Quelque soit le constituant
utilisé, la vitesse de la réaction est exprimée par une même
équation!
Notions cinétiques
21
Loi de vitesse (van t 'Hoff): relation mathématique entre la vitesse
de la réaction et les concentrations des différentes espèces.
Pour les réactions en système fermé, isochore et homogène
aA
v = k [A]a [B]b
+
bB
cC
+
dD
k = constante de vitesse de la réaction
a: ordre partiel pour le réactif A
b: ordre partiel pour le réactif B
a + b: ordre global de la réaction
Important:





k : indépendant des concentrations et du temps
k : dépendant de la réaction étudiée et de la température
L’unité de k: dépendant de l’ordre global de la réaction.
Ordres partiels: aucun lien systématique avec les coefficients
stœchiométriques a et b (valeurs entiers, fractionnaires ou nuls)
La loi de vitesse est purement phénoménologique et doit être établie
expérimentalement.
Notions cinétiques
22
Interprétation graphique de la vitesse de réaction
v2
v1
v3
La vitesse d’une réaction à un
temps donne est proportionnelle à
la pente de la tangente à la courbe
de la disparition d’un réactif ou de
l’apparition d’un produit.
A: réactif
C: produit
Exemples de loi de vitesse
Réaction
2 N 2O 5
2 HI + H 2O2
Vitesse
4 NO2 + O2
I2 + 2 H 2 O
v = k [N 2 O5 ]
1
v = k [HI] [H2 O2 ]
2
[Br 2] 3/2 [ H 2]
H 2 + Br2
2 HBr
Ordre global
v = k1
k 2 [Br 2] + k 3[HBr]
sans ordre
Notions cinétiques
23
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Cas des réactions à un seul réactif
bB
aA
+
cC
Définition de la vitesse
1 d[A] 1 d[B] 1 d[C]
=
v==
= k[A]a
a dt
b dt
c dt
Selon la valeur de a, on distingue trois cas principaux,
Réaction d’ordre 0:
a=0
Réaction d’ordre 1:
a=1
Réaction d’ordre 2:
a=2
Notions cinétiques
24
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Réactions d’ordre 0
bB
aA
Equation de vitesse
1 d[A]
v== k[A]a = k[A]0 = k
a dt
d[A] = - k a dt
∫ d[A] = ∫ - k a dt = - k a ∫ dt
[A] = - k a t + Cte
A t = 0, [A] = [A]0 donc Cte = [A]0
Equation caractéristique d’une réaction de l’ordre 0
[A] = - k a t + [A]0
avec
k en mol L-1 s-1
+
cC
Notions cinétiques: Ordre de réactions
25
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Réactions d’ordre 0
Représentation graphique caractéristique d’une réaction de l’ordre 0
t1/2 =
[A]0
2ak
Variation de la concentration du réactif A en fonction du temps
Demi-vie par définition :
soit
[A]0
= [A] - a k t1/2
2
donc
[A]0
t1/2 =
2ak
Notions cinétiques
26
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Réactions d’ordre 1
aA
bB
+
cC
Equation de vitesse
1 d[A]
v== k[A]a = k[A]1
a dt
d[A] / [A] = - k a dt
∫ d[A] / [A] = ∫ - k a dt = - k a ∫ dt
ln [A] = - k a t + Cte
A t = 0, [A] = [A]0 donc Cte = ln [A]0
Equation caractéristique d’une réaction de l’ordre 1
Ln [A] = - k a t + ln [A]0 = ln [A]0 - k a t
avec
k en s-1
Notions cinétiques: Ordre de réactions
27
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Réactions d’ordre 1
Pour une réaction d’ordre 1, la demi-vie du réactif A est indépendante de la
concentration initiale.
Variation de la concentration du
réactif A en fonction du temps
Représentation linéarisée
Demi-vie par définition :
En utilisant la représentation linéarisée
Ln [A]0/2 = - k a t1/2 + ln [A]0
soit
t1/2 = ln 2/ a k
Notions cinétiques
28
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Réactions d’ordre 2
bB
aA
+
cC
Equation de vitesse
v=-
1 d[A]
= k[A]a = k[A]2
a dt
d[A] / [A]2 = - k a dt
∫ d[A] / [A]2 = ∫ - k a dt = - k a ∫ dt
1/[A] = k a t + Cte
A
t = 0, [A] = [A]0 donc Cte = 1 / [A]0
Equation caractéristique d’une réaction de l’ordre 2
1/[A] - 1/[A]0 = k a t
soit
[A] = [A]0 / (1 + k a t [A]0)
avec
k en L mol-1 s-1
Notions cinétiques: Ordre de réactions
29
Détermination de la loi de vitesse pour des réactions simples et
loi de vitesse intégrée
Réactions d’ordre 2
Représentation linéarisée
Variation de la concentration du
réactif A en fonction du temps
Demi-vie par définition :
donc,
Pour une réaction de l’ordre 2, la demi-vie est
inversement proportionnel à la concentration initiale.
1
1
1
= a k t1/2 =
[A]0
[A]0
[A]0
2
t1/2 =
1
a k [A]0
Notions cinétiques
30
Réaction élémentaire: aucun intermédiaire, en une seule étape (un seul
état de transition), ordre partiel égal au coefficient stœchiométrique
Exemple: réaction entre 3 atomes d’hydrogène
Ha + Hb–Hc  Ha–Hb + Hc
(CA # : Ha Hb Hc)
●
●
Energie du système, représentée par une surface de potentiel, dépend de dab et de dbc
Ha Hb Hc
 Au cours de l’évolution de I à
F, l’énergie du système tend à
rester au plus bas, ce qui
correspond à la courbe en
pointillé, appelée chemin
réactionnel.
 Sur ce chemin d’énergie
minimale, on remarque un col
noté CA# = complexe activé,
ou encore état de transition.
 Pour passer de I à F, le
système devra avoir
suffisamment d’énergie
cinétique pour franchir ce col.
Notions cinétiques
31
Au lieu de représenter ces diagrammes énergétiques en 3 dimensions, on tracera
le diagramme énergétique, ou encore profil réactionnel du système: énergie
potentielle en fonction de la coordonnée réactionnelle, notée CR.
On voit ainsi très bien l’état de transition (le col de la figure en 3D) qui apparaît
comme un maximum.
Energie d’activation Ea : DE entre le point de départ
du profil et l’état de transition (voir la loi d’Arrhénius
plus loin).
Signification microscopique de Ea : barrière d’énergie
à franchir pour qu’une réaction soit possible.
Chocs efficaces : seuls les chocs entre A et BC qui
apportent suffisamment d’énergie cinétique initiale
(Ec) permettant de franchir la barrière (Ec > Ea), sont
efficaces.
Température et chocs efficaces : plus la température
est élevée, plus Ec est grande et plus le nombre de
chocs efficaces est important (interprétation de la loi
d’Arrhénius).
Notions cinétiques
32
loi de vitesse et mécanisme
Une même réaction et deux ou plusieurs mécanismes !
Exemple: substitution nucléophile sur les dérivés halogénés des alcanes (RX)
Bilan général : RX + Y-  RY + X(Y- est le nucléophile, il va substituer X)
Cette réaction peut avoir lieu selon deux mécanismes (dits « limites ») : SN1 ou SN2
selon les conditions opératoires, et le type RX et de Y- choisis
Ex:
CH3Cl + Br-  CH3Br + Cl-
Mécanisme SN2
(une seule étape élémentaire qui
s’écrit comme le bilan)
v = k [RCl] [Br-] (ordre 2)
Pas d’IR
H
Br
H
+
Cl
H
Br
+
H
Cl
H
H
H
H
k1
Cl
étapes 1 et -1
Mécanisme SN1
(trois étapes élémentaires)
Un seul IR = R+
v1 = k1 [RCl] ; v-1 = k-1 [R+][Cl-]
v2 = k2 [R+][Br-]
H
k
H
k-1
H
H
+
Cl
H
H
+
étape 2
H
H
Br
k2
H
Br
H
Notions cinétiques
33
loi de vitesse et mécanisme
Dans le cas d’un mécanisme complet, il y a souvent plusieurs étapes
élémentaires et chacune a son profil réactionnel.
Par exemple, le mécanisme SN1est en deux étapes et donne le profil suivant :
L’étape la plus lente est celle qui a une énergie d’activation plus élevée (étape 1)
Notions cinétiques
34
loi de vitesse et mécanisme
Contrôle cinétique / contrôle thermodynamique
contrôle cinétique: énergie d’activation moins élevée (ici le produit C est
obtenu plus rapidement)
 contrôle thermodynamique: produit plus stable du point de vue
thermodynamique (ici le produit B est le plus stable)
Notions cinétiques
35
Vitesse de réaction et la température
Loi empirique d’Arrhenius
k = A exp{-Ea/(RT)}
E
A: facteur préexponentiel; Ea: énergie
d’activation; R: constante
universelle des gaz
parfaits; T: température
en K
Ea
Réactifs
Nobel Chimie
1903
DH
Produits
Coordonnés d’avancement
- Ea/R
lnk = lnA - Ea/(RT)
R: 8,314 J⋅mol-1⋅K-1
Notions cinétiques
36
Vitesse de réaction et la température
Loi empirique d’Arrhenius
Exemple:
Variation de ln k en fonction de 1/T
ln k
y = -6,0702x + 17,373
R² = 0,9997
4
Détermination du facteur pré-exponentiel à
l’aide de l’ordonnée à l’origine de la droite
3,5
3
2,5
soit ln A = 17,4
A = 3,5 107 s-1
2
1,5
1
0,5
0
2,2
2,3
2,4
2,5
2,6
1/T
2,7
Détermination de l’énergie d’activation à
l’aide de la pente de la droite
(K-1)
La courbe obtenue est une droite,
donc la loi d’Arrhenius est vérifiée.
soit - Ea / R = - 6,07
Ea = 50,4 kJ mol-1
Notions cinétiques
37
Catalyse
Un catalyseur permet d’augmenter sensiblement la vitesse
d’une réaction chimique.
Le catalyseur n’apparaît jamais dans l’équation bilan de la réaction.
S’il est consommé au cours d’une étape de la réaction il est ensuite
régénéré au cours d’une étape ultérieure.
Le catalyseur peut agir de deux manières principales :
Soit en stabilisant l’état de transition en abaissant son énergie et donc
l’énergie d’activation
Soit en remplaçant une réaction lente par deux réactions plus rapides
Le catalyseur ne modifie que le mécanisme réactionnel et la
vitesse de la réaction. Les grandeurs thermodynamiques restent
inchangées !
Notions cinétiques
38
Catalyse
Energie
Réaction non catalysée
Catalyse par stabilisation de
l’état de transition
Catalyse par remplacement d’une
réaction lente par deux plus rapides
réactifs
énergie de
réaction
produits
Coordonnée
réactionnelle
Notions cinétiques
39
Bilan
 Définition de la vitesse et de l’avancement d’une réaction
 Réaction élémentaire et réaction complexe
 Ordre de réaction (0, 1 et 2) et la loi de vitesse
 Produit cinctique et produit thermodynamique
 Etat de transition et intermédiaire réactionnel
 Température et vitesse de réaction (loi d’Arrhenius)
 Catalyse et role de catalyseur