Théorie des collisions

La théorie des collisions est une théorie qui explique qualitativement comment se produisent les réactions chimiques élémentaires en phase gazeuse et qui rend compte de la dépendance de leur vitesse avec la concentration. Elle suppose que pour qu'une réaction se produise, les molécules des réactifs doivent entrer en collision. Seule une fraction des collisions se traduisent par la transformation effective des réactifs en produits (on les appelle collisions efficaces). Cela est dû au fait que seule une partie des molécules ont une énergie suffisante, dite énergie d'activation, et la bonne orientation au moment de l'impact pour rompre les liaisons existantes et en former de nouvelles. La théorie des collisions est ainsi très intimement liée à la théorie cinétique des gaz et constitue un des fondements théoriques de la cinétique chimique. La théorie des collisions à elle seule ne donne pas une interprétation claire de l'énergie d'activation, pas plus qu'un moyen de la calculer en théorie. En revanche, en dépit de sa simplicité, elle fournit une base pour définir un comportement cinétique « typique » des molécules, permettant ainsi de caractériser des cas plus particuliers. Le coefficient de vitesse d'une réaction bimoléculaire en phase gazeuse est donné selon la théorie par : Z, fréquence de collision ; facteur stérique (lié à l'Effet stérique); énergie d'activation du complexe activé selon Eyring ; T, température ; R, constante universelle des gaz parfaits. Et la fréquence de collision est donnée par : NA, nombre d'Avogadro ; σAB, section efficace de la réaction ; kB, constante de Boltzmann ; μAB, masse réduite des réactifs. Fondamentalement, la théorie des collisions est fondée sur la théorie cinétique des gaz et ne peut donc être appliquée strictement qu'aux gaz parfaits. Son extension à d'autres états de la matière (liquides, solutions) présuppose d'autres approximations. Qualitativement, la théorie considère les molécules des réactifs comme rigides, neutres et sphériques.