Calculs Énergétiques pour une Réaction SN2
Contexte : Qu'est-ce qu'une réaction SN2 ?
En chimie organique, la réaction de substitution nucléophile bimoléculaire (SN2) est un mécanisme réactionnel fondamental. Elle décrit comment un nucléophileEspèce chimique riche en électrons qui est attirée par les centres chargés positivement (noyaux)., riche en électrons, attaque un atome de carbone électrophileEspèce chimique pauvre en électrons qui est attirée par les centres chargés négativement (électrons). et déplace simultanément un groupe partantAtome ou groupe d'atomes qui se détache d'une molécule avec une paire d'électrons lors d'une réaction.. Le tout se produit en une seule étape concertée, passant par un état de transitionArrangement atomique de haute énergie qui se situe au sommet de la barrière énergétique entre les réactifs et les produits. où le carbone est temporairement lié à la fois au nucléophile et au groupe partant. L'étude énergétique de ce processus nous permet de comprendre sa vitesse (cinétique) et son issue (thermodynamique).
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous guidera dans la construction et l'interprétation d'un profil énergétique pour une réaction SN2 classique. Nous utiliserons les enthalpies de formation pour déterminer l'énergie de la réaction et l'énergie d'activation pour comprendre la vitesse à laquelle elle se produit.
Objectifs Pédagogiques
- Calculer l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta H_{\text{r}}^\circ\)) en utilisant la loi de Hess.
- Déterminer si une réaction est exothermique ou endothermique.
- Calculer les énergies d'activation directe et inverse.
- Construire et interpréter un diagramme de coordonnées de réaction.
- Relier les grandeurs thermodynamiques et cinétiques au déroulement de la réaction.
Données de l'étude
Schéma du mécanisme SN2
- Enthalpie standard de formation \(\Delta H_{\text{f}}^\circ\):
- \(\text{CH}_3\text{Br}(\text{g}) = -38.4 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\text{Cl}^-(\text{g}) = -233.0 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\text{CH}_3\text{Cl}(\text{g}) = -83.7 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\text{Br}^-(\text{g}) = -219.0 \, \text{kJ/mol}\)
- Enthalpie standard de formation de l'état de transition : \(\Delta H_{\text{f}}^\circ([\text{Cl} \cdot\cdot\cdot \text{CH}_3 \cdot\cdot\cdot \text{Br}]^{-\ddagger}) = -205.0 \, \text{kJ/mol}\)
Questions à traiter
- Calculer l'enthalpie standard de la réaction, \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\).
- La réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Justifier.
- Calculer l'énergie d'activation de la réaction directe, \(E_{\text{a, directe}}\).
- Calculer l'énergie d'activation de la réaction inverse, \(E_{\text{a, inverse}}\).
- Tracer une esquisse qualitative du profil énergétique (diagramme de coordonnées de réaction), en y indiquant toutes les valeurs calculées.
Correction : Calculs Énergétiques pour une Réaction SN2
Question 1 : Calculer l'enthalpie standard de réaction (\(\Delta H_{\text{r}}^\circ\))
Principe avec image animée (le concept physique)
L'enthalpie de réaction est la chaleur échangée au cours d'une réaction chimique à pression constante. Elle représente la différence entre l'énergie des liaisons rompues et celle des liaisons formées. On peut la calculer en utilisant les enthalpies de formation standard (\(\Delta H_{\text{f}}^\circ\)) des produits et des réactifs, grâce à la loi de Hess. Cette loi stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction ne dépend que de l'état initial et de l'état final, et non du chemin parcouru.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'enthalpie standard de formation (\(\Delta H_{\text{f}}^\circ\)) d'un composé est la variation d'enthalpie lors de la formation d'une mole de ce composé à partir de ses corps simples de référence dans leur état standard. Par convention, \(\Delta H_{\text{f}}^\circ\) des corps simples (comme O₂(g), C(graphite)) est nulle. La loi de Hess est une conséquence directe du premier principe de la thermodynamique (conservation de l'énergie).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Point Clé : L'erreur la plus commune est d'inverser l'ordre de la soustraction. Rappelez-vous toujours : c'est la somme des enthalpies des **produits** MOINS la somme des enthalpies des **réactifs**. C'est une définition fondamentale en thermodynamique.
Normes (la référence réglementaire)
Le calcul se base sur la Loi de Hess, un principe fondamental de la thermochimie. Les valeurs d'enthalpies standard de formation sont tabulées et définies par l'Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC) pour des conditions standards précises (298.15 K et 1 bar).
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la réaction est complète et que les coefficients stœchiométriques sont tous égaux à 1. Les calculs sont effectués dans les conditions standards, même si la réaction réelle peut se produire dans d'autres conditions.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Loi de Hess :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{CH}_3\text{Cl}) = -83.7 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{Br}^-) = -219.0 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{CH}_3\text{Br}) = -38.4 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{Cl}^-) = -233.0 \, \text{kJ/mol}\)
Calcul(s) (l'application numérique)
Somme des enthalpies des produits :
Somme des enthalpies des réactifs :
Enthalpie de réaction :
Réflexions (l'interprétation du résultat)
La valeur négative de -31.3 kJ/mol indique que le système chimique perd de l'énergie, qui est libérée dans l'environnement sous forme de chaleur. Cela signifie que les liaisons formées (C-Cl) sont globalement plus stables que les liaisons rompues (C-Br), en tenant compte de la stabilité des ions en phase gazeuse.
Point à retenir : L'enthalpie de réaction, calculée via la loi de Hess, est le bilan énergétique net entre la formation des produits et la consommation des réactifs.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette première étape est cruciale car elle définit la thermodynamique de la réaction. Elle nous dit si, d'un point de vue énergétique, la réaction a une tendance naturelle à se produire dans le sens direct. C'est la première information que l'on cherche avant d'étudier la vitesse.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Attention aux signes : La manipulation des nombres négatifs est une source d'erreur fréquente. Utilisez des parenthèses pour bien séparer les termes des produits et des réactifs afin d'éviter les erreurs de calcul.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
À vous de jouer : Si \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{CH}_3\text{Cl})\) était de -90.0 kJ/mol, quelle serait la nouvelle valeur de \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\) (en kJ/mol) ?
Question 2 : La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?
Principe avec image animée (le concept physique)
Le signe de l'enthalpie de réaction (\(\Delta H_{\text{r}}^\circ\)) nous indique le sens du transfert de chaleur avec le milieu extérieur. Une valeur négative signifie que le système libère de l'énergie sous forme de chaleur, tandis qu'une valeur positive signifie que le système absorbe de la chaleur.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Une réaction exothermique (\(\Delta H < 0\)) libère de la chaleur, augmentant la température du milieu environnant. C'est le cas des combustions. Une réaction endothermique (\(\Delta H > 0\)) absorbe de la chaleur, refroidissant le milieu. C'est le cas de la dissolution de certains sels dans l'eau. D'un point de vue thermodynamique, les réactions exothermiques sont généralement plus favorables car elles mènent à un état final plus stable (de plus basse énergie).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Point Clé : Un bon moyen mnémotechnique : **EXO**thermique = l'énergie sort (comme dans "exit"). **ENDO**thermique = l'énergie entre (comme dans "entrer"). La justification doit toujours se baser sur le signe de \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\).
Normes (la référence réglementaire)
La convention de signe pour les transferts d'énergie est définie par l'IUPAC : ce qui est reçu par le système est compté positivement, ce qui est cédé par le système est compté négativement. Ainsi, une libération de chaleur correspond bien à un \(\Delta H\) négatif.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On se base uniquement sur le signe de la valeur calculée à la question précédente, en supposant que ce signe ne change pas dans les conditions de la réaction.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Il ne s'agit pas d'une formule, mais d'une règle d'interprétation :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Résultat de la Question 1 : \(\Delta H_{\text{r}}^\circ = -31.3 \, \text{kJ/mol}\)
Calcul(s) (l'application numérique)
Aucun calcul n'est nécessaire, il s'agit d'une simple comparaison.
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Analyse : Nous avons calculé \(\Delta H_{\text{r}}^\circ = -31.3 \, \text{kJ/mol}\). Puisque \(\Delta H_{\text{r}}^\circ < 0\), la réaction est exothermique. Cela signifie que les produits (\(\text{CH}_3\text{Cl} + \text{Br}^-\)) sont plus stables (ont une enthalpie plus faible) que les réactifs (\(\text{CH}_3\text{Br} + \text{Cl}^-\)). Le système libère 31.3 kJ d'énergie pour chaque mole de réactifs qui se transforment.
Point à retenir : Le signe de \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\) détermine la nature thermique de la réaction : négatif pour exothermique, positif pour endothermique.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Cette étape est l'interprétation qualitative du calcul précédent. Elle donne un sens physique au résultat mathématique et permet de prédire si la réaction va chauffer ou refroidir son environnement, une information capitale en génie chimique et en sécurité des procédés.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Confondre favorable et rapide : Une réaction exothermique est thermodynamiquement favorable, mais cela ne dit rien sur sa vitesse. Ne concluez jamais qu'une réaction est rapide simplement parce qu'elle est exothermique.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
À vous de jouer : Si une réaction a un \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\) de +15 kJ/mol, comment la qualifieriez-vous ?
Question 3 : Calculer l'énergie d'activation directe (\(E_{\text{a, directe}}\))
Principe avec image animée (le concept physique)
L'énergie d'activation est la barrière énergétique minimale que les réactifs doivent franchir pour se transformer en produits. Elle correspond à la différence d'enthalpie entre l'état de transition (le point le plus haut sur le chemin réactionnel) et l'état des réactifs.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'énergie d'activation est un concept clé de la cinétique chimique. Selon la théorie des collisions, pour qu'une réaction ait lieu, les molécules de réactifs doivent non seulement entrer en collision, mais le faire avec une énergie suffisante (au moins égale à \(E_{\text{a}}\)) et une orientation correcte. Une \(E_{\text{a}}\) élevée implique que seule une petite fraction des collisions sera efficace, menant à une réaction lente.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Point Clé : Ne confondez pas l'enthalpie de formation de l'état de transition avec l'énergie d'activation. L'énergie d'activation est une **différence** d'énergie, c'est la "hauteur de la colline" à gravir, pas l'altitude du sommet.
Normes (la référence réglementaire)
Le concept d'énergie d'activation a été introduit par Svante Arrhenius. Sa célèbre loi d'Arrhenius relie la constante de vitesse d'une réaction (k) à l'énergie d'activation et à la température : \(k = A e^{-E_{\text{a}}/RT}\). C'est le fondement de l'étude de l'effet de la température sur la vitesse des réactions.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On assimile ici l'énergie d'activation à une différence d'enthalpie. Rigoureusement, il faudrait utiliser les enthalpies libres d'activation (\(\Delta G^{\ddagger}\)), mais l'approximation par les enthalpies (\(\Delta H^{\ddagger}\)) est très courante et souvent suffisante.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Énergie d'activation directe :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{État de Transition}) = -205.0 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\sum \Delta H_{\text{f, réactifs}}^\circ = -271.4 \, \text{kJ/mol}\) (calculé à la Q1)
Calcul(s) (l'application numérique)
Calcul de l'énergie d'activation directe :
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Une énergie d'activation de 66.4 kJ/mol est une barrière modérée. La réaction ne sera pas instantanée à température ambiante, mais elle se produira à une vitesse mesurable. Chauffer le mélange réactionnel augmenterait de manière exponentielle la fraction de molécules ayant assez d'énergie pour franchir cette barrière, accélérant ainsi la réaction.
Point à retenir : L'énergie d'activation est toujours une valeur positive, car l'état de transition est par définition plus énergétique que les réactifs.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Le calcul de \(E_{\text{a}}\) est l'étape clé de l'analyse cinétique. Il nous permet de quantifier la "difficulté" de la réaction. Sans cette valeur, on ne peut pas prédire la vitesse de la réaction ni comprendre comment elle est affectée par la température.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Oublier les réactifs : Ne calculez pas l'énergie d'activation par rapport à un niveau d'énergie nul. C'est toujours une différence relative par rapport à l'énergie des réactifs de départ.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
À vous de jouer : Si l'état de transition était moins stable (\(\Delta H_{\text{f}}^\circ = -190.0\) kJ/mol), quelle serait la nouvelle \(E_{\text{a, directe}}\) ?
Question 4 : Calculer l'énergie d'activation inverse (\(E_{\text{a, inverse}}\))
Principe avec image animée (le concept physique)
L'énergie d'activation inverse est la barrière énergétique que les produits doivent franchir pour se re-transformer en réactifs. Elle correspond à la différence d'enthalpie entre l'état de transition et l'état des produits.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
Pour une réaction réversible, les deux processus (direct et inverse) se produisent simultanément. Le rapport de leurs constantes de vitesse est directement lié à la constante d'équilibre K de la réaction. Le principe de microréversibilité stipule que la réaction inverse doit passer par le même état de transition que la réaction directe. Par conséquent, les énergies d'activation directe et inverse et l'enthalpie de réaction sont intrinsèquement liées.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Point Clé : Le moyen le plus simple et le plus élégant de trouver \(E_{\text{a, inverse}}\) est souvent d'utiliser la relation \(\Delta H_{\text{r}}^\circ = E_{\text{a, directe}} - E_{\text{a, inverse}}\). Cela permet de vérifier la cohérence de tous vos calculs précédents. Si vous obtenez le même résultat par les deux méthodes, vous êtes probablement sur la bonne voie !
Normes (la référence réglementaire)
La relation entre les énergies d'activation et l'enthalpie de réaction est une conséquence directe de la définition de ces termes en tant que différences entre les niveaux d'énergie des réactifs, produits et état de transition. C'est une application de la loi de Hess au profil réactionnel.
Hypothèses (le cadre du calcul)
On suppose que la réaction est élémentaire (se produit en une seule étape), ce qui est le cas pour une SN2. Pour les réactions en plusieurs étapes, chaque étape aurait sa propre énergie d'activation.
Formule(s) (l'outil mathématique)
Calcul par rapport aux produits :
Relation avec l'enthalpie de réaction :
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
- \(\Delta H_{\text{f}}^\circ(\text{État de Transition}) = -205.0 \, \text{kJ/mol}\)
- \(\sum \Delta H_{\text{f, produits}}^\circ = -302.7 \, \text{kJ/mol}\) (calculé à la Q1)
- \(E_{\text{a, directe}} = 66.4 \, \text{kJ/mol}\) (calculé à la Q3)
- \(\Delta H_{\text{r}}^\circ = -31.3 \, \text{kJ/mol}\) (calculé à la Q1)
Calcul(s) (l'application numérique)
Calcul avec la méthode 1 :
Vérification avec la méthode 2 :
Réflexions (l'interprétation du résultat)
L'énergie d'activation inverse (97.7 kJ/mol) est plus grande que l'énergie d'activation directe (66.4 kJ/mol). Cela confirme que la réaction directe est cinétiquement plus favorisée que la réaction inverse. C'est une conséquence logique du fait que la réaction est exothermique : les produits étant plus bas en énergie, ils ont une "colline" plus haute à remonter pour redevenir des réactifs.
Point à retenir : Dans une réaction exothermique, \(E_{\text{a, directe}} < E_{\text{a, inverse}}\). Dans une réaction endothermique, c'est l'inverse.
Justifications (le pourquoi de cette étape)
Calculer \(E_{\text{a, inverse}}\) complète notre compréhension de la cinétique de la réaction. Cela nous permet de comprendre le comportement de la réaction à l'équilibre et de quantifier la vitesse à laquelle les produits peuvent potentiellement se re-transformer en réactifs.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
Erreur de signe dans la relation : Faites attention au signe "moins" dans la formule \(E_{\text{a, inverse}} = E_{\text{a, directe}} - \Delta H_{\text{r}}^\circ\). Si \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\) est négatif (exothermique), vous soustrayez un nombre négatif, ce qui revient à une addition.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
À vous de jouer : Pour une réaction endothermique avec \(\Delta H_{\text{r}}^\circ = +20\) kJ/mol et \(E_{\text{a, directe}} = 100\) kJ/mol, que vaut \(E_{\text{a, inverse}}\) ?
Question 5 : Tracer le profil énergétique de la réaction
Principe (le concept physique)
Le diagramme de coordonnées de réaction est une représentation graphique de l'énergie du système chimique au fur et à mesure que les réactifs se transforment en produits. Il permet de visualiser d'un seul coup d'œil toutes les grandeurs énergétiques que nous avons calculées : les niveaux d'énergie relatifs des réactifs et des produits, la hauteur de la barrière d'activation et le bilan thermodynamique global.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'axe des abscisses, la "coordonnée de réaction", est une représentation abstraite de l'avancement de la réaction, symbolisant les changements géométriques (longueurs et angles de liaison) lorsque les réactifs évoluent vers les produits. L'axe des ordonnées représente une énergie potentielle, le plus souvent l'enthalpie (H) ou l'enthalpie libre (G). Les points importants sont les minima locaux (réactifs, produits, intermédiaires) et les maxima locaux (états de transition).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Point Clé : Un bon diagramme doit être clair et annoté. Assurez-vous que les axes sont légendés, que les niveaux d'énergie des réactifs, produits et de l'état de transition sont bien positionnés les uns par rapport aux autres, et que les flèches représentant \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\), \(E_{\text{a, directe}}\) et \(E_{\text{a, inverse}}\) sont correctement dessinées et légendées avec leurs valeurs.
Normes (la référence réglementaire)
La construction de ces diagrammes est une convention universelle en chimie pour visualiser les résultats de calculs thermodynamiques et cinétiques. Ils sont un outil de communication essentiel pour comparer différentes voies réactionnelles ou l'effet d'un catalyseur.
Diagramme de Coordonnées de Réaction
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Le diagramme montre clairement que :
- Les réactifs doivent franchir une barrière de \(66.4 \, \text{kJ/mol}\) pour réagir.
- Les produits sont énergétiquement plus bas que les réactifs de \(31.3 \, \text{kJ/mol}\), confirmant que la réaction est exothermique et thermodynamiquement favorable.
- La barrière inverse (\(97.7 \, \text{kJ/mol}\)) est plus haute que la barrière directe, ce qui signifie que la réaction directe est cinétiquement plus rapide que la réaction inverse.
Point à retenir : Le profil énergétique est la "carte d'identité" d'une réaction, résumant sa thermodynamique (différence de niveaux de départ et d'arrivée) et sa cinétique (hauteur de la barrière).
Mini Fiche Mémo : Profil Énergétique d'une Réaction
| Grandeur | Formule Clé & Signification |
|---|---|
| Enthalpie de Réaction (\(\Delta H_{\text{r}}^\circ\)) | \( \Delta H_{\text{f, produits}}^\circ - \Delta H_{\text{f, réactifs}}^\circ \) Bilan énergétique. Négatif = exothermique (favorable). |
| Énergie d'Activation (\(E_{\text{a}}\)) | \( \Delta H_{\text{f, ET}}^\circ - \Delta H_{\text{f, réactifs}}^\circ \) Barrière de vitesse. Plus elle est faible, plus la réaction est rapide. |
Outil Interactif : Explorateur de Profil Énergétique
Modifiez les paramètres pour voir leur influence sur le profil de la réaction.
Paramètres (kJ/mol)
Résultats Calculés
Pour aller plus loin
Notre étude en phase gazeuse est une excellente simplification pour comprendre les concepts fondamentaux. Dans la réalité, plusieurs autres facteurs influencent radicalement le déroulement d'une réaction SN2 :
- L'effet du solvant : Les solvants polaires aprotiques (comme l'acétone) sont idéaux pour les réactions SN2. Ils stabilisent le contre-ion (cation) sans "emprisonner" le nucléophile dans une cage de solvatation, le laissant ainsi très réactif. À l'inverse, les solvants polaires protiques (comme l'eau ou l'éthanol) diminuent fortement la vitesse en formant des liaisons hydrogène fortes avec le nucléophile, ce qui abaisse son énergie et augmente l'énergie d'activation.
- L'empêchement stérique : L'attaque du nucléophile se faisant à l'opposé du groupe partant (attaque "dorsale"), la vitesse de la réaction est extrêmement sensible à l'encombrement autour du carbone central. La vitesse diminue drastiquement dans l'ordre : méthyle > primaire > secondaire. Les substrats tertiaires sont si encombrés qu'ils ne réagissent jamais par un mécanisme SN2.
- Compétition SN1/SN2/E1/E2 : En chimie organique, plusieurs chemins réactionnels sont souvent en compétition. Selon la structure du substrat (primaire, secondaire, tertiaire), la force du nucléophile (et sa basicité), le type de solvant et la température, la réaction de substitution (SN1, SN2) peut être concurrencée par une réaction d'élimination (E1, E2), menant à la formation d'alcènes.
Le Saviez-Vous ?
Les enzymes, les catalyseurs biologiques de notre corps, sont des maîtres de la manipulation des profils énergétiques. Elles accélèrent les réactions chimiques de plusieurs ordres de grandeur en offrant un chemin réactionnel alternatif avec un état de transition beaucoup plus stable, abaissant ainsi drastiquement l'énergie d'activation.
Foire Aux Questions (FAQ)
Quelle est la différence entre thermodynamique et cinétique ?
La thermodynamique (liée à \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\)) nous dit si une réaction est favorable et où se situe l'équilibre final (c'est-à-dire si on aura majoritairement des produits ou des réactifs). La cinétique (liée à \(E_{\text{a}}\)) nous dit à quelle vitesse cette réaction se produit. Une réaction peut être très favorable (très exothermique) mais extrêmement lente si son énergie d'activation est très élevée (ex: la combustion du diamant).
Pourquoi la réaction est-elle étudiée en phase gazeuse ?
Les calculs théoriques sont plus simples en phase gazeuse car on n'a pas à tenir compte des interactions complexes avec les molécules de solvant. En solution, le solvant peut stabiliser les réactifs, les produits et l'état de transition de manière différente, ce qui modifie considérablement le profil énergétique.
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Une réaction avec un \(\Delta H_{\text{r}}^\circ\) très négatif et une \(E_{\text{a}}\) très élevée sera :
2. Un catalyseur augmente la vitesse d'une réaction car il :
- Nucléophile
- Espèce chimique (ion ou molécule) qui donne une paire d'électrons pour former une nouvelle liaison covalente. Aime les noyaux.
- Électrophile
- Espèce chimique qui accepte une paire d'électrons pour former une nouvelle liaison covalente. Aime les électrons.
- État de Transition
- Complexe moléculaire intermédiaire de très haute énergie et de très courte durée de vie, représentant le maximum d'énergie le long du chemin réactionnel.
- Enthalpie de Réaction (\(\Delta H_{\text{r}}^\circ\))
- Quantité de chaleur libérée ou absorbée par une réaction chimique effectuée à pression constante.
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