Analyse du Chemin de Réaction : S_N2
Contexte : La réaction de substitution nucléophile bimoléculaire (S_N2).
En chimie computationnelle, l'étude des mécanismes réactionnels passe par la localisation des structures stationnaires (réactifs, produits, intermédiaires) et des états de transition sur la Surface d'Énergie Potentielle (SEP)Une représentation mathématique de l'énergie d'un système moléculaire en fonction de sa géométrie.. Cet exercice se concentre sur l'analyse du profil énergétique d'une réaction S_N2 classique : l'attaque de l'ion chlorure (Cl⁻) sur le bromométhane (CH₃Br).
Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à extraire des informations quantitatives cruciales (énergies d'activation, de réaction) à partir de données brutes issues de calculs de chimie théorique, et à les interpréter pour décrire le déroulement d'une réaction.
Objectifs Pédagogiques
- Comprendre la notion de profil et de coordonnée de réaction.
- Identifier les réactifs, les produits et l'état de transition.
- Calculer une énergie d'activation et une énergie de réaction.
- Interpréter la nature endo/exothermique d'une réaction.
Données de l'étude
Profil Énergétique de la Réaction
Coordonnée de réaction de la S_N2
| Espèce Chimique | Description | Énergie Électronique | Unité |
|---|---|---|---|
| Complexe Réactifs | Cl⁻ --- H₃C-Br | -3042.478 | Hartree |
| État de Transition | [Cl---CH₃---Br]⁻ | -3042.462 | Hartree |
| Complexe Produits | Cl-CH₃ --- Br⁻ | -3042.484 | Hartree |
Note : 1 Hartree ≈ 627.5 kcal/mol.
Questions à traiter
- Convertir toutes les énergies en kcal/mol par rapport à l'énergie du complexe réactifs (qui sera votre référence à 0 kcal/mol).
- Calculer l'énergie d'activation directe (\(E_a\)) de la réaction.
- Calculer l'énergie de réaction (\(\Delta E_r\)).
- La réaction est-elle exothermique ou endothermique ? Justifiez votre réponse.
- Quel est l'intérêt de localiser un état de transition pour l'étude d'un mécanisme réactionnel ?
Les bases sur les Chemins de Réaction
Un chemin de réaction est le trajet de plus basse énergie reliant les réactifs aux produits sur la surface d'énergie potentielle. Le point le plus élevé sur ce chemin est l'état de transition.
1. Énergie d'activation (\(E_a\))
C'est la barrière d'énergie que les réactifs doivent franchir pour se transformer en produits. Elle est calculée comme la différence d'énergie entre l'état de transition (\(E_{\text{ET}}\)) et les réactifs (\(E_{\text{R}}\)).
\[ E_a = E_{\text{ET}} - E_{\text{R}} \]
2. Énergie de réaction (\(\Delta E_r\))
C'est la différence d'énergie globale entre les produits (\(E_{\text{P}}\)) et les réactifs (\(E_{\text{R}}\)). Elle détermine si la réaction dégage de l'énergie (exothermique, \(\Delta E_r < 0\)) ou en consomme (endothermique, \(\Delta E_r > 0\)).
\[ \Delta E_r = E_{\text{P}} - E_{\text{R}} \]
Correction : Analyse du Chemin de Réaction S_N2
Question 1 : Convertir les énergies en kcal/mol
Principe (le concept physique)
Pour comparer facilement les énergies des différentes espèces le long d'un chemin réactionnel, il est beaucoup plus pratique de travailler avec des énergies relatives. L'idée est de choisir un point comme référence (généralement l'état le plus bas en énergie ou l'état de départ, comme les réactifs) et de lui assigner une énergie de zéro. Toutes les autres énergies sont alors exprimées par rapport à ce point de référence.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
En chimie computationnelle, les logiciels calculent des énergies électroniques totales, qui sont des valeurs absolues très grandes et peu intuitives (ex: -3042.478 Hartrees). Ces valeurs n'ont de sens physique que lorsqu'on les compare les unes aux autres. Le passage aux énergies relatives (\(\Delta E\)) permet de se concentrer sur les variations d'énergie, qui sont les grandeurs physiques pertinentes pour la thermodynamique et la cinétique (barrières d'activation, chaleurs de réaction).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Imaginez que vous mesurez l'altitude de plusieurs montagnes. Vous pourriez utiliser leur altitude par rapport au niveau de la mer (valeurs absolues), ou bien choisir une montagne de référence et dire "le Mont Blanc est 1000m plus haut que celle-ci". C'est cette seconde approche, bien plus intuitive, que nous adoptons ici en fixant l'énergie des réactifs à 0.
Normes (la référence réglementaire)
Bien qu'il n'y ait pas de "norme" au sens réglementaire pour ce type de calcul académique, il est de bonne pratique (recommandé par l'IUPAC) de toujours spécifier clairement l'état de référence choisi (ici, le complexe des réactifs) lors de la présentation d'un profil énergétique.
Formule(s) (l'outil mathématique)
L'outil principal est la formule de conversion qui combine le calcul de la différence d'énergie et le changement d'unités.
Formule de l'énergie relative
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Nous extrayons les énergies absolues du tableau de l'énoncé ainsi que le facteur de conversion.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Énergie des Réactifs | \(E_{\text{R}}\) | -3042.478 | Hartree |
| Énergie de l'État de Transition | \(E_{\text{ET}}\) | -3042.462 | Hartree |
| Énergie des Produits | \(E_{\text{P}}\) | -3042.484 | Hartree |
| Facteur de Conversion | \(C\) | 627.5 | kcal/mol/Hartree |
Astuces(Pour aller plus vite)
Pour éviter les erreurs de signe, regardez simplement les valeurs en Hartree. Si une énergie est "moins négative" que la référence (ex: -0.462 est plus grand que -0.478), son énergie relative sera positive. Si elle est "plus négative" (ex: -0.484 est plus petit que -0.478), son énergie relative sera négative.
Schéma (Avant les calculs)
Visualisons les niveaux d'énergie absolus avant de les convertir. On voit que l'ET est le plus haut, suivi des réactifs, et enfin des produits qui sont les plus bas.
Niveaux d'Énergie Absolus (Hartree)
Calcul(s) (l'application numérique)
Étape 1 : Calculs pour l'État de Transition (ET)
Calcul de la différence d'énergie en Hartree :
Conversion de l'énergie en kcal/mol :
Étape 2 : Calculs pour les Produits (P)
Calcul de la différence d'énergie en Hartree :
Conversion de l'énergie en kcal/mol :
Schéma (Après les calculs)
Le diagramme d'énergie relative est bien plus clair : on voit immédiatement la hauteur de la barrière et la différence de stabilité entre le début et la fin.
Niveaux d'Énergie Relatifs (kcal/mol)
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Les résultats montrent que pour passer des réactifs aux produits, le système doit "grimper" une colline énergétique de 10.04 kcal/mol. Une fois ce sommet franchi, il "redescend" vers un état final qui est 3.77 kcal/mol plus stable (plus bas en énergie) que l'état de départ.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
La principale source d'erreur est le calcul de la différence en Hartree. Faites attention aux signes et au nombre de décimales. Une petite erreur sur la différence en Hartree (ex: 0.016 vs 0.017) peut entraîner une erreur de plus de 0.6 kcal/mol sur le résultat final, ce qui est significatif.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Pour maîtriser cette étape, retenez ceci : 1. Soustraire : Faites toujours (Énergie de l'espèce - Énergie de référence). 2. Multiplier : Multipliez le résultat par le facteur de conversion. 3. Interpréter : Le signe du résultat vous indique si l'espèce est plus ou moins stable que la référence.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le "Hartree" est nommé d'après le physicien britannique Douglas Hartree. Il représente approximativement le double de l'énergie de l'électron dans l'état fondamental de l'atome d'hydrogène. C'est une unité "naturelle" pour les calculs à l'échelle atomique.
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si le facteur de conversion était de 2625.5 kJ/mol/Hartree, quelle serait l'énergie relative de l'état de transition en kJ/mol ?
Question 2 : Calculer l'énergie d'activation directe (\(E_a\))
Principe (le concept physique)
L'énergie d'activation est la "barrière" ou "col" énergétique que les molécules doivent franchir pour que la réaction ait lieu. C'est la quantité d'énergie minimale à fournir au système (par exemple, par chauffage) pour amorcer la transformation des réactifs en produits. Elle est directement liée à la vitesse de la réaction : plus la barrière est haute, plus la réaction est lente.
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'énergie d'activation est le concept central de la théorie de l'état de transition. Elle apparaît dans la loi d'Arrhenius, qui relie la constante de vitesse (\(k\)) d'une réaction à la température (\(T\)) : \(k = A \cdot e^{-E_a / (RT)}\). On voit que si \(E_a\) est grand, l'exponentielle devient très petite, et donc la constante de vitesse \(k\) est faible (réaction lente).
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Ne confondez jamais l'énergie d'activation avec l'énergie de réaction. L'énergie d'activation (\(E_a\)) est liée à la cinétique (la vitesse), tandis que l'énergie de réaction (\(\Delta E_r\)) est liée à la thermodynamique (la stabilité). Une réaction peut être très favorisée thermodynamiquement (très exothermique) mais extrêmement lente si sa barrière d'activation est très haute (ex: la combustion du papier à l'air libre).
Normes (la référence réglementaire)
Ce concept est fondamental et universel en cinétique chimique et ne dépend pas d'une norme spécifique, mais sa définition est standardisée par l'IUPAC.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La formule est une simple différence entre l'énergie du point le plus haut (ET) et celle du point de départ (R).
Formule de l'énergie d'activation
Hypothèses (le cadre du calcul)
Nous supposons que le chemin de réaction calculé est bien le chemin de plus basse énergie (le "col" le plus bas entre les vallées des réactifs et des produits). En pratique, il pourrait exister d'autres chemins réactionnels concurrents.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Nous utilisons les énergies relatives calculées à la question 1.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Énergie Relative des Réactifs | \(E_{\text{rel, R}}\) | 0.00 | kcal/mol |
| Énergie Relative de l'ET | \(E_{\text{rel, ET}}\) | +10.04 | kcal/mol |
Astuces(Pour aller plus vite)
Lorsque, comme c'est l'usage, on fixe l'énergie des réactifs à 0, l'énergie d'activation est tout simplement égale à l'énergie relative de l'état de transition. Pas de calcul à faire !
Schéma (Avant les calculs)
Sur le profil énergétique, l'énergie d'activation est la flèche verticale qui part du palier des réactifs et qui monte jusqu'au sommet de la courbe.
Visualisation de l'Énergie d'Activation
Calcul(s) (l'application numérique)
Le calcul est direct à partir des données.
Calcul de l'énergie d'activation
Schéma (Après les calculs)
Le schéma final illustre le profil énergétique avec la valeur calculée de l'énergie d'activation.
Profil Énergétique avec Énergie d'Activation
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Une énergie d'activation de 10.04 kcal/mol est considérée comme une barrière relativement basse, typique pour une réaction S_N2 avec de bons groupes partant et nucléophile. Cela indique que la réaction devrait être assez rapide à température ambiante, ce qui est expérimentalement vérifié.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur la plus commune est de mal identifier les états de départ et de sommet. L'énergie d'activation est toujours une quantité positive. Si vous trouvez une valeur négative, vous avez probablement inversé les termes de la soustraction.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Retenez que \(E_a\) est une "hauteur", donc toujours positive. Elle se mesure entre le niveau des réactifs et le sommet de la barrière (l'ET). C'est le facteur clé qui contrôle la vitesse d'une réaction.
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Les enzymes, les catalyseurs biologiques de notre corps, sont des expertes pour accélérer les réactions. Elles ne changent pas l'énergie des réactifs ou des produits, mais elles proposent un autre chemin réactionnel avec un état de transition beaucoup plus bas en énergie, abaissant ainsi drastiquement l'énergie d'activation et augmentant la vitesse de réaction par des facteurs de plusieurs millions !
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si une autre réaction avait une énergie d'activation de 20 kcal/mol, serait-elle plus rapide ou plus lente que celle-ci, à la même température ?
Question 3 : Calculer l'énergie de réaction (\(\Delta E_r\))
Principe (le concept physique)
L'énergie de réaction, ou enthalpie de réaction, est le bilan énergétique global de la transformation. Elle compare la stabilité de l'état final (produits) par rapport à l'état initial (réactifs). Elle ne nous dit rien sur la vitesse, mais elle nous dit si, au final, la réaction a libéré de l'énergie (plus stable) ou en a consommé (moins stable).
Mini-Cours (approfondissement théorique)
L'énergie de réaction est une grandeur thermodynamique. Son signe détermine le sens spontané de la réaction. Si \(\Delta E_r < 0\) (exothermique), la réaction est favorisée et tend à se produire spontanément. Si \(\Delta E_r > 0\) (endothermique), la réaction est défavorisée et il faudra fournir de l'énergie pour la forcer à se produire. Elle est liée à la constante d'équilibre K de la réaction.
Remarque Pédagogique (le conseil du professeur)
Pensez à une randonnée en montagne. Les réactifs sont votre point de départ, les produits votre point d'arrivée. L'énergie d'activation est le point le plus haut que vous devez gravir pendant la randonnée. L'énergie de réaction est simplement la différence d'altitude entre votre arrivée et votre départ. Vous pouvez finir plus bas que votre point de départ (\(\Delta E_r < 0\)) même si vous avez dû monter une grande côte (\(E_a\) élevée).
Normes (la référence réglementaire)
La définition de l'enthalpie de réaction est standardisée par l'IUPAC et est un pilier de la thermochimie.
Formule(s) (l'outil mathématique)
La formule est la différence entre l'énergie de l'état final (P) et celle de l'état initial (R).
Formule de l'énergie de réaction
Hypothèses (le cadre du calcul)
Nous supposons que les complexes "produits" et "réactifs" que nous avons calculés sont de bonnes représentations des espèces à l'état initial et final, une fois séparées à distance infinie.
Donnée(s) (les chiffres d'entrée)
Nous utilisons les énergies relatives calculées à la question 1.
| Paramètre | Symbole | Valeur | Unité |
|---|---|---|---|
| Énergie Relative des Réactifs | \(E_{\text{rel, R}}\) | 0.00 | kcal/mol |
| Énergie Relative des Produits | \(E_{\text{rel, P}}\) | -3.77 | kcal/mol |
Astuces(Pour aller plus vite)
Tout comme pour l'énergie d'activation, si l'énergie des réactifs est fixée à 0, alors l'énergie de réaction est simplement égale à l'énergie relative des produits. Le calcul est immédiat.
Schéma (Avant les calculs)
Sur le profil énergétique, l'énergie de réaction est la flèche verticale qui compare le niveau du palier des produits à celui du palier des réactifs.
Visualisation de l'Énergie de Réaction
Calcul(s) (l'application numérique)
Le calcul est direct à partir des données.
Calcul de l'énergie de réaction
Schéma (Après les calculs)
Le schéma final illustre le profil énergétique avec la valeur calculée de l'énergie de réaction.
Profil Énergétique avec Énergie de Réaction
Réflexions (l'interprétation du résultat)
Un \(\Delta E_r\) de -3.77 kcal/mol indique que la réaction est modérément exothermique. Les produits (CH₃Cl + Br⁻) sont thermodynamiquement plus stables que les réactifs (CH₃Br + Cl⁻). Cela signifie que l'équilibre de la réaction sera déplacé en faveur de la formation des produits.
Points de vigilance (les erreurs à éviter)
L'erreur classique est de faire \(E_{\text{R}} - E_{\text{P}}\) au lieu de \(E_{\text{P}} - E_{\text{R}}\). La convention est toujours "état final moins état initial". Respecter cette convention est crucial pour obtenir le bon signe pour \(\Delta E_r\) et conclure correctement sur la nature exothermique ou endothermique.
Points à retenir (permettre a l'apprenant de maitriser la question)
Retenez que \(\Delta E_r\) est une "différence de niveau" entre la fin et le début. Le signe est primordial : négatif = descente = exothermique (favorable) ; positif = montée = endothermique (défavorable).
Le saviez-vous ? (la culture de l'ingénieur)
Le concept d'enthalpie a été largement développé par le physicien américain Josiah Willard Gibbs, l'un des pères de la thermodynamique chimique. Son travail sur l'énergie libre de Gibbs (\( \Delta G = \Delta H - T\Delta S \)) permet de prédire la spontanéité d'une réaction en tenant compte à la fois de l'enthalpie (\(\Delta H\), proche de notre \(\Delta E_r\)) et de l'entropie (\(\Delta S\), le désordre).
FAQ (pour lever les doutes)
Résultat Final (la conclusion chiffrée)
A vous de jouer(pour verifier la comprehension de l'etudiant parrapport a la question)
Si l'énergie relative des produits était de +2.5 kcal/mol, quelle serait l'énergie de réaction \(\Delta E_r\) ?
Question 4 : La réaction est-elle exothermique ou endothermique ?
Principe
La nature thermique d'une réaction est déterminée par le signe de son énergie de réaction (\(\Delta E_r\)). Si le système perd de l'énergie (qui est libérée sous forme de chaleur), la réaction est dite exothermique. S'il doit absorber de l'énergie du milieu extérieur pour se produire, elle est dite endothermique.
Mini-cours
La convention en thermochimie est de regarder le bilan énergétique du point de vue du système (les molécules qui réagissent).
- \(\Delta E_r < 0\) : L'énergie finale (\(E_P\)) est inférieure à l'énergie initiale (\(E_R\)). Le système a perdu de l'énergie. Cette énergie est libérée vers l'extérieur. La réaction est exothermique.
- \(\Delta E_r > 0\) : L'énergie finale (\(E_P\)) est supérieure à l'énergie initiale (\(E_R\)). Le système a gagné de l'énergie. Cette énergie a été prise à l'extérieur. La réaction est endothermique.
Schéma
Un schéma comparatif permet de visualiser la différence fondamentale entre un profil exothermique et un profil endothermique. Notre réaction correspond au cas de gauche.
Comparaison des profils de réaction
Réflexions
Dans notre cas, nous avons calculé une énergie de réaction \(\Delta E_r = -3.77 \text{ kcal/mol}\). Puisque cette valeur est négative, cela signifie que le système chimique a perdu 3.77 kcal/mol d'énergie en passant des réactifs aux produits. Cette énergie est libérée, typiquement sous forme de chaleur. Les produits sont donc énergétiquement plus stables que les réactifs.
Points de vigilance
Attention à ne pas tirer de conclusion sur la vitesse de la réaction. Le fait qu'elle soit exothermique signifie qu'elle est thermodynamiquement favorable, mais elle pourrait être infiniment lente si sa barrière d'activation était très élevée. Les deux concepts sont indépendants.
Point à retenir
La règle d'or à retenir : Signe négatif = Exothermique (libère de l'énergie, "exo" = vers l'extérieur). Signe positif = Endothermique (absorbe de l'énergie, "endo" = vers l'intérieur).
Le Saviez-vous ?
Les réactions de combustion (feu de bois, moteur à essence) sont des exemples spectaculaires de réactions fortement exothermiques. À l'inverse, la photosynthèse, par laquelle les plantes créent des sucres à partir de CO₂ et d'eau, est un processus fondamentalement endothermique, qui stocke l'énergie du soleil dans des liaisons chimiques.
Résultat Final
Question 5 : Intérêt de la localisation de l'état de transition
Principe
L'état de transition (ET) n'est pas une molécule que l'on peut isoler dans un flacon. C'est une structure moléculaire de durée de vie infinitésimale (de l'ordre de la femtoseconde) qui représente le "point de non-retour" au sommet de la barrière d'énergie entre réactifs et produits. Son étude, bien que purement théorique, est la clé pour comprendre pourquoi et à quelle vitesse une réaction se produit.
Mini-cours
Selon la théorie de l'état de transition, la vitesse d'une réaction dépend de la concentration de l'état de transition. Bien qu'on ne puisse pas mesurer cette concentration, la théorie permet de la relier à la barrière d'énergie (\(E_a\)). De plus, la géométrie de l'ET nous renseigne sur le mécanisme. Par exemple, le postulat de Hammond stipule que pour une réaction exothermique (comme la nôtre), l'ET ressemblera plus aux réactifs. Pour une réaction endothermique, il ressemblera plus aux produits.
Schéma
La géométrie de l'état de transition de la réaction S_N2 est une bipyramide trigonale. Ce schéma détaillé montre comment le nucléophile (Cl) et le groupe partant (Br) sont alignés avec l'atome de carbone, tandis que les trois atomes d'hydrogène sont dans un plan, comme les pales d'une hélice. C'est cette structure qui explique l'inversion de configuration ("inversion de Walden") observée dans les réactions S_N2.
Géométrie de l'État de Transition S_N2
Réflexions
Localiser l'état de transition est crucial pour plusieurs raisons :
- Calcul de la cinétique : La hauteur de la barrière (\(E_a\)) est l'élément clé qui gouverne la vitesse d'une réaction (via la loi d'Arrhenius). Sans l'énergie de l'ET, il est impossible de prédire la vitesse de réaction.
- Validation du mécanisme : L'analyse de la géométrie de l'ET nous renseigne sur le mécanisme intime de la réaction. Pour notre S_N2, la géométrie de l'ET (appelée bipyramide trigonale) montre que l'ion Cl⁻ attaque par le côté opposé au départ du Br⁻, confirmant le mécanisme d'inversion de Walden.
- Confirmation du chemin : En analyse vibrationnelle, l'ET est caractérisé par une unique fréquence imaginaire, qui correspond au mouvement des atomes le long de la coordonnée de réaction. Trouver cette vibration unique confirme que la structure est bien un ET et non un minimum d'énergie.
Points de vigilance
Il ne faut jamais considérer l'état de transition comme un intermédiaire réactionnel. Un intermédiaire est un minimum local sur la surface d'énergie potentielle (une "vallée"), il a une durée de vie finie et est potentiellement observable. L'ET est un maximum local (un "col"), sa durée de vie est quasi nulle.
Point à retenir
L'état de transition est le "Saint Graal" de l'étude mécanistique. Sa structure et son énergie nous disent comment (le mécanisme) et à quelle vitesse (la cinétique) la réaction se déroule.
Le Saviez-vous ?
La théorie de l'état de transition (TST), développée dans les années 1930 par Henry Eyring, Michael Polanyi et Meredith Gwynne Evans, a révolutionné notre compréhension de la cinétique chimique en postulant l'existence de ces structures fugaces au sommet des barrières énergétiques.
Résultat Final
Outil Interactif : Profil Énergétique
Utilisez les curseurs pour modifier l'énergie relative des réactifs et de l'état de transition. Observez l'impact sur l'énergie d'activation, l'énergie de réaction et le profil général. L'énergie des produits est fixée à -5 kcal/mol pour cette simulation.
Paramètres d'Entrée
Résultats Clés
Quiz Final : Testez vos connaissances
1. Qu'est-ce que l'état de transition sur un chemin de réaction ?
- Un maximum d'énergie le long de la coordonnée de réaction.
- L'état le plus stable du système.
2. Une réaction avec une énergie de réaction \(\Delta E_r = +15\) kcal/mol est...
3. Si on augmente l'énergie de l'état de transition, l'énergie d'activation...
4. L'unité "Hartree" est une unité...
5. Une énergie d'activation élevée implique une réaction...
Glossaire
- Chemin de Réaction
- Le trajet de plus basse énergie sur la surface d'énergie potentielle qui connecte les réactifs aux produits.
- État de Transition (ET)
- La structure de plus haute énergie le long du chemin de réaction. C'est un point de selle de premier ordre sur la SEP, qui n'est pas une espèce isolable.
- Énergie d'Activation (Ea)
- L'énergie minimale requise pour initier une réaction chimique, correspondant à la différence d'énergie entre l'état de transition et les réactifs.
- Hartree
- L'unité d'énergie dans le système d'unités atomiques, souvent utilisée en chimie computationnelle. 1 Hartree ≈ 27.2 eV ≈ 627.5 kcal/mol.
- Surface d'Énergie Potentielle (SEP)
- Une hypersurface qui décrit l'énergie d'un système moléculaire en fonction des positions de ses atomes.
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