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Fiche explicative de la leçon: Les catalyseurs Chimie • Troisième secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre comment expliquer les effets des catalyseurs sur la vitesse de réaction.

De nombreuses réactions dans l’industrie, et même dans les cellules des organismes vivants, auraient lieu trop lentement pour être utiles s’il n’y avait pas quelque chose pour les accélérer. Les fabricants de produits chimiques utilisent donc souvent des catalyseurs pour accélérer la vitesse des réactions, alors que les cellules dans les organismes vivants utilisent des catalyseurs biologiques appelés enzymes, pour faire de même. Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction chimique mais qui n’est pas modifié chimiquement au cours de la réaction.

Définition: Catalyseur

Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction chimique mais qui n’est pas modifié chimiquement au cours de la réaction.

Pour qu’une réaction chimique ait lieu, les particules de réactif doivent d’abord entrer en collision les unes avec les autres. Parfois, même lorsque des particules entrent en collision, la collision peut ne pas entraîner de réaction chimique. Par exemple, l’azote gazeux et l’hydrogène gazeux ne réagissent pas spontanément dans des conditions normales lorsque leurs particules entrent en collision:N()+3H()Pasdereaction22ggConditionsnormales

Les gaz N2 et H2 ne réagissent pas dans des conditions normales car les particules doivent entrer en collision avec suffisamment d’énergie pour réagir, et cela ne se produit pas dans des conditions normales. Ils ont besoin d’un minimum d’énergie pour qu’une réaction ait lieu. Cette quantité minimale d’énergie nécessaire pour que les particules réagissent lorsqu’elles entrent en collision est appelée énergie d’activation.

Définition: L’énergie d’activation

L’énergie d’activation est la quantité minimale d’énergie nécessaire aux particules pour réagir entre elles lorsqu’elles entrent en collision.

Si les particules entrent en collision avec assez d’énergie et si elles sont orientées dans le bon sens, les liaisons dans les réactifs vont se rompre et de nouvelles liaisons vont se former:le produit ainsi obtenu est l’ammoniac. Il s’agit d’une réaction réversible. La variation d’enthalpie (Δ𝐻) de la réaction dans le sens direct est négative, la réaction directe est donc exothermique:N()+3H()2NH()kJmol223gggΔ𝐻=92/

L’énergie d’activation nécessaire pour que les gaz N2 et H2 réagissent est élevée, donc pour faire réagir les gaz N2 et H2, beaucoup d’énergie doit être fournie. Cela peut être réalisé en chauffant fortement le système réactionnel, en le pressurisant, ou en réduisant l’énergie d’activation requise en ajoutant un catalyseur approprié.

Dans l’industrie, un catalyseur de fer est utilisé dans la réaction de l’azote gazeux avec l’hydrogène gazeux pour produire de l’ammoniac. Ce procédé s’appelle le procédé Haber-Bosch.

La barrière de l’énergie d’activation est surmontée par l’ajout du catalyseur de fer. Les catalyseurs agissent en réduisant la quantité d’énergie d’activation nécessaire pour une collision réussie entre les molécules réactives. Le profil de réaction ci-dessous montre deux « bosses » d’énergies d’activation (𝐸)a - une sans et une avec catalyseur, pour la réaction directe, exothermique.

Remarquez que l’énergie d’activation pour la réaction directe est inférieure lorsque le catalyseur de fer est présent:𝐸a avec catalyseur < 𝐸a sans catalyseur.

En raison de la présence d’un catalyseur, moins d’énergie est nécessaire pour une collision réussie entre les molécules des réactifs azote et hydrogène. Cela entraîne une fréquence plus élevée des collisions réussies, à une température donnée. C’est ainsi que la vitesse de la réaction est augmentée par la présence d’un catalyseur.

La ligne rouge sur le schéma indique une « voie de réaction alternative ». Dans cette voie, les particules de réactif sont soit orientées de manière à augmenter la probabilité des collisions réussies, soit liées temporairement au catalyseur, formant un intermédiaire qui nécessite moins d’énergie pour former les produits que les réactifs seuls. Ces mécanismes sont deux exemples d’une voie alternative pour une réaction catalysée et présentent des étapes différentes d’une réaction non catalysée.

Exemple 1: Comprendre le fonctionnement des catalyseurs

Laquelle des affirmations suivantes explique comment les catalyseurs augmentent la vitesse de réaction?

  1. Les catalyseurs sont consommés durant la réaction, fournissant un chemin réactionnel alternatif.
  2. Les catalyseurs fournissent un chemin réactionnel alternatif avec une énergie d’activation plus élevée.
  3. Les catalyseurs fournissent des conditions alternatives avec le même chemin réactionnel.
  4. Les catalyseurs sont consommés pendant la réaction, fournissant une plus grande surface de contact.
  5. Les catalyseurs fournissent un chemin réactionnel alternatif avec une énergie d’activation inférieure.

Réponse

Un catalyseur est une substance chimique qui accélère la vitesse d’une réaction chimique en abaissant l’énergie d’activation nécessaire pour que la réaction se produise. Le catalyseur lui-même est chimiquement inchangé au cours de la réaction. Le chemin - ou la succession d’étapes – se déroulant au cours de la réaction peuvent être différents de ceux d’une réaction non catalysée, mais conduit aux mêmes produits. Ainsi, nous disons qu’un catalyseur fournit un chemin réactionnel alternatif.

La réponse correcte est E, les catalyseurs fournissent un chemin réactionnel alternatif avec une énergie d’activation inférieure.

On peut soustraire 𝐸a avec catalyseur de 𝐸a sans catalyseur:𝐸𝐸=Δ𝐸.aaasanscatalyseuraveccatalyseur

La différence, Δ𝐸a, est l’énergie d’activation réduite résultant de l’activité du catalyseur.

La différence d’énergie entre les produits et les réactifs, Δ𝐻, est la même pour la réaction catalysée et la réaction non catalysée. Les catalyseurs n’influencent que l’énergie d’activation requise pour que la réaction se produise, mais pas la variation d’enthalpie.

Le profil de réaction ci-dessous correspond à la réaction inverse. Il montre l’énergie d’activation avec et sans le catalyseur de fer.

Ce profil de réaction nous montre que 𝐸a sans catalyseur > 𝐸a avec catalyseur est vrai aussi pour la réaction inverse, endothermique.

Exemple 2: Interprétation des profils de réaction avec et sans catalyseur

Sur les deux schémas suivants, quelles sont les deux lettres qui indiquent les chemins réactionnels qui ont été catalysés?

Réponse

Un catalyseur agit pour accélérer la vitesse d’une réaction en abaissant l’énergie d’activation nécessaire pour que les réactifs réagissent entre eux. Dans le premier profil de réaction ci-dessus, le chemin B a une énergie d’activation plus faible que le chemin A. B est la réaction catalysée, et A est la réaction non catalysée.

Dans le deuxième profil de réaction, le chemin D a une énergie d’activation plus faible que le chemin C. D est la réaction catalysée, et C est la réaction non catalysée.

La bonne réponse est B et D.

Le schéma ci-dessous montre comment les molécules de gaz N2 et H2 sont converties en ammoniac dans des étapes de réaction alternatives en raison de la présence du catalyseur de fer.

À l’étape 1, les molécules de réactif s’adsorbent sur la surface du catalyseur de fer et se dissocient, ou se décomposent, en atomes d’azote et atomes d’hydrogène. À l’étape 2, trois atomes d’hydrogène individuels réagissent et se lient à un atome d’azote, l’un après l’autre, pour former une molécule d’ammoniac. Dans la dernière étape, l’ammoniac est libéré, ou désorbé, de la surface du catalyseur.

L’ajout étape par étape d’atomes d’hydrogène à l’atome d’azote constitue un chemin alternatif avec des besoins en énergie inférieurs à ceux de la réaction des molécules de N2 et de H2 les unes avec les autres sans catalyseur.

Bien qu’un catalyseur se lie temporairement aux particules de réactif pendant la réaction, à la fin de la réaction, le catalyseur revient à son état initial. Les catalyseurs ne participent pas à la réaction et sont chimiquement inchangés à la fin. Cela rend les catalyseurs réutilisables.

De très petites quantités de catalyseur sont nécessaires car les mêmes particules de catalyseur sont utilisées encore et encore. L’augmentation de la quantité de catalyseur ne fait pas nécessairement une différence significative dans une réaction, car une grande efficacité est déjà obtenue à partir d’une petite quantité de catalyseur. C’est la surface totale du catalyseur, ou le nombre de particules de catalyseur exposées aux particules de réactif, qui peuvent influencer de manière conséquente la vitesse d’une réaction. L’augmentation de la surface d’un catalyseur solide en le broyant en une poudre fine, ou en le transformant en une maille fine, augmentera le nombre de particules de catalyseur exposées aux particules de réactif et augmentera donc la vitesse de réaction.

Exemple 3: Comprendre comment les catalyseurs agissent sur les vitesses et les rendements des réactions

L’expérience A repose sur un catalyseur. Si une plus grande quantité de catalyseur est utilisée, quels changements sur le graphique sont les plus probables?

  1. Le graphique aura la même forme et le volume final de gaz recueilli sera moindre.
  2. La pente initiale sera moins raide et le volume final de gaz collecté sera le même.
  3. Le graphique aura la même forme et le volume final de gaz recueilli sera plus grand.
  4. La pente initiale sera plus raide et le volume final de gaz recueilli sera le même.
  5. La pente initiale sera moins raide et le volume final de gaz recueilli sera moindre.

Réponse

Seule une petite quantité de catalyseur est nécessaire pour accélérer significativement la vitesse d’une réaction chimique. L’ajout de davantage de catalyseur n’augmentera que légèrement la vitesse;ainsi, dans cette réaction, ajouter plus de catalyseur rendra initialement la pente plus raide.

Les catalyseurs n’influencent pas la quantité de produit obtenue, mais accélèrent simplement la vitesse de fabrication du produit. Dans cette réaction, le volume de produit gazeux recueilli sera le même, que l’on utilise une grande ou une petite quantité de catalyseur.

La réponse correcte est D, la pente de la courbe sera initialement plus raide et le volume final de gaz collecté sera le même.

La formule du catalyseur n’est généralement pas incluse dans une équation chimique car les catalyseurs n’interviennent pas chimiquement dans la réaction;ils ne sont pas considérés comme faisant partie des réactifs ou des produits. Cependant, parfois, la formule du catalyseur est écrite au-dessus des flèches;par exemple, Fe peut être écrit au-dessus des flèches pour le catalyseur de fer dans le procédé Haber-Bosch:N()+3H()2NH()223gggFe

L’utilisation de catalyseurs est très avantageuse pour les fabricants industriels. Tout d’abord, puisque les catalyseurs accélèrent les réactions, on gagne du temps. Les réactions peuvent être réalisées plus rapidement lorsqu’un catalyseur est présent et une plus grande quantité du produit souhaité peut être produite dans un laps de temps donné. De cette manière, les catalyseurs rendent la production de substances plus efficace. Deuxièmement, les réactions qui nécessiteraient normalement des températures très élevées sans catalyseur, ont besoin de moins d’énergie lorsqu’un catalyseur est utilisé. On fait une économie d’énergie et d’argent car il n’y a pas besoin de températures élevées en présence d’un catalyseur.

Certaines réactions demandent toutefois des catalyseurs très spécialisés et coûteux. Outre le fer, de nombreux éléments de transition sont des catalyseurs efficaces en très petites quantités, mais ils sont coûteux. Le rhodium, le palladium et en moindre mesure le platine sont des exemples de catalyseurs à base de métaux de transition utilisés couramment.

Exemple 4: Élimination de l’affirmation qui ne décrit pas avec précision les avantages d’un catalyseur

Laquelle des affirmations suivantes ne décrit pas un avantage de l’utilisation de catalyseurs dans des procédés industriels?

  1. Les réactions peuvent se dérouler à des températures plus basses.
  2. Les produits sont obtenus plus rapidement.
  3. Les catalyseurs n’ont pas besoin d’être remplacés souvent.
  4. Les réactions peuvent se dérouler à des pressions plus basses.
  5. Les catalyseurs sont souvent des métaux de transition rares.

Réponse

La question demande quelle affirmation n’est pas un avantage des catalyseurs. Nous pouvons d’abord identifier les affirmations qui sont des avantages, puis les éliminer.

L’utilisation de catalyseurs dans des processus industriels présente plusieurs avantages. En premier lieu, les catalyseurs accélèrent la vitesse des réactions chimiques, ce qui permet d’obtenir des produits plus rapidement. La réponse B dit que les produits sont obtenus plus rapidement, ce qui est un avantage de l’utilisation d’un catalyseur.

Les catalyseurs eux-mêmes sont inchangés à la fin d’une réaction et peuvent donc être utilisés encore et encore. La réponse C dit que les catalyseurs n’ont pas besoin d’être remplacés souvent, ce qui est un avantage de l’utilisation de catalyseurs.

Lorsqu’on n’utilise pas de catalyseur, les réactions doivent souvent avoir lieu à des températures et des pressions élevées pour avoir une vitesse de production économiquement viable. L’utilisation d’un catalyseur diminue souvent le besoin de températures et de pressions élevées. Les réponses A - les réactions peuvent se dérouler à des températures plus basses - et D - les réactions peuvent se dérouler à des pressions plus basses - sont deux affirmations vraies et sont des avantages de l’utilisation de catalyseurs.

La seule réponse qui n’est pas un avantage de l’utilisation d’un catalyseur est E, stipulant que les catalyseurs sont souvent des métaux de transition rares. Les métaux de transition rares sont souvent coûteux. Ce n’est pas un avantage. La bonne réponse est donc E.

En réalité, après un certain temps, les catalyseurs peuvent devenir contaminés ou « empoisonnés » en se liant à certaines espèces chimiques;par exemple, le fer se lie fortement au soufre. Si des contaminants soufrés sont présents dans le procédé Haber-Bosch, le catalyseur de fer peut devenir empoisonné en se liant aux composés soufrés. Le catalyseur devient alors moins efficace et devra être extrait et nettoyé ou remplacé. Pour éviter la contamination de catalyseurs onéreux, les fabricants s’efforcent d’utiliser des charges de réactifs purs.

Le tableau montre certains catalyseurs importants dans l’industrie et dans notre vie quotidienne.

ProcédéRéaction chimiqueCatalyseur
Procédé de contactLe SO()2g est converti en SO()3g pendant la production de HSO()24l:
2SO()+O()2SO()223gggCVOcat25 puis
SO()+HO()HSO()3224glaq
Pentoxyde de vanadium (VO25)
Conversion catalytique dans les pots d’échappement de voiture Les composés CO()g et NO()g sont convertis en CO()2g inoffensif et N()2g et HO()2g.Pt, Rh et autres métaux
HydrogénationLes huiles végétales liquides insaturées sont transformées en graisses plus solides ou semi-solides (par exemple, la margarine).Nickel finement divisé
Craquage des hydrocarburesLes hydrocarbures à longue chaîne sont divisés en composés plus petits et plus utiles.Zéolites (composés minéraux d’aluminosilicate)
Décomposition du peroxyde d’hydrogène Le peroxyde d’hydrogène se décompose en oxygène et eau:
2HO()O()+2HO()2222lglMnO2
MnO2, mais d’autres métaux de transition peuvent être utilisés
Procédé Haber-BoschL’azote et l’hydrogène gazeux sont mis en réaction ensemble pour produire de l’ammoniac:
N()+3H()2NH()223gggCatmCatfer
Fer finement divisé

La plupart de ces catalyseurs sont produits à partir de métaux de transition. L’un de ces exemples est l’utilisation du platine, du rhodium et du palladium dans les pots catalytiques des véhicules modernes, où les catalyseurs dans les pots catalytiques réduisent les composés nocifs du gaz d’échappement en composés plus sûrs et moins toxiques. La figure ci-dessous montre le pot catalytique, qui fait partie du système d’échappement.

Pot catalytique catalyseur

Exemple 5: Application des connaissances sur l’action d’un catalyseur à la vie réelle

Pourquoi l’oxyde de vanadium (V) est-il utilisé comme catalyseur industriel pour la transformation de SO2 en SO3?

  1. Le catalyseur à base d’oxyde métallique neutralise le gaz acide SO3.
  2. Davantage de SO3 est produit chaque heure.
  3. L’oxyde de vanadium (V) est inchangé à la fin de la transformation.
  4. Le catalyseur augmente le rendement final total de SO3.
  5. Le SO3 produit a une pureté plus élevée.

Réponse

Les catalyseurs accélèrent la vitesse d’une réaction chimique, mais sont eux-mêmes inchangés chimiquement à la fin de la réaction.

La réponse A, qui dit que le catalyseur à base d’oxyde métallique neutralise le gaz acide SO3, n’est pas correcte. Le catalyseur à base d’oxyde métallique ne réagit pas avec ou ne neutralise pas le SO3 gazeux;il fournit simplement un chemin alternatif pour la production de SO()3g.

La réponse C, disant que l’oxyde de vanadium (V), est inchangé à la fin de la transformation, est une affirmation vraie, mais elle ne répond pas à la question. L’oxyde de vanadium (V) est utilisé dans la transformation de SO()2g en SO()3g pendant la production d’acide sulfurique pour augmenter le taux de production de SO()3g.

La réponse D, le catalyseur augmente le rendement final total de SO3, n’est pas vraie. Les catalyseurs n’affectent pas le rendement;ils augmentent seulement la vitesse à laquelle on obtient les produits.

La réponse E, affirmant que le SO3 produit est de pureté plus élevée, est également fausse. Les catalyseurs n’influencent pas la pureté d’un produit.

La réponse B, affirmant que davantage de SO3 est produit chaque heure, semble être une réponse raisonnable. En tant que catalyseur, l’oxyde de vanadium (V) augmente la vitesse de réaction, augmentant ainsi la vitesse à laquelle SO2 est transformé en SO3. En conséquence, la quantité de SO3 produit augmentera, et donc, davantage de SO3 sera produit chaque heure.

Par conséquent, la réponse B est la bonne réponse.

Des cellules d’organismes vivants catalysent des réactions en utilisant des catalyseurs protéiques biologiques appelés enzymes.

Définition: Enzyme

Une enzyme est un catalyseur biologique qui accélère la vitesse des réactions sans être consommé.

Le schéma ci-dessous montre comment une enzyme a un site actif spécifique auquel une molécule de substrat (réactif) peut se lier. Se déroulant au sein du site actif, la réaction a lieu avec une énergie d’activation inférieure et le ou les produits sont libérés de l’enzyme, la laissant dans son état de départ.

Un exemple d’enzyme utilisée par les cellules pour catalyser une réaction est la catalase. La plupart des organismes vivants produisent cette enzyme. La catalase protège l’organisme contre les dommages oxydatifs causés par le peroxyde d’hydrogène (HO22), une substance produite au cours des processus métaboliques. L’enzyme transforme HO22 en des produits moins nocifs — eau et oxygène. 2HO2HO+O2222Catalase

Le HO22 se décompose tout seul, sans catalyseur, mais très lentement. L’enzyme catalase accélère le processus de décomposition, ce qui réduit le temps d’exposition des composants cellulaires à l’oxydant HO22.

Points clés

  • Un catalyseur augmente la vitesse d’une réaction chimique mais reste lui-même inchangé chimiquement au cours de la réaction.
  • Les catalyseurs augmentent la vitesse d’une réaction en abaissant l’énergie d’activation par le biais d’un chemin réactionnel alternatif.
  • Les catalyseurs permettent des générer des profits plus rapidement, car les produits recherchés peuvent être fabriqués plus rapidement. Les catalyseurs permettent également d’économiser de l’argent en diminuant les coûts d’énergie pendant la production.
  • Les enzymes sont des catalyseurs protéiques biologiques spécifiques.
  • De nombreux métaux de transition sont utilisés dans la production de catalyseurs.

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