Lesson Video: Les catalyseurs Chimie • Third Year of Secondary School

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Dans cette vidéo, nous allons apprendre comment agit un catalyseur sur la vitesse d’une réaction chimique. Nous allons également apprendre comment un catalyseur fonctionne et les raisons pour lesquelles les catalyseurs sont utilisés dans les processus chimiques industriels.

Les réactions chimiques se produisent généralement lorsque les molécules de réactifs sont mélangées, et entrent en collision les unes avec les autres. Par exemple, nous pourrions mélanger du méthane avec de l’oxygène. Les particules de méthane et d’oxygène gazeux se déplacent librement, et les molécules entrent en collision fréquemment. Mais une réaction chimique ne se produit pas dans des conditions normales. Dans ce cas, il ne se produit pas automatiquement une combustion. Nous devons ajouter une étincelle ou une flamme pour que la réaction démarre par une petite explosion.

D’autre part, certaines réactions chimiques semblent commencer d’elles-mêmes. Le phosphore blanc est un élément dangereux si vous le laisser en contact avec de l’air. Il est normalement stocké sous l’eau. En se desséchant dans l’air, tout d’abord il couvera, puis il s’enflammera tout seul. Il réagit automatiquement avec l’oxygène de l’air pour produire de l’oxyde de phosphore. Afin de comprendre ce qui permet aux réactions chimiques d’avoir lieu, nous devons clairement explorer les raisons pour lesquelles certaines réactions démarrent facilement d’elles-mêmes, alors que d’autres ont d’abord besoin d’être chauffées, parfois à des températures élevées.

Pour qu’une réaction chimique ait lieu, il faut d’abord que les particules des réactifs entrent en collision. Si nous mélangeons le méthane et l’oxygène, il se produit de nombreuses collisions entre ces molécules chaque seconde car elles sont à l’état gazeux. Mais nous avons également besoin que ces particules entrent en collision avec juste assez d’énergie pour rompre les liaisons chimiques situées à l’intérieur de ces molécules de réactifs. Dans ces collisions, l’énergie minimale nécessaire pour rompre les liaisons et provoquer ce que nous appelons une collision réussie est appelée énergie d’activation. L’énergie d’activation est l’énergie minimale nécessaire pour qu’une réaction se produise.

Dans de nombreuses réactions, y compris la réaction du méthane avec l’oxygène gazeux, cette énergie d’activation est très élevée. Ainsi, à des températures normales, les particules de réactifs rebondissent simplement entre elles lorsqu’elles entrent en collision. Les liaisons ne sont pas rompues, et aucune réaction chimique n’a lieu. La plupart des collisions qui se produisent à des températures normales ne sont pas des collisions efficaces. Dans la réaction du méthane et de l’oxygène, l’énergie chimique stockée dans les réactifs est supérieure à celle stockée dans les produits.

La différence entre le niveau d’énergie des réactifs et le niveau d’énergie des produits s’appelle la variation d’énergie pour cette réaction. La variation d’énergie est souvent symbolisée par ΔH. C’est un symbole d’un grand triangle avec un H majuscule. La variation d’énergie pour la réaction du méthane avec l’oxygène est négative, car de la chaleur est libérée dans l’environnement. Une réaction dans laquelle de la chaleur est libérée dans l’environnement est décrite comme une réaction exothermique. Toutes les réactions de combustion sont exothermiques. La réaction du méthane avec l’oxygène est une réaction de combustion.

Dans la réaction du méthane avec l’oxygène, qui est une réaction exothermique libérant de la chaleur dans l’environnement, l’énergie d’activation est suffisamment élevée pour garantir que le méthane et l’oxygène ne peuvent pas réagir automatiquement ou spontanément l’un avec l’autre à des températures normales. Nous devons d’abord apporter de l’énergie supplémentaire dans le mélange de réactifs pour fournir l’énergie d’activation nécessaire à la rupture des liaisons et au démarrage de la réaction. Cette quantité d’énergie supplémentaire est appelée ici énergie d’activation sur notre diagramme de niveaux d’énergie. La réaction se déroule alors automatiquement ou spontanément car elle libère suffisamment d’énergie thermique pour maintenir des collisions efficaces.

La situation est similaire pour une réaction endothermique, où la chaleur est absorbée par l’environnement, et les produits finissent à un niveau d’énergie plus élevé que celui des réactifs avec lesquels nous avons commencé. Les réactions endothermiques, comme toutes les réactions chimiques, nécessitent également une énergie d’activation pour les démarrer. Nous devons élever le niveau d’énergie des réactifs au-dessus de celui des produits pour fournir cette énergie d’activation. Ceci est indiqué sur le diagramme de niveaux d’énergie.

Donc, en résumé, à ce stade, certaines réactions sont plus difficiles à démarrer que d’autres parce qu’elles nécessitent une forte énergie d’activation. Certaines réactions démarrent très lentement (ou pas du tout) dans des conditions normales, car elles demandent une énergie d’activation élevée. Comment pouvons-nous faire pour que ces réactions nécessitant une énergie d’activation élevée se produisent?

Le peroxyde d’hydrogène est une substance liquide qui peut se décomposer pour produire de l’eau et de l’oxygène gazeux. Cette réaction est très lente dans des conditions normales. Vous ne verrez pas beaucoup de bulles d’oxygène gazeux se former dans le peroxyde d’hydrogène liquide. Si nous ajoutons au peroxyde d’hydrogène une petite quantité d’une poudre noire appelée dioxyde de manganèse, nous voyons une augmentation soudaine du nombre de bulles d’oxygène produites par seconde. Le dioxyde de manganèse augmente la vitesse à laquelle des bulles d’oxygène sont produites. Il augmente considérablement la vitesse de réaction dans ce cas.

Nous sommes passés d’une situation où quelques bulles d’oxygène gazeux sont produites de temps en temps, à de nombreuses bulles d’oxygène gazeux produites en très peu de temps. Le dioxyde de manganèse se comporte comme un catalyseur. Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction sans qu’elle subisse elle-même de changement chimique permanent. Le diagramme de profil énergétique de la décomposition du peroxyde d’hydrogène nous montre que la variation d’énergie globale est négative. La décomposition du peroxyde d’hydrogène est donc une réaction exothermique. C’est le cas si la réaction se déroule avec ou sans catalyseur.

Comme pour toutes les réactions chimiques, il existe une énergie d’activation associée à ce processus de décomposition. Si nous ajoutons un catalyseur au réactif, nous constatons que l’énergie d’activation est beaucoup plus petite qu’elle ne l’est sans catalyseur. Les catalyseurs accélèrent la vitesse d’une réaction chimique. Ils le font en fournissant un parcours ou une voie de réaction alternative pour que la réaction se produise. Plus important encore, cette voie de réaction alternative a une énergie d’activation réduite ou inférieure. Avec une énergie d’activation inférieure, un pourcentage beaucoup plus élevé de collisions entre des particules de réactifs entraînera la rupture des liaisons, et une réaction se produira. Des collisions plus efficaces se produisent chaque seconde, et la vitesse de réaction augmente.

Cette situation est similaire à celle d’un voyage au Mont-Blanc, la plus haute montagne de France. Nous pourrions dépenser beaucoup d’énergie à gravir le sommet du Mont-Blanc et à visiter l’Italie de l’autre côté. C’est le parcours de haute énergie. Au lieu de cela, nous pourrions passer par le tunnel assez facilement. Ce serait un parcours de plus faible énergie, et serait beaucoup plus rapide.

Nous savons maintenant que les catalyseurs accélèrent les réactions chimiques en fournissant une voie de réaction alternative avec une énergie d’activation inférieure. Alors, comment les catalyseurs sont-ils impliqués dans une réaction chimique? Bien que les catalyseurs restent chimiquement inchangés à la fin de la réaction qu’ils catalysent, et qu’ils peuvent être récupérés, il serait incorrect de dire que les catalyseurs ne sont pas impliqués chimiquement ou ne changent pas au cours de la réaction qu’ils catalysent.

Les catalyseurs peuvent concentrer les particules de réactifs sur leur surface. Ces particules de réactifs se déplaceraient au hasard et se heurteraient entre elles occasionnellement au cours du processus. En faisant cela, les catalyseurs affaiblissent les liaisons dans les particules de réactifs. C’est ainsi que l’énergie d’activation de la réaction est réduite. En fin de réaction, les produits sont libérés, et le catalyseur reste chimiquement inchangé. On pourrait dire qu’il est chimiquement régénéré. Il n’est pas épuisé ou consommé comme un réactif l’est normalement pendant la réaction chimique. Pour cette raison, l’équation globale de la réaction chimique n’inclura généralement pas le catalyseur. Au lieu de cela, le catalyseur peut être écrit au-dessus de la flèche.

Comme les catalyseurs ne sont pas consommés pendant une réaction chimique, seule une petite quantité de catalyseur est nécessaire dans une situation donnée. Dans un convertisseur catalytique situé dans le pot d’échappement des voitures à proximité du moteur, des gaz toxiques tels que le monoxyde de carbone et les oxydes d’azote entrent dans le convertisseur catalytique. Ces gaz toxiques sont chimiquement convertis en gaz moins nocifs, tels que le dioxyde de carbone et l’azote qui sortent du pot d’échappement.

Dans de nombreuses situations, telles que le convertisseur catalytique dans les pots d’échappement de voiture, une petite quantité de catalyseur est étalée sur une grande surface. Aux températures normales de fonctionnement, il fera très chaud. Il est important de se rappeler ici qu’augmenter la température d’une réaction augmente la vitesse beaucoup plus qu’en utilisant une plus grande quantité de catalyseur. Ces deux facteurs, surface et température, contribuent à améliorer l’efficacité du catalyseur, tout en maintenant la quantité utilisée au minimum.

Les catalyseurs contiennent souvent des métaux de transition, ou des éléments situés dans la partie centrale du tableau périodique. Certains des métaux utilisés dans le convertisseur catalytique sont très coûteux, tels que le platine et le palladium. Ces métaux peuvent, bien sûr, être récupérés à la fin de la vie de la voiture. Bien que certains catalyseurs industriels usuels contiennent des métaux précieux, de nombreux catalyseurs contiennent des métaux plus ordinaires et ils sont relativement bon marché.

Dans le procédé Haber, de l’ammoniac est produit. L’ammoniac est une matière première importante pour la fabrication des engrais dont l’utilisation contribue à améliorer les rendements des cultures. Dans le procédé Haber, l’azote gazeux est mis à réagir avec de l’hydrogène gazeux. L’azote et l’hydrogène ne réagissent normalement pas l’un avec l’autre, sauf si des températures et des pressions très élevées sont utilisées. Dans le procédé Haber, le fer est utilisé comme catalyseur pour réduire l’énergie d’activation et permettre à la réaction de se dérouler à des températures plus basses avec une vitesse de réaction raisonnable.

La situation est compliquée par le fait que cette réaction est réversible. Le catalyseur à base de fer accélère de manière égale les vitesses de réaction directe et inverse, permettant au mélange d’atteindre l’équilibre dans la cuve de réaction en moins de temps. Une partie de l’ammoniac est obtenue en moins de temps, quel que soit le rendement de ce procédé réversible. Tout ammoniac formé dans la cuve de réaction est refroidi, liquéfié et collecté. L’azote et l’hydrogène n’ayant pas réagi sont recyclés et renvoyés dans la cuve des réactifs.

Les catalyseurs permettent d’économiser de grandes quantités d’énergie dans l’industrie en aidant les réactions à se produire à des températures plus basses et à une vitesse raisonnable. Cela permet d’économiser de l’argent en réduisant le besoin en énergie coûteuse et en temps, puisque la réaction se déroulera plus vite qu’elle ne le ferait sans catalyseur. L’avantage économique d’utiliser un catalyseur est substantiel. Et cela dépassera souvent le coût du catalyseur.

Voyons maintenant une question pour tester notre compréhension des catalyseurs.

Le dioxyde de manganèse est utilisé comme catalyseur dans la décomposition du peroxyde d’hydrogène pour former de l’eau et de l’oxygène. Quelle affirmation est fausse lors de l’utilisation de MnO2 comme catalyseur? 2H2O2 aqueux produit 2H2O liquide plus O2 gaz. (A) L’oxygène se formera plus rapidement. (B) Plus d’oxygène sera produit. (C) La masse de MnO2 avant et après la réaction sera la même. (D) Une voie de réaction alternative est fournie par le catalyseur. (E) Le catalyseur reste inchangé à la fin de l’expérience.

Dans cette question, on nous demande comment un catalyseur, qui est le dioxyde de manganèse, se comporte dans une réaction de décomposition. Dans cette réaction de décomposition, un seul réactif, le peroxyde d’hydrogène, se décompose pour former de nouveaux produits. Les produits sont de l’eau et de l’oxygène gazeux. Cette réaction de décomposition est très lente dans des conditions normales à température ambiante. Nous n’observerions pas beaucoup de bulles d’oxygène gazeux provenant de la solution d’eau oxygénée. Cette situation changerait rapidement si une petite quantité du catalyseur solide, le dioxyde de manganèse, était ajoutée à la solution de peroxyde d’hydrogène.

Un pétillement ou une effervescence rapide serait observée dès que la poudre noire serait ajoutée au peroxyde d’hydrogène. Le catalyseur de dioxyde de manganèse augmentera le taux de décomposition du peroxyde d’hydrogène. Plus d’oxygène gazeux, matérialisé par des bulles, sera produit par unité de temps à mesure que la vitesse de réaction augmentera. L’oxygène gazeux sera certainement produit plus rapidement. Cette affirmation est vraie, donc ce n’est pas la bonne réponse. Rappelez-vous, dans cette question, nous recherchons une affirmation fausse.

Notez que l’oxygène gazeux, qui est l’un des produits, provient des molécules de peroxyde d’hydrogène. Selon l’équation à l’équilibre, deux molécules de peroxyde d’hydrogène sont nécessaires pour produire une molécule d’oxygène gazeux. Si nous avons une quantité fixe de molécules de peroxyde d’hydrogène au début de la réaction, nous ne pouvons produire qu’une quantité fixe de molécules d’oxygène pendant la réaction de décomposition. L’ajout de dioxyde de manganèse comme catalyseur ne change pas la quantité d’oxygène gazeux produite. Cela augmente simplement la vitesse de réaction.

La même quantité d’oxygène gazeux est produite en beaucoup moins de temps. Le dioxyde de manganèse n’apparaît pas dans l’équation globale de la réaction. La quantité d’oxygène gazeux obtenue sera la même avec ou sans le catalyseur présent. Cela signifie que l’affirmation selon laquelle plus d’oxygène gazeux est produit est fausse. Par conséquent, il est probable que ce soit la bonne réponse.

Voyons d’abord les autres réponses possibles avant de choisir cette réponse. Nous pourrions prendre un gramme de dioxyde de manganèse comme catalyseur, enregistrer sa masse, et l’ajouter au peroxyde d’hydrogène au début de la réaction. Lorsque la réaction est terminée, le becher ne contient que de l’eau liquide pure et du dioxyde de manganèse sous forme de mélange. Le dioxyde de manganèse peut être filtré, séché et sa masse enregistrée sur une balance de précision. Nous constaterions qu’il est chimiquement inchangé et, en fait, la masse récupérée sera exactement la même que celle utilisée au départ.

Le catalyseur MnO2 sera inchangé à la fin de l’expérience, et la masse de MnO2 avant et après la réaction sera la même. Rappelez-vous qu’un catalyseur participe à une réaction chimique. Il peut être modifié chimiquement au cours de ce processus, mais il est régénéré à la fin de la réaction. Ces deux affirmations sont vraies. Et elles ne sont donc pas des réponses correctes.

La décomposition du peroxyde d’hydrogène est une réaction exothermique. Nous pouvons le voir dans un diagramme de niveaux d’énergie. Et la variation d’énergie pour cette réaction est négative. Le catalyseur MnO2 augmente la vitesse de la réaction chimique en fournissant une voie de réaction alternative avec une énergie d’activation inférieure. En réduisant l’énergie d’activation de la réaction, une plus grande proportion de collisions moléculaires de réactifs efficaces est atteinte. Les collisions efficaces sont celles qui cassent les liaisons chimiques et permettent à la réaction d’avoir lieu. Par conséquent, nous voyons plus de collisions efficaces par seconde, et une vitesse de réaction plus rapide. L’affirmation finale selon laquelle le catalyseur fournit une voie de réaction alternative est vraie et, par conséquent, n’est ici pas la bonne réponse. Nous recherchons une affirmation fausse.

L’affirmation selon laquelle plus d’oxygène sera produit est donc la bonne réponse à cette question.

Pour résumer, passons en revue les points clés de cette leçon. Les catalyseurs augmentent la vitesse de formation des produits dans une réaction chimique. Les catalyseurs augmentent la vitesse de réaction en proposant une voie de réaction alternative avec une énergie d’activation inférieure. Les catalyseurs ne sont pas consommés dans la réaction. Et les catalyseurs permettent d’économiser du temps et de l’argent dans les réactions industrielles.