Catalyseur

Quelle est la définition d'un Catalyseur ?

Lorsque les catalyseurs interviennent dans un processus chimique, la réaction produit la même quantité de catalyseur que celle qui a été ajoutée au début de la réaction. Les catalyseurs sont essentiels dans l'industrie. Ils permettent d'accélérer la vitesse de la réaction et de réduire l'énergie d'activation.

Les métaux de transition font d'excellents catalyseurs en raison de leurs états d'oxydation variables. Dans certains cas, ils adsorbent des substances à leur surface et les activent.

Tu sais donc maintenant ce que font les catalyseurs. Mais comment fonctionnent-ils ? Les catalyseurs à base de métaux de transition peuvent être soit hétérogènes, soit homogènes. Continue à lire pour découvrir ce que cela signifie !

Catalyseur hétérogène

En général, la plupart des catalyseurs hétérogènes sont en phase solide et ne sont pas consommés dans la réaction. En catalyse hétérogène, au moins un des réactifs est adsorbé sur des sites actifs à la surface du catalyseur.

Tu as peut-être déjà entendu parler des convertisseurs catalytiques dans les voitures. Ils sont un exemple de catalyseurs hétérogènes à l'œuvre. Dans un convertisseur catalytique, un réactif gazeux passe sur un catalyseur solide.

Les métaux de transition sont des catalyseurs solides populaires. Les procédés Haber et Contact utilisent des catalyseurs à base de métaux de transition pour augmenter la vitesse de réaction. Comment s'y prennent-ils ? Découvre-le ci-dessous.

Processus de contact

Qu'ont en commun les teintures, les détergents, les peintures, les plastiques, les engrais et les tissus ? L'acide sulfurique ! Au niveau mondial, nous fabriquons \( 231 \) millions de tonnes d'acide sulfurique chaque année. La plupart de l'acide sulfurique produit industriellement est transformé en engrais, mais nous l'utilisons également pour fabriquer du papier, des pigments et des fibres. Comment l'acide sulfurique est-il fabriqué industriellement ? Nous utilisons le procédé de contact, un autre exemple de catalyse hétérogène.

Le processus de contact se déroule en trois étapes. Nous allons considérer l'étape où un catalyseur solide - le pentoxyde de vanadium (également appelé oxyde de vanadium \( (V) \) - est utilisé pour accélérer la vitesse de réaction. À ce stade, le dioxyde de soufre réagit avec l'oxygène pour produire de l'acide sulfurique. Regarde l'équation de la réaction ci-dessous.

$$ 2SO_{2} +O_{2} \leftrightharpoons 2SO_{3} $$

Tu remarqueras que le processus de contact est une réaction réversible, comme le processus de Haber. Le pentoxyde de vanadium permet d'accélérer la réaction. Sinon, le processus serait trop lent !

Le dioxyde de soufre et l'oxygène entrent dans le réacteur sous forme de gaz. Dans le réacteur, ils passent sur un catalyseur solide à base de pentoxyde de vanadium. Nous utilisons un mécanisme appelé théorie de l'adsorption de surface pour expliquer le fonctionnement des catalyseurs hétérogènes.

1. Tout d'abord, l'adsorption se produit lorsqu'un des réactifs se fixe à la surface du catalyseur ;

2. La réaction a lieu pendant que les réactifs sont sur la surface du catalyseur ;

3. Ensuite, la désorption se produit lorsque le produit de la réaction se détache de la surface du catalyseur.

Examinons maintenant les étapes de réaction du processus de contact. Tu peux voir la théorie de l'adsorption de surface à l'œuvre ici.

• Étape 1 : Le dioxyde de soufre s'adsorbe sur l'oxyde de vanadium \( (V) \) . Une réaction d'oxydoréduction se produit lorsque le vanadium est réduit de \( + 5 \) à \( + 4 \) . Le trioxyde de soufre se désorbe.
• Étape 2 : Une autre réaction d'oxydoréduction se produit lorsque l'oxygène réagit sur la surface du catalyseur. L'oxyde de vanadium \( (IV) \) est oxydé à nouveau à \( + 5 \) . Le catalyseur original, \( V_{2}O_{5} \) , est régénéré.

La théorie de l'adsorption de surface nous a aidés à concevoir une solution pour l'un des plus grands problèmes du \( XXIe \) siècle, la pollution par les gaz d'échappement des véhicules. Découvrant plus dans la plongée en profondeur ci-dessous !

Tu sais maintenant comment fonctionnent les catalyseurs hétérogènes. Voyons maintenant un autre type de catalyseur - les catalyseurs homogènes.

Catalyseur homogène

La catalyse homogène implique souvent un catalyseur aqueux et des réactifs aqueux, mais ce n'est pas toujours le cas. Parfois, le catalyseur et les réactifs sont en phase gazeuse.

En catalyse homogène, la réaction se déroule à travers une espèce intermédiaire. Qu'est-ce que cela signifie ? Tu peux voir comment cela fonctionne dans la réaction entre l'ion persulfate (peroxydisulfate) et l'iode.

Comment les ions \( Fe^{2+} \) catalysent-ils la réaction entre l'iodure et les ions persulfate ?

Le persulfate (ou peroxodisulfate, son nom \( UICPA \) ) agit comme un agent oxydant lorsqu'il réagit avec l'iodure. L'équation de cette réaction est donnée ci-dessous :

$$ S_{2}O_{8}^{2-} + 2I^{-} \leftrightharpoons 2SO_{4}^{2-} + I_{2} $$

À température ambiante, le processus est lent car les ions réactifs chargés négativement se repoussent mutuellement. Cependant, en présence d'ions \( Fe \) , la réaction est beaucoup plus rapide. Les ions \( Fe \) et les réactifs sont en phase aqueuse, cette réaction est donc un excellent exemple de catalyseur homogène. Examinons les étapes ci-dessous :

1. Comme les ions Fe²⁺ et les ions S₂O₈^2- ont des charges opposées, ils s'attirent mutuellement et réagissent comme suit :

$$ S_{2}O_{8}^{2-} + 2Fe^{2+} \leftrightharpoons 2SO_{4}^{2-} + 2Fe^{3+} $$

2.Les ions \( Fe^{3+} \) produits dans la première réaction réagissent avec les ions \( I^{-} \) comme suit :

$$ 2Fe^{3+} + 2I^{-} \leftrightharpoons 2Fe^{2+} + I_{2} $$

Comme tu peux le voir, le catalyseur original à base d'ions de \( fer(II) \) est régénéré, et les étapes se répètent. Les ions \( fer(III) \) qui se forment dans la première réaction agissent comme des espèces intermédiaires.

Dans le processus entre les ions iodure et les ions persulfate, nous pouvons également utiliser les ions \( fer(III) \) comme catalyseur d'origine. Dans ce cas, \( Fe^{2+} \) est l'espèce intermédiaire. La réaction se déroulerait dans l'ordre inverse :

\( 2Fe^{3+} + 2I^{-} \leftrightharpoons 2Fe^{2+} + I_{2} \)

\( S_{2}O_{8} ^{2-} + 2Fe^{2+} \leftrightharpoons 2SO_{4}^{2-} + 2Fe^{3+} \)

Avant de conclure cette discussion sur les catalyseurs, examinons un dernier type de catalyse, à savoir l'autocatalyse.

Autocatalyse

Dans la réaction suivante, les ions manganate \( (VII) \) négatifs réagissent avec les ions éthanedioate négatifs.

$$ 2MnO_{4(aq} ^{-} + 5C_{2}O_{4(aq)}^{2-} ₍ + 16H_{(aq)}^{+} \rightarrow 2Mn_{(aq)}^{2+} + 10CO_{2( g)} + 8H{2}O_{(l)} $$

Cette réaction est fascinante, car la vitesse de réaction augmente au fur et à mesure que des ions \( Mn^{2+} \) sont produits. On parle d'autocatalyse lorsqu'un processus est catalysé par l'un des produits de la réaction. Dans ce cas, le \( Mn^{2+}_{(aq) } \) agit comme un autocatalyseur. Le processus commence lentement, mais au fur et à mesure que des ions manganèse \( (II) \) se forment, il devient de plus en plus rapide. Finalement, la réaction ralentit lorsque le catalyseur est épuisé.

Comme dans la réaction précédente où le fer agit comme un catalyseur, le \( Mn(II) \) est régénéré dans un cycle rédox.

Les ions \( Mn^{2+} \) réagissent avec les ions \( MnO^{-}_{4} \) pour produire des ions \( Mn^{3+} \) .

Les ions \( Mn^{3+} \) réagissent avec les ions éthanedioate pour régénérer les ions \( Mn^{2+} \) .

Nous pouvons montrer ce cycle rédox en utilisant les équations suivantes :

\( 4Mn^{2+}_{(aq)} + MnO^{-}_{4(aq)} +8H^{+}_{(aq)} \rightarrow 5Mn^{3+}_{(aq)} +4H_{2}O_{(aq)} \)

\( 2Mn^{3+}_{(aq)} + C_{2}O^{2-}_{4(aq)} \rightarrow 2CO_{2(g)} + 2Mn^{2+}_{(aq)} \)

Et voilà : le monde merveilleux des catalyseurs à base de métaux de transition !

C'est quoi une réaction chimique ?

Au cours d'une réaction chimique, les liaisons entre les atomes des molécules sont brisées, réarrangées et reconstruites, recombinant les atomes en de nouvelles molécules.

Vitesse

Les catalyseurs rendent ce processus plus efficace en réduisant l'énergie d'activation, c'est-à-dire la barrière énergétique qui doit être surmontée pour qu'une réaction chimique se produise. Par conséquent, les catalyseurs facilitent la rupture et la formation de liaisons chimiques par les atomes pour produire de nouvelles combinaisons et de nouvelles substances. L'utilisation de catalyseurs permet de réaliser des réactions chimiques plus rapides et plus efficaces sur le plan énergétique .

Température

Une règle générale pour la plupart des réactions chimiques est qu'une augmentation de température de \( 10°C \) double approximativement la vitesse de réaction. Dans une certaine mesure, cette règle s'applique à toutes les réactions enzymatiques. Cependant, au-delà d'un certain point, une augmentation de la température entraîne une diminution de la vitesse de réaction, en raison de la dénaturation de la structure de la protéine et de la perturbation du site actif.

Pour de nombreuses protéines, la dénaturation se produit entre \( 45°C \) et \( 55°C \) . De plus, même si une enzyme semble avoir une vitesse de réaction maximale entre \( 40°C \) et \( 50°C \) , la plupart des réactions biochimiques sont réalisées à des températures plus basses car les enzymes ne sont pas stables à ces températures élevées et se dénaturent après quelques minutes .

Quel est le rôle du catalyseur en chimie ?

Industrie

Les catalyseurs apparaissent dans un certain nombre de réactions, tant naturelles qu'artificielles. Par exemple, les catalyseurs sont utilisés dans la production industrielle d'ammoniac, d'acide nitrique (produit à partir d'ammoniac), d'acide sulfurique et d'autres substances. Le procédé à l'ammoniac, mis au point en \( 1908 \) par le chimiste allemand Fritz Haber \( (1868-1934) \) , est particulièrement remarquable. En utilisant le fer comme catalyseur, Haber a réussi à combiner l'azote et l'hydrogène sous pression pour former l'ammoniac, l'un des produits chimiques les plus utilisés au monde.

L'année \( 1897 \) a été une bonne année pour les catalyseurs. Cette année-là, on a découvert accidentellement que le mercure catalyse la réaction par laquelle la teinture indigo est produite ; en \( 1897 \) également, le chimiste français Paul Sabatier \( (1854-1941) \) a découvert que le nickel catalyse la production de graisses comestibles. Grâce à la découverte de Sabatier, le nickel est utilisé pour transformer les huiles végétales non comestibles en margarine .

La catalyse et l'environnement

Les gaz d'échappement d'une automobile contiennent de nombreuses substances nocives pour l'environnement. En raison des préoccupations croissantes concernant les dommages potentiels à l'atmosphère, le gouvernement fédéral a rendu obligatoire, dans les années \( 1970 \) , l'adoption de convertisseurs catalytiques, des dispositifs qui utilisent un catalyseur pour transformer les polluants de l'échappement en substances moins nocives.

Le platine et le palladium sont les matériaux privilégiés pour les convertisseurs catalytiques, bien que certains matériaux non métalliques, tels que les céramiques, aient également été utilisés. Dans tous les cas, la fonction d'un convertisseur catalytique est de transformer les gaz d'échappement par des réactions d'oxydation-réduction. Le monoxyde d'azote est réduit en oxygène moléculaire et en azote ; dans le même temps, les hydrocarbures du pétrole, ainsi que le monoxyde de carbone, sont oxydés pour former du dioxyde de carbone et de l'eau. Parfois, un agent réducteur, tel que l'ammoniac, est utilisé pour rendre le processus de réduction plus efficace .

Biochimie

Dans notre corps et dans d'autres êtres vivants, les enzymes sont utilisées pour accélérer les réactions biochimiques. Une enzyme est un type de catalyseur. La vie complexe serait impossible sans enzymes pour permettre aux réactions de se dérouler à des vitesses appropriées. Les formes des enzymes ainsi que les emplacements sur l'enzyme qui se lient aux réactifs fournissent une voie de réaction alternative, permettant à des molécules spécifiques de se réunir pour former un état de transition avec une barrière d'énergie d'activation réduite.

Un exemple d'enzyme est le cytochrome, qui aide le système respiratoire en catalysant la combinaison de l'oxygène et de l'hydrogène dans les cellules. D'autres enzymes facilitent la conversion des aliments en énergie et rendent possible une variété d'autres fonctions biologiques nécessaires .