Catalyse
Etude d'une catalyse homogène
Catalyse hétérogène
Cas particulier: autocatalyse
Propriétés de la catalyse
Etude d'une catalyse homogène :
Une catalyse est qualifiée d'homogène lorsque le catalyseur et les réactifs sont miscibles entre eux (forment une seule " phase ")
a) Exemple étudié : la décomposition de H2O2, catalysée par Fe3+.
Les deux corps sont en solution : il s'agit bien d'une catalyse homogène.
Réaction directe :
Couples en jeu :
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H2O2/H2OO2/H2O2 |
E1 = 1,77VE2 = 0,68V
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Une réaction spontanée peut donc avoir lieu : |
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oxydation : |
H2O2 + 2 e- + 2H+ -->2H2O |
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réduction : |
H2O2 --> O2 +2H+ + 2 e- |
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Equation bilan : |
2H2O2 --> 2H2O + O2 |
Il s'agit d'une réaction de dismutation, car l'eau oxygénée est ici à la fois l'oxydant et le réducteur |
b) Réaction : Bien que possible, la réaction de décomposition de l'eau
oxygénée ne se fait pas tant que l'on n'ajoute pas un peu de FeCl3 (présence
d'ions Fe3+) ; avec ce catalyseur, le milieu réactionnel, initialement
jaune à cause de Fe3+, vire au jaune brun, puis redevient jaune, et il se produit un dégagement de O2
c) Mécanisme de la réaction catalysée :
La réaction ne suit pas le même chemin quand il y a un catalyseur :
Couples en jeu : |
H2O2/H2OFe3+/Fe2+O2/H2O2 |
E1 = 1,77VE2 = 0,77VE3 = 0,68V |
1ère étape : |
2Fe3+ + H2O2 --> 2Fe2+ +O2 + 2H+ |
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2ième étape : |
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ --> 2Fe3+ + 2H2O |
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Bilan : |
2H2O2 --> O2 + 2 H2O |
Conclusions : |
- Le bilan est le même, avec ou sans catalyseur, mais le mécanisme réactionnel a changé et la vitesse également |
- il est apparu un intermédiaire réactionnel, Fe2+ |
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- le catalyseur Fe3+ est consommé, puis régénéré |
d) Généralisation :
Un catalyseur est un corps qui accélère une réaction, sans être modifié durablement.Avec le catalyseur, le mécanisme de la réaction est changé ; plusieurs réactions plus rapides ont lieu, toutes possibles thermodynamiquement, faisant apparaître des intermédiaires réactionnels.Le catalyseur est consommé, puis régénéré. |
Catalyse hétérogène :
On parle de catalyse hétérogène lorsque le catalyseur et les réactifs forment des " phases " différentes (par exemple réactifs gazeux et catalyseur solide).
Exemples : |
- la réaction de décomposition de l'eau oxygénée 2H2O2 --> 2H2O + O2 peut être provoquée par l'immersion d'un disque platiné (disque utilisé pour le nettoyage des lentilles de contact) |
- La réaction de synthèse de l'eau 2H2 +O2 --> 2H2O, qui se produit lorsqu'on présente une flamme au mélange gazeux, peut démarrer à froid grâce à de la mousse de platine |
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- Dans l'industrie, la synthèse de l'ammoniac N2 + 3H2 --> 2NH3 est réalisée avec du fer comme catalyseur |
Expérience : La réaction entre l'ion permanganate MnO4- (violet), et l'acide oxalique, s'accompagne d'une décoloration du permanganate, qui ne démarre pas immédiatement, mais qui s'accélère dès qu'elle a commencé
Réaction :
2MnO4- + 6H+ + 5H2C2O4 --> 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O |
Traduction graphique :
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v2>v1 puis v3<v2 : la vitesse passe par un maximum |
Interprétation : cette réaction peut être catalysée par l'ion Mn2+ (addition de MnSO4 par exemple) ; or Mn2+ est également un produit de la réaction : la réaction produit son propre catalyseur, ce qui explique son accélération.
Propriétés de la catalyse :
les quantités de catalyseur à employer sont en général faibles (du fait de la régénération du catalyseur)
un catalyseur a un rôle purement cinétique, et non " thermodynamique " ; de ce fait :
- il ne peut provoquer une réaction impossible d'un point de vue énergétique |
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- dans le cas d'une réaction équilibrée, il modifie la vitesse d'arrivée à l'équilibre, mais il ne modifie pas l'équilibre, qui dépend uniquement de l'aspect thermodynamique de la réaction ( rqe : cela a comme conséquence qu'un même catalyseur, catalyse pareillement les deux réactions inverses) |
Sélectivité : souvent, plusieurs réactions différentes sont possibles avec les mêmes réactifs ; l'utilisation d'un catalyseur permettra de favoriser la réaction souhaitée.
Par exemple :
CH3CH2OH --> H2 +CH3CHO |
à 400°C avec du cuivre comme catalyseur |
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CH3CH2OH --> H2O + C2H4 |
à 400°C avec de l'alumine (A2O3) comme catalyseur |