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Définition des catalyseurs et leur fonctionnement

Définition des catalyseurs et leur fonctionnement


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Un catalyseur est une substance chimique qui influe sur la vitesse d’une réaction chimique en modifiant l’énergie d’activation nécessaire au déroulement de la réaction. Ce processus s'appelle la catalyse. La réaction ne consomme pas de catalyseur et peut participer à plusieurs réactions à la fois. La seule différence entre une réaction catalysée et une réaction non catalysée est que l'énergie d'activation est différente. Il n'y a pas d'effet sur l'énergie des réactifs ou des produits. Le ΔH pour les réactions est le même.

Comment fonctionnent les catalyseurs

Les catalyseurs permettent à un autre mécanisme de transformer les réactifs en produits, avec une énergie d'activation inférieure et un état de transition différent. Un catalyseur peut permettre à une réaction de se dérouler à une température inférieure ou d'augmenter la vitesse de réaction ou la sélectivité. Les catalyseurs réagissent souvent avec les réactifs pour former des intermédiaires qui donnent finalement les mêmes produits de réaction et régénèrent le catalyseur. Notez que le catalyseur peut être consommé au cours d'une des étapes intermédiaires, mais il sera créé à nouveau avant la fin de la réaction.

Catalyseurs positifs et négatifs (inhibiteurs)

Habituellement, lorsque quelqu'un se réfère à un catalyseur, ils signifient un catalyseur positif, qui est un catalyseur qui accélère la vitesse d’une réaction chimique en diminuant son énergie d’activation. Il existe également des catalyseurs négatifs ou des inhibiteurs qui ralentissent la vitesse d'une réaction chimique ou la rendent moins susceptible de se produire.

Promoteurs et poisons catalytiques

Un promoteur est une substance qui augmente l'activité d'un catalyseur. Un poison catalytique est une substance qui inactive un catalyseur.

Catalyseurs en action

  • Les enzymes sont des catalyseurs biologiques spécifiques à la réaction. Ils réagissent avec un substrat pour former un composé intermédiaire instable. Par exemple, l'anhydrase carbonique catalyse la réaction:
    H2CO3(aq) ⇆ H2O (l) + CO2(aq)
    L'enzyme permet à la réaction de s'équilibrer plus rapidement. Dans le cas de cette réaction, l'enzyme permet au dioxyde de carbone de se diffuser hors du sang et dans les poumons afin de pouvoir l'exhaler.
  • Le permanganate de potassium est un catalyseur pour la décomposition du peroxyde d'hydrogène en oxygène gazeux et en eau. L'ajout de permanganate de potassium augmente la température de la réaction et sa vitesse.
  • Plusieurs métaux de transition peuvent jouer le rôle de catalyseurs. Un bon exemple de platine dans le convertisseur catalytique d'une automobile. Le catalyseur permet de transformer le monoxyde de carbone toxique en dioxyde de carbone moins toxique. Ceci est un exemple de catalyse hétérogène.
  • Un exemple classique de réaction qui ne se produit pas à une vitesse appréciable avant l’ajout d’un catalyseur est celui entre l’hydrogène et l’oxygène. Si vous mélangez les deux gaz ensemble, rien ne se passe. Cependant, si vous ajoutez de la chaleur à une allumette allumée ou à une étincelle, vous surmontez l’énergie d’activation pour déclencher la réaction. Dans cette réaction, les deux gaz réagissent pour produire de l'eau (de manière explosive).
    H2 + O2 ↔ H2O
  • La réaction de combustion est similaire. Par exemple, lorsque vous brûlez une bougie, vous surmontez l'énergie d'activation en appliquant de la chaleur. Une fois que la réaction a commencé, la chaleur dégagée par la réaction dépasse l'énergie d'activation nécessaire pour la poursuivre.


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