Définition des catalyseurs et leur fonctionnement

Un catalyseur est une substance chimique qui affecte la vitesse d'une réaction chimique en modifiant l'énergie d'activation requise pour que la réaction se déroule. Ce processus est appelé catalyse. Un catalyseur n'est pas consommé par la réaction et il 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 aucun effet sur l'énergie des réactifs ou des produits. Le ΔH pour les réactions est le même.

Comment fonctionnent les catalyseurs

Les catalyseurs permettent un mécanisme alternatif pour que les réactifs deviennent des 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 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. A noter que le catalyseur peut être consommé lors d'une des étapes intermédiaires, mais il sera recréé avant la fin de la réaction.

Catalyseurs positifs et négatifs (inhibiteurs)

Habituellement, lorsque quelqu'un se réfère à un catalyseur, cela signifie 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 ou des inhibiteurs négatifs, 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 d'atteindre l'équilibre plus rapidement. Dans le cas de cette réaction, l'enzyme permet au dioxyde de carbone de diffuser hors du sang et dans les poumons afin qu'il puisse être expiré.
• 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 agir comme 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 d'une réaction qui ne se déroule pas à un rythme appréciable jusqu'à ce qu'un catalyseur soit ajouté est celui entre l'hydrogène gazeux et l'oxygène gazeux. Si vous mélangez les deux gaz ensemble, il ne se passe pas grand-chose. Cependant, si vous ajoutez de la chaleur provenant d'une allumette allumée ou d'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 commence, la chaleur dégagée par la réaction dépasse l'énergie d'activation nécessaire pour lui permettre de se poursuivre.