Catalyseurs — Chimie, 14–17
Un catalyseur fournit à une réaction un autre chemin, avec une énergie d’activation plus faible. Il accélère la réaction sans être consommé, mais ne modifie pas la position finale de l’équilibre.
Un raccourci par-dessus une barrière d’énergie
Les particules qui réagissent doivent généralement franchir une barrière d’énergie avant de former les produits. Un catalyseur propose un autre chemin réactionnel, avec une barrière plus basse. À la même température, davantage de particules la franchissent, donc la réaction est plus rapide.
Pourquoi fallait-il des catalyseurs ?
Beaucoup de réactions utiles sont possibles, mais trop lentes à une température raisonnable. L’industrie devait fabriquer rapidement de l’ammoniac, des carburants et des plastiques sans tout chauffer à des températures dangereuses. Les catalyseurs répondent à ce problème en changeant le chemin, pas en fournissant l’énergie de la réaction.
Dioxyde de manganèse et peroxyde d’hydrogène
Le peroxyde d’hydrogène se décompose lentement : 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂. Ajoute une petite quantité de dioxyde de manganèse, MnO₂, et des bulles d’oxygène apparaissent beaucoup plus vite. Après filtration, le MnO₂ reste présent : il a aidé la réaction sans être consommé globalement.
Plus rapide ne signifie pas davantage
Comme un catalyseur fait apparaître plus vite les produits, il est facile de croire qu’il augmente la quantité finale. Il ne crée pas de particules supplémentaires et ne change pas la différence d’énergie entre réactifs et produits. Dans une réaction réversible, il accélère les deux sens : l’équilibre est atteint plus tôt, au même endroit.
Les catalyseurs dans le pot d’échappement
Le pot catalytique d’une voiture contient des métaux qui aident à transformer le monoxyde de carbone et les hydrocarbures imbrûlés en substances moins nocives. Il aide aussi à convertir les oxydes d’azote en azote. Les métaux ne sont pas le carburant et ne sont pas censés être consommés : ils offrent des surfaces qui facilitent les réactions.
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