Chim N° 07 :
Phénomène de catalyse
Cours

   

 

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I- Le phénomène de catalyse.

1)- Mise en évidence expérimentale.

2)- Conclusions :

II- Définitions.

1)- Les catalyseurs.

2)- La catalyse homogène.

3)- Catalyse hétérogène.

4)- autocatalyse.

III- Caractères généraux de la catalyse.

IV- Un cas particulier intéressant :

l’autocatalyse.

1)- Expériences :

2)- Interprétation.

3)- Autocatalyse et vitesse.

V- Applications. Exercices 5, 7 et 13 pages 66, 67, 68, 69.

1)- Exercice 5 page 66.

2)- Exercice 7 page 67.

3)- Exercice 13 pages 68 et 69.

 

 

 

Matériel :

Peroxodisulfate de potassium C1 = 0,050 mol / L,

iodure de potassium C2 = 0,50 mol / L,

solution de sel de Mohr, acide oxalique C1 = 0,10 mol / L,

solution de permanganate de potassium C2 = 0,010 mol / L,

sulfate ou chlorure de manganèse, acide sulfurique concentré,

eau oxygénée, fil de platine,

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I- Le phénomène de catalyse.

1)- Mise en évidence expérimentale.

a)-  Expérience 1 : réaction entre les ions iodure et les ions peroxodisulfate :

* Bécher : on verse,

-    50 mL d’une solution de peroxodisulfate de potassium C1 = 0,050 mol / L,

-    50 mL d’une solution d’iodure de potassium C2 = 0,50 mol / L.

* Bécher B : on verse,

-    50 mL d’une solution de peroxodisulfate de potassium C1 = 0,050 mol / L,

-    50 mL d’une solution d’iodure de potassium C2 = 0,50 mol / L,

-    Et 10 mL d’une solution de sel de Mohr (cette solution contient des ions fer II)

 observations :

-    On observe le jaunissement ou le brunissement de la solution dans les deux béchers.

-    Cela est dû à la formation de diiode qui en présence d’ions iodure donne des ions I3 de couleur jaune-brun.

-    Dans le bécher B, on constante que la coloration évolue plus rapidement que dans le bécher B.

-    On peut affirmer que la réaction est plus rapide dans le bécher B que dans le bécher A.

b)-  Interprétation.

-    Potentiels d’oxydoréduction des différents couples :

S2O8  (aq)  / SO4 2 – (aq)

E01 = 2,01 V

I 2 (aq) / I – (aq)

E02 = 0,54 V

Fe 3+(aq) / Fe 2+(aq)  

E03 = 0,77 V

 

 

-    Réaction dans le bécher :

S2O82 – (aq)  +   2 I – (aq)    →   2  SO42 – (aq)   +  I2 (aq)

Réaction lente

 

-    Réactions dans le bécher B :

-    Réaction 1 :

S2O82 – (aq)  +  2 Fe 2+(aq)   →   2  SO42 – (aq)  +  2 Fe 3+(aq)  

Réaction rapide

 

-    Réaction 2 :

2 I – (aq)  +  2 Fe 3+(aq)   →   I2 (aq)  +   2 Fe 2+(aq)  

Réaction rapide

 

-    Bilan global :

S2O82 – (aq)  +   2 I – (aq)    →   2  SO42 – (aq)   +  I2 (aq)

Réaction rapide

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2)- Conclusions :

-    Ici, on a remplacé une réaction lente par deux réactions rapides.

-    Les ions fer II ont participé aux réactions 1 et 2, mais ils n’interviennent pas dans le bilan global de la réaction.

-    Ils ont été régénérés en fin de réaction.

-    On dit que les ions fer II ont catalysé la réaction entre les ions peroxodisulfate et les ions iodure.

-     Ils ont accéléré la réaction : l’ion fer II est un catalyseur de la réaction.

-    Remarque : on peut aussi catalyser cette réaction avec les ions fer III.

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II- Définitions.

1)- Les catalyseurs.

-    Un catalyseur est une substance qui accélère une réaction sans entrer dans le bilan de la réaction.

-    Catalyser une réaction, c’est augmenter sa vitesse par ajout d’un catalyseur.

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2)- La catalyse homogène.

-    La catalyse est dite homogène lorsque le catalyseur et le mélange réactionnel constituent une seule phase (forment un mélange homogène).

-    C’est le cas des gaz et des liquides miscibles.

-    Exemple : la dismutation de l’eau oxygénée est catalysée par les ions fer II.

 

Fe 2+

 

 

2 H2O2  (aq)

 

2  H2O (ℓ)

O2 (aq)

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3)- Catalyse hétérogène.

-    La catalyse est dite hétérogène lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel se trouvent dans des phases différentes.

-    Exemple : expérience de la lampe sans flamme (on utilise un fil de cuivre chauffé comme catalyseur)

 

Cu

 

 

2 C2H5OH   +  O2

 

2 CH3CHO

H2

-    Exemple : dismutation de l’eau oxygénée catalysée par un fil de platine.

Pt

2 H2O2  (aq)

2  H2O (ℓ)

O2 (aq)

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4)- autocatalyse.

-    Une réaction est autocatalysée lorsque l’un des produits de la réaction est un catalyseur de cette réaction.

-    Remarque : en toute rigueur, le terme autocatalyse est un terme impropre car le catalyseur apparaît dans le bilan de la réaction.

-    Exemple :

-    Oxydation de l’acide éthanedioïque par les ions permanganate. Réaction qui est étudiée en détail en fin de chapitre.

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III- Caractères généraux de la catalyse.

-    Un catalyseur ne permet pas à une réaction non naturelle de se produire.

-    Un catalyseur ne peut accélérer qu’une réaction naturelle.

-    Lorsqu’une réaction est limitée, le catalyseur permet d’arriver plus vite à l’état d’équilibre mais il ne déplace pas l’équilibre.

-    Le catalyseur n’apparaît pas dans le bilan de la réaction. Il participe à la réaction mais il est régénéré en fin de réaction.

-    Un système cinétiquement inerte peut évoluer très rapidement en présence d’un catalyseur.

-    La sélectivité d’un catalyseur est la propriété de favoriser une réaction plutôt qu’une autre lorsque plusieurs réactions sont possibles avec les mêmes réactifs.

-    Un catalyseur est spécifique à une réaction chimique.

-    Un catalyseur permet d’éviter certaines réactions parasites.

-    Il permet de travailler dans des conditions de température et de pression plus faibles.

-    Il peut permettre de diminuer les coûts de production.

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IV- Un cas particulier intéressant : l’autocatalyse.

1)- Expériences :

a)-  Bécher A :

* on verse,

-    40 mL d’une solution d’acide oxalique C1 = 0,10 mol / L,

-    30 mL d’une solution de permanganate de potassium C2 = 0,010 mol / L.

-    2 mL d’acide sulfurique concentré.

b)-  Bécher B :

* on verse,

-    40 mL d’une solution d’acide oxalique C1 = 0,10 mol / L,

-    30 mL d’une solution de permanganate de potassium C2 = 0,010 mol / L.

-    2 mL d’acide sulfurique concentré,

-    Et une spatule de sulfate ou de chlorure de manganèse.

 Observations :

-    La réaction évolue plus rapidement dans le bécher B que dans le bécher A.

-    La coloration violette disparaît plus rapidement.

-    Le sulfate de manganèse accélère la réaction entre le permanganate de potassium et l’acide oxalique.

-    C’est un catalyseur de cette réaction.

-    Ce sont les ions manganèse Mn 2+ (incolore) qui catalyse la réaction.

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2)- Interprétation.

-    Potentiels d’oxydoréduction des différents couples :

MnO4  (aq) / Mn 2+(aq)

E01 = 1,51 V

CO2 (aq) / H2C2O4 (aq) 

E02 = – 0,49 V

  

-    Demi-équations électroniques et équation bilan de la réaction :

                    (MnO4 (aq)   +   8 H +(aq)  +   5 e   =   Mn 2+(aq)  +  4 H2O (ℓ) ) x 2

                                                      ( H2C2O4 (aq)  =    CO2 (aq)  +   2 H +(aq)   +   2 e x 5

 2 MnO4 (aq)   +   5  H2C2O4 (aq)  +   6 H +(aq)    →   2 Mn 2+(aq) +   10 CO2 (aq)  8 H2O (ℓ) 

 

-    On remarque que la réaction génère des ions manganèse Mn 2+ (aq), or ces ions catalysent la réaction.

-    On dit que la réaction est « autocatalysée ».

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3)- Autocatalyse et vitesse.

-    Lors d’une autocatalyse, deux facteurs agissent en sens inverse sur la cinétique de la réaction :

-    L’augmentation de la concentration du produit catalyseur qui accélère la réaction.

-    La diminution de la concentration des réactifs qui ralentit la réaction.

-    Au début, la réaction s’accélère car l’effet catalytique est important et il y a beaucoup de réactifs.

-    Puis la vitesse diminue à cause de la diminution de la concentration des réactifs.

-    La vitesse de disparition de l’ion permanganate MnO4  (aq) est à chaque instant donnée par la relation :

-     

-    Si cette vitesse est maximale au temps t1, alors :

-     

-    La courbe : [MnO4 ] = f (t) admet un point d’inflexion à l’instant t1 (instant ou la vitesse est maximale.

 

 

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V- Applications. Exercices 5, 7 et 13 pages 66, 67, 68, 69.

1)- Exercice 5 page 66.

2)- Exercice 7 page 67.

3)- Exercice 13 pages 68 et 69.


 

 

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