catalyseur

Catalyseur (de catalyse - grec κατάλυσις katálysis , allemand « dissolution » avec terminaison latine) décrit une substance en chimie qui augmente la vitesse de réaction en abaissant l' énergie d'activation d' une réaction chimique sans être elle-même consommée. Il accélère également la réaction de va-et-vient et modifie ainsi la cinétique des réactions chimiques, et non leur thermodynamique .

Un catalyseur participe à une réaction chimique pour former une étape intermédiaire avec les réactifs , à partir de laquelle le catalyseur est libéré inchangé après la formation du produit. Un catalyseur peut traverser plusieurs fois ce cycle dit catalytique.

Selon les phases dans lesquelles se trouvent le catalyseur et les réactifs, on parle de catalyseurs homogènes ou hétérogènes . Les processus biochimiques sont catalysés par des enzymes .

histoire

Depuis l'Antiquité , des réactions chimiques ont été réalisées à l'aide de catalyseurs. Il a fallu attendre Jöns Jakob Berzelius pour réaliser en 1835 qu'un grand nombre de réactions n'avaient lieu que lorsqu'une certaine substance était présente, mais qui n'était pas consommée. À son avis, ces substances n'étaient pas converties, mais leur présence fournissait l'énergie via leur pouvoir catalytique. Il a appelé ces substances des catalyseurs.

Au cours des années suivantes, il a été possible d'acquérir une meilleure compréhension du contexte thermodynamique de la catalyse. Wilhelm Ostwald a défini le catalyseur en 1895 :

Wilhelm Ostwald a reçu le prix Nobel de chimie pour ses travaux sur la catalyse .

chimie

Profil énergétique d'une réaction catalysée (rouge) et non catalysée (noir) en comparaison directe

Le fonctionnement d'un catalyseur est basé sur sa capacité à modifier le mécanisme d'une réaction chimique de telle sorte que l'énergie d'activation soit modifiée. Vous « prenez un chemin différent » au niveau potentiel - hyper .

Le potentiel est généralement fonction de plusieurs variables . Par conséquent, dans le cas le plus simple, la dépendance du potentiel sur seulement deux variables qui changent, le potentiel est un plan à trois dimensions. Les variables peuvent par ex. B. être deux distances de liaison entre les réactifs qui changent au cours de la réaction. Ce cas le plus simple est clair, mais irréaliste.

Ce changement de réaction s'effectue via la formation d'une étape intermédiaire réactive et sa réaction complète pour former les produits finaux, le catalyseur utilisé étant reformé . En pratique, les réactions secondaires rendent les catalyseurs inefficaces après un certain temps d'utilisation car ils sont bloqués par des sous-produits. Le graphique suivant se présente sous la forme d'une section à travers la surface hyperpotentielle d'énergie.

Dans le graphique, la courbe supérieure (noire) montre la réaction non catalysée

${\ displaystyle \ mathrm {A + B \ longrightarrow AB}}$

de nouveau. L'énergie d'activation de cette réaction non catalysée est désignée par . La courbe inférieure (rouge) montre la courbe d'énergie de la réaction catalysée. Ici une étape intermédiaire (profil local minimum) est atteinte via un état de transition (premier profil maximum) : ${\ displaystyle E _ {\ mathrm {u}}}$${\ displaystyle \ mathrm {K}}$${\ displaystyle \ mathrm {KA}}$

${\ displaystyle \ mathrm {K + A \ longrightarrow KA}}$

Le produit se forme via un autre état de transition (second profil maximum) , le catalyseur étant régressé : ${\ displaystyle \ mathrm {AB}}$${\ displaystyle \ mathrm {K}}$

${\ displaystyle \ mathrm {KA + B \ longrightarrow K + AB}}$

L' énergie d'activation de la réaction catalysée marquée par est plus faible. ${\ displaystyle E _ {\ mathrm {k}}}$

La combustion catalytique de l' hydrogène avec l' oxygène peut être citée à titre d'exemple. Cette combustion est thermodynamiquement si favorable qu'elle devrait en principe avoir lieu "volontairement", mais en raison de l' énergie d'activation élevée à température ambiante, elle est si fortement inhibée que la vitesse de réaction est très faible. La présence d'un catalyseur au platine peut abaisser cette énergie d'activation de telle sorte que cette réaction se déroule suffisamment rapidement à des températures plus basses. Une application pour cela était le briquet Döbereinersche .

Dans les réactions d' équilibre , un catalyseur modifie la réaction de va-et-vient de la même manière, de sorte que la position de l'équilibre n'est pas modifiée, mais l'équilibre s'établit plus rapidement.

Importance des catalyseurs

Couper le convertisseur catalytique du véhicule

Les catalyseurs se produisent de plusieurs façons dans la nature. Presque toutes les réactions chimiques vitales chez les êtres vivants sont catalysées (par exemple lors de la photosynthèse , de la respiration ou de la production d'énergie à partir des aliments). Les catalyseurs utilisés sont pour la plupart des protéines spécifiques , telles que des enzymes.

L'abaissement de l'énergie d'activation par les catalyseurs est d'une grande importance commerciale dans les réactions chimiques. On estime actuellement qu'environ 80 % de tous les produits chimiques passent par une étape catalytique dans leur chaîne de valeur . Sans la présence du catalyseur, la réaction chimique respective aurait lieu beaucoup plus lentement ou pas du tout. C'est pourquoi il est difficile d' imaginer le génie chimique sans catalyseurs de nos jours .

Si plusieurs produits se forment dans les réactions, la sélectivité d' un catalyseur joue un rôle très important. Le catalyseur est choisi de telle sorte que seule la réaction soit accélérée, ce qui permet d'obtenir le produit souhaité. Cela évite en grande partie la contamination par les sous-produits.

Du point de vue de la protection de l' environnement , l'utilisation de catalyseurs sélectifs et actifs permet d' économiser de l' énergie et de réduire la quantité de sous-produits. Le post-traitement des gaz d'échappement dans la production industrielle ou dans les centrales électriques n'est pas moins important pour l'environnement . Dans le cas des processus catalytiques des gaz d'échappement (par exemple dans les voitures ), des substances inévitables et dangereuses sont converties en substances moins dangereuses.

Exemple : dans un pot catalytique de voiture , le monoxyde de carbone (CO) et les hydrocarbures non brûlés , une toxine respiratoire, réagissent avec les NO _x et l'oxygène (O ₂ ) pour former du dioxyde de carbone (CO ₂ ) ainsi que de l' azote et de l'eau (H ₂ O).

Exemples de catalyseurs

à gauche : morceaux de sucre partiellement caramélisés , à droite : combustion d'un morceau de sucre avec des cendres comme catalyseur

Le fer cérium ( synthèse de l'ammoniac ), le nickel de Raney , le platine , le rhodium , le palladium , le dioxyde de manganèse , le pentoxyde de vanadium et l' oxyde de samarium (III) catalysent la déshydrogénation de l' éthanol .

Les hopcalites , un groupe de catalyseurs fabriqués à partir de divers oxydes métalliques , catalysent l'oxydation du monoxyde de carbone en dioxyde de carbone à température ambiante.

Convertisseur catalytique de véhicule : L'exemple le plus connu est le convertisseur catalytique dans les automobiles pour réduire les émissions d'échappement , dans lequel l'ensemble du dispositif est nommé selon le principe physico-chimique.

Réchauffeur de charbon actif : Le sel et l' eau servent de catalyseurs. Il sert de chauffe-mains.

Les catalyseurs acides sont utilisés comme donneurs de protons pour les estérifications . Ceux-ci assurent que l' équilibre chimique est déplacé du côté des produits pendant l' estérification de Fischer . Des catalyseurs bien connus sont l'acide p-toluènesulfonique et l'acide sulfurique .

Processus catalytiques importants

Voir également

• Efficacité du catalyseur
• Inhibiteur
• Chimie de coordination de surface

Littérature

• Ferdi Schüth : Technologie clé dans l'industrie chimique : la catalyse hétérogène. In : La chimie à notre époque , 2006, 40, pp. 92-103.
• Michael Röper : Catalyse homogène dans l'industrie chimique. Dans : La chimie à notre époque, 2006, 40, pp. 126–135.
• Rainer Stürmer, Michael Breuer : Les enzymes comme catalyseurs. La chimie et la biologie vont de pair. Dans : La chimie à notre époque, 2006, 40, pp. 104-111.

liens web

Wiktionnaire : catalyseur  - explications de sens, origines des mots, synonymes, traductions

Preuve individuelle

1. ↑ Eugen Hintsches: Chimie du styrène à saveur d'oignons nano. Dans : MaxPlanckForschung , Focus on Materials Science , n°4, 2002, pp. 44-50, ici page 48 (encadré).