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Intérieur du musée de la catalyse à Widnes en Angleterre

La catalyse est test un phénomène modifiant la vitesse d'une réaction chimique, par l'intervention d'un catalyseur qui interagit avec les réactifs et les produits, mais qui n'est pas consommé.

Dans l'industrie chimie, 80 % des procédés font intervenir la catalyse. Elle est utilisée dans différents secteur de la chimie : raffinage, industrie pharmaceutique, parfums, polymères, ... mais également pour des applications de dépollution (des moteur à combustion et explosion, de l'air ou de l'eau) ou d’auto-nettoyage (fours domestiques, murs, verres et vitres) voire de désinfection.

Le catalyseur peut prendre différentes formes : une espèce en solution (acide, ion, complexe, macromolécule), un solide (inorganique comme un oxyde métallique, dispersion d'une phase active sur un support, ...) ou un gaz.

On distingue :

• catalyse homogène, si le catalyseur et les réactifs ne forment qu'une seule phase (souvent liquide, le catalyseur est alors soluble dans le milieu) ;
• catalyse hétérogène, si le catalyseur et les réactifs forment plusieurs phases (généralement un catalyseur solide pour des réactifs en phase gazeuse ou liquide) ;
• catalyse enzymatique, qui s'apparente à la catalyse homogène, mais où le catalyseur (l'enzyme), est une macromolécule formée d'une ou plusieurs protéines et éventuellement d'un cofacteur (comme un élément métallique) sur son site actif.

Origines

Étymologie

Plaque commémorative et bronze de J. Berzelius qui, le premier, a proposé le mot « catalyse »

Berzelius décrit en 1836 une " nouvelle force " qui permet d'expliquer différents phénomènes observés à l'époque : dépolymérisation de l'amidon en milieu aqueux acide, décomposition du peroxyde d'hydrogène en milieu basique, effet de certains métaux comme le platine sur la combustion de l'alcool ou de l'hydrogène. Il comprend que ces phénomènes sont analogues et il écrit dans un texte en français :

« Il est donc prouvé que plusieurs corps simples et composés, solubles et insolubles, ont la propriété d'exercer sur d'autres corps une action très différente de l'affinité chimique. Au moyen de cette action, ils produisent dans ces corps des décompositions de leurs élémens et des recompositions différentes de ces mêmes élémens auxquelles ils restent étrangers.. »

Berzelius affirme donc que le catalyseur intervient sur la réaction en décomposant les réactifs en entités qu'il réassemble pour former les produits, mais que lui même reste inchangé. Il écrit à propos du choix du mot « catalyse » :

« J'appellerai donc cette force, force catalytique. J'appellerai de même catalyse la décomposition des corps par cette force, de même qu'on désigne par analyse la décomposition des corps par l'affinité chimique. »

Berzelius exprimait la notion d'affinité chimique en termes d'attraction et de répulsion de pôles chargés sur ce que l'on ne nommait pas encore les molécules. Le suffixe « -lyse » décrivant une décomposition, l'analyse est pour Berzelius la décomposition des corps par l'affinité chimique, et la catalyse la décomposition des corps par la « nouvelle force » qu'il décrit, sans plus d'explications sur le choix du préfixe « cata- ».

Histoire

Quelques étapes notables sur la découverte et la compréhension de la notion de catalyse sont listées ici par ordre chronologique. Les premières découvertes sont liées au domaine de la biocatalyse :

• 6 000 ans av. J.-C., procédés techniques de la fermentation alcoolique des sucres, utilisés par les Sumériens en Mésopotamie : production d'acide acétique de l'alcool au moyen d'enzymes.
• Accélération et orientation des fermentations du lait pour les fromages : les découvertes liées permettaient très rapidement de diminuer les risques de colonisation par les agents pathogènes et augmentaient incroyablement nettement la durée de consommation des produits laitiers (à l'échelle du temps du produit de base, c'était une technique de toute première importance).
• Les processus de panification des farines permettant la réalisation en épaisseur de cuisson au four et une modification de la digestibilité du composant de base.

Après ces débuts, la découverte de toute une série de nouvelles réactions catalytiques a eu lieu dans les XVIII^e et début du XIX^e siècle.

• Au milieu du XVIII^e siècle, le physicien britannique John Roebuck élabore un procédé permettant la formation d'acide sulfurique par oxydation du dioxyde de soufre par l'air ; la réaction est effectuée en présence d'un catalyseur, l'acide nitrosylsulfurique, dans une enceinte en plomb.
• Vers 1780, multiples découvertes Antoine-Augustin Parmentier, pharmacien militaire, agronome, nutritionniste et hygiéniste français : catalyse acide du sucre.
• 1782, découverte de Carl Wilhelm Scheele, sur l'estérification catalysée par un acide des alcools.
• 1783, Joseph Priestley, transformation de l'éthanol à partir d'éthylène.
• Dès 1814, Constantin Kirchhoff rapporte l'hydrolyse de l'amidon catalysée par les acides.
• En 1817, Humphry Davy découvre que l'introduction de platine chaud dans un mélange d'air et de gaz issus du charbon conduit à chauffer à blanc le métal.
• En 1824, William Henry rapporte l'empoisonnement d'un catalyseur : l'éthylène inhibe la réaction entre l'hydrogène et l'oxygène sur du platine. Il remarque par ailleurs l'oxydation sélective dans la réaction entre l'oxygène et un mélange gazeux composé d'hydrogène, de monoxyde de carbone et de méthane.
• Le terme catalyse est introduit par Berzelius en 1835 (du grec καταλύειν, qui signifie dénouer) pour nommer la cause d'un groupe de réactions. Cette idée n'eut pas que des adeptes et Liebig, par exemple, s'opposa, dans le cas de la fermentation, à la théorie de la catalyse avancée par Berzelius. Pour Liebig, la cause de la fermentation était due à la transmission de vibrations des particules de ferment.
• En 1845, William Grove montre qu'un filament de platine est également un bon catalyseur pour la décomposition de l'eau en hydrogène et oxygène.
• Dans les années 1850, Kekulé comprit que la loi d'action de masse et les forces catalytiques avaient de l'importance sur les réactions chimiques, et que les forces qui favorisaient l'association des molécules Aneinanderlagerung causaient également leur décomposition, et que des produits intermédiaires pouvaient être isolés. Voir la représentation ci-contre.

Mécanisme de la double décomposition vu par Kekulé en 1850

• En 1871, le procédé Deacon (en), utilisé pour l'oxydation de l'acide chlorhydrique en chlore, est développé : il utilise un catalyseur à base de brique en argile imprégnée de sels de cuivre.
• Peu de temps après, en 1877, Clément Georges Lemoine démontre que la décomposition de l'iodure d'hydrogène en dihydrogène et diiode atteint le même point d'équilibre à 350 °C que la réaction soit menée avec ou sans catalyseur (platine).
• Cette propriété est confirmée deux ans plus tard par Claude Louis Berthollet avec l'estérification des acides organiques et l'hydrolyse des esters dont l'équilibre de réaction reste identique avec ou sans catalyseur.
• Vers 1901, Georg Bredig mettait en avant l'importance de l'empoisonnement d'un catalyseur.

Le début du XX^e siècle marque une découverte qui continue d'avoir des répercussions de nos jours. Wilhelm Normann réalise l'hydrogénation de l'acide oléique (acide cis-9-octadécènoïque C₁₇H₃₃COOH), liquide, en acide stéarique (acide octadécanoïque C₁₇H₃₅COOH), solide, sur du nickel finement divisé. Cette hydrogénation est encore largement utilisée au XXI^e siècle dans de nombreux domaines (alimentation, pharmacie, savonnerie, parfumerie, peinture, etc.) et le nickel reste le catalyseur phare.

La synthèse de l'ammoniac (NH₃) à partir du diazote et du dihydrogène est mise au point par Fritz Haber sous haute pression, à température moyenne et catalysée par le fer (Fe₃O₄ réduit). Cet ammoniac peut être oxydé en monoxyde d'azote par oxydation, catalysé cette fois par le platine, pour servir de base à la fabrication d'acide nitrique (HNO₃). En 1923, BASF commande une usine de fabrication du méthanol à partir de monoxyde de carbone et d'hydrogène sur un catalyseur à base d'oxyde de zinc et d'oxyde de chrome. Durant la même période, le procédé Fischer-Tropsch permet d'obtenir des alcanes, des alcènes et des alcools à partir de monoxyde de carbone et d'hydrogène à l'aide de catalyseur à base de fer et de cobalt. L'oxydation catalytique du dioxyde de soufre en trioxyde de soufre sur l'oxyde de vanadium(V) (V₂O₅) permet la synthèse à grande échelle d'acide sulfurique.

À la fin des années 1930, le craquage catalytique apparaît, offrant la possibilité de rompre les liaisons C-C. Ce procédé Houdry, utilise un catalyseur à base d'argile de type montmorillonite traitée à l'acide, et permet de scinder les grosses molécules du pétrole, typiquement contenues dans les gasoil, en plus petites constituant les essences. Durant la même décennie l'oxydation sélective de l'éthylène en oxyde d'éthylène sur un catalyseur à base d'argent est mise au point, développée et commercialisée par Union Carbide. Tous ces procédés permettent d'avoir accès à une échelle industrielle à des produits de base de la chimie, ouvrant ainsi à la voie au développement de la chimie de base et des spécialités.

Juste après la Seconde Guerre mondiale, les Trente Glorieuses profiteront largement à la chimie avec un grand développement des procédés en tout genre pour des productions de plus en plus diversifiées. La catalyse sera un acteur important de ce développement. La polymérisation se développe grandement en profitant des molécules de base produites. Dans les années 1950, le polyéthylène, le polypropylène, et le polybutadiène apparaissent grâce notamment au procédé de polymérisation coordinative Ziegler-Natta utilisant des catalyseurs à base de complexes organométalliques de titane et aluminium. Le traitement du pétrole s'affirme avec l'hydrodésulfuration sur des catalyseurs à base de sulfure de cobalt et de molybdène, l'hydrotraitement des naphtas sur des catalyseurs cobalt – molybdène déposés sur alumine.

Les années 1960 marquent l'apparition des zéolithes de synthèse actives et sélectives pour l'isomérisation des alcanes et le craquage catalytique. Dès lors, ces matériaux vont faire l'objet d'intenses études pour leurs propriétés catalytiques et les chercheurs mettent au point de nombreuses zéolithes aux propriétés adaptées selon les réactions à catalyser, mais aussi à la forme des molécules par le contrôle de la taille des canaux. Les réactions mises en jeu conduisent à des molécules de plus en plus diverses : l'ammoxidation du propylène sur des catalyseurs à base d'oxydes de bismuth et de molybdène conduit à la fabrication d'acrylonitrile, alors que l'oxychloration de l'éthylène sur des catalyseurs à base de chlorure de cuivre conduit au chlorure de vinyle.

La décennie 1970 voit apparaître le pot catalytique à base de platine, rhodium et palladium. À cette époque se développe industriellement la catalyse enzymatique avec l'immobilisation d'enzymes, ce qui permet le développement des pénicillines semi-synthétiques ou l'isomérisation du glucose en fructose. Les efforts entrepris lors de la découverte des zéolithes synthétiques se traduisent industriellement dans les années 1980, le procédé MTG (methanol to gasoline : « méthanol vers essence ») permet de fabriquer de l'essence à partir du méthanol grâce au zéolithe H-ZSM5, production de diesel à partir CO et H₂ grâce à des catalyseurs à base de cobalt. La chimie fine n'est pas en reste avec la synthèse de la vitamine K₄ à l'aide d'un catalyseur membranaire à base de platine.

Chimie

La catalyse, qu'elle soit homogène, hétérogène ou enzymatique, peut être aussi classée en fonction du mécanisme mis en jeu :

• catalyse acido-basique (générale ou spécifique) ;
• catalyse d'oxydoréduction ;
• catalyse nucléophile ;
• catalyse par transfert de phase.

Un catalyseur ne modifie ni le sens d'évolution d'une transformation ni la composition du système à l'état final. Tout catalyseur d'une réaction dans le sens direct catalyse aussi la réaction en sens inverse. De ce fait, un catalyseur ne permet pas à des réactions thermodynamiquement peu déplacées de modifier leur taux d'avancement final.

• Cependant, comme un catalyseur peut modifier fortement la vitesse d'une réaction parmi un grand nombre de réactions concurrentes possible, il peut favoriser une réaction qui parait ne pas exister en son absence.

C'est le cas de l'oxydation de l'ammoniac par le dioxygène

• en l'absence de catalyseur, la réaction (non intéressante d'un point de vue industriel) est essentiellement 2NH₃ + $\scriptstyle {\frac {3}{2}}$O₂ → N₂ + 3H₂O
• en présence de platine comme catalyseur, il se forme surtout du monoxyde d'azote (précieux intermédiaire dans la production d'acide nitrique) 2NH₃ + $\scriptstyle {\frac {5}{2}}$O₂ → 2NO + 3H₂O

Le monoxyde d'azote n'apparaît pas de façon mesurable en l'absence de platine.

Cinétique

Énergie de réaction

Effet d'un catalyseur positif sur l'énergie d'activation d'une réaction : elle est plus faible et la vitesse de réaction est grande. Un catalyseur n'abaisse pas seulement l'énergie d'activation de la réaction, il crée également des intermédiaires réactionnels.

Un catalyseur fonctionne en créant un ou plusieurs intermédiaires réactionnels de plus basse énergie que celui ou ceux de la réaction non catalysée. L'énergie d'activation de la réaction catalysée est donc plus basse que la même réaction réalisée sans catalyseur.

Le catalyseur augmente la vitesse de réaction en introduisant de nouveaux chemins de réaction (mécanisme), et en abaissant son énergie d'activation, ou énergie libre de Gibbs d'activation. Ce faisant il permet d'augmenter la vitesse à une température de la réaction donnée. Le catalyseur ne modifie pas l'énergie libre de Gibbs totale de la réaction qui est une fonction d'état du système et n'a donc aucun effet sur la constante d'équilibre.

En plus de modifier la vitesse de réaction, le choix d'un catalyseur peut reposer sur d'autres paramètres :

• la sélectivité : un catalyseur sélectif favorise la formation du produit désiré par rapport aux produits secondaires.
• la durée de vie : le catalyseur doit pouvoir demeurer intact après plusieurs cycles de réaction.

Catalyse homogène

En catalyse homogène, les réactifs et le catalyseur sont présents dans la même phase. On retrouve beaucoup ce type de catalyse en chimie organique où de nombreuses réactions se déroulent avec des réactifs en solution, en présence d'ions H⁺, d'acides de Lewis, de complexes, etc. tous étant également solubles. En phase gazeuse, la catalyse homogène est beaucoup moins utilisée, mais on peut citer l'exemple de la décomposition de l'ozone par certains gaz comme les chlorofluorocarbures, réaction qui a posé un problème environnemental parce qu'il touche la couche d'ozone stratosphérique, dont la prise de conscience s'est fait à partir des années 1970.

Mécanisme type

Le catalyseur réagit généralement avec un ou plusieurs réactifs pour donner un intermédiaire, qui donne le produit de la réaction tout en régénérant le catalyseur. Par exemple, le bilan d'une réaction R → P, en présence d'un catalyseur (C) peut s'écrire :

R + C → RC (1)

RC → P + C (2)

Ces deux étapes peuvent ou non être des équilibres chimiques.

Bien que le catalyseur soit consommé dans l'étape (1), il est régénéré par l'étape (2). La somme des deux étapes est donc identique au bilan annoncé :

R → P

Cependant, le catalyseur parait généralement dans la loi de vitesse. Si l'étape cinétiquement déterminante au schéma ci-dessus est la première étape R + C → RC, la réaction catalysée sera du second ordre avec l'équation de vitesse v = k_cat[R][C]. Mais le mécanisme catalysé a lieu en parallèle avec la réaction non catalysée. Si cette dernière est réaction élémentaire, son équation de vitesse sera v = k₀[R] et l'équation de vitesse globale sera v = k₀[R] + k_cat[R][C], que l'on peut écrire

v = k[R], où k = k₀ + k_cat[C].

Ici le coefficient de vitesse (k) est la somme de deux termes. Le premier terme, normalement petit, représente la constante de vitesse de la réaction sans catalyseur. Le deuxième terme est proportionnel à la concentration du catalyseur, qui elle demeure constante lors de l'évolution d'une réaction dans le temps.

Un catalyseur ne peut pas rendre possible une réaction énergétiquement défavorable, pas plus qu'il ne peut déplacer l'équilibre final. L'enthalpie libre de la réaction est inchangée.

réactions autocatalytiques

Si le catalyseur fait partie des produits, la réaction est dite autocatalytique. C'est le cas, par exemple de la réaction d'équation

2 MnO₄^– + 5 H₂C₂O₄ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 10 CO₂ + 8 H₂O

pour laquelle les ions Mn²⁺ ont un rôle catalytique.

Catalyse hétérogène

La catalyse est hétérogène quand le catalyseur et les réactifs ne sont pas dans la même phase. L'immense majorité des cas de catalyse hétérogène fait intervenir un catalyseur sous forme solide, les réactifs étant alors gazeux et/ou liquides. Les principales étapes du mécanisme sont décrites par la figure ci-contre.

Catalyse enzymatique

Dans la biologie, les enzymes sont des catalyseurs des réactions métaboliques. Elles ont des structures basées sur des protéines. Les enzymes solubles peuvent être considérées comme intermédiaires entre les catalyseurs homogènes et hétérogènes; elles sont homogènes au niveau macroscopique mais au niveau moléculaire les réactions catalysées ont lieu sur la surface de l'enzyme comme pour la catalyse hétérogène. Les enzymes liés aux membranes biologiques par contre sont hétérogènes.

Classement selon le type de réaction activée

Catalyse acido-basique

Dans ces réactions, le catalyseur agit en tant qu'acide ou base. Cet acide ou cette base sont généralement des ions H⁺, HO^–, des acides ou des bases de Lewis, ou encore des oxydes métalliques (Al₂O₃, V₂O₅, etc.). On distingue deux cas, selon que la réaction est accélérée par tous les acides (respectivement toutes les bases), ce qui s'appelle la catalyse générale, ou s'il faut un acide (ou une base) en particulier, ce qui s'appelle la catalyse spécifique.

Catalyse spécifique

Dans certains cas, un acide particulier sert de catalyseur. Le mécanisme passe alors par un mécanisme qui lui est propre, et qui serait différent pour un autre acide. C'est le cas de la réaction d'halogénation de la propanone :

CH₃-CO-CH₃ + X₂ → CH₃-CO-CH₂X + HX

X = I ou Br

Cette réaction est accélérée par H₃O⁺ (ou par HO^–). La constante de vitesse est de la forme

k = k₀ + k₁[H₃O⁺] + k₂[HO^–].

avec k₀, constante de vitesse de la réaction non catalysée. La valeur de k₀ est très faible devant k₁ et k₂ (d'où l'effet notable de l'augmentation de la vitesse par les catalyseurs H₃O⁺ et HO^–).

L'ajout d'un acide faible ne modifie la vitesse que par la variation de la concentration [H₃O⁺] qu'il permet, et non par la variation de sa propre concentration. Cela indique que c'est spécifiquement H₃O⁺ le catalyseur, et non n'importe quel acide.

L'inversion du saccharose est également de type catalyse spécifique. Son équation est :

Saccharose + eau → glucose + fructose

soit C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O → C₆H₁₂O₆ + C₆H₁₂O₆

L'halogénation des nitroalcanes est un exemple de catalyse basique spécifique.

Catalyse générale

Pour qu'une catalyse soit acido-basique générale, il faut que des acides (ou des bases) faibles catalysent également la réaction. Cette catalyse doit dépendre de la concentration en acide faible, et pas seulement du fait que cet acide peut libérer des ions H⁺.

La constante de vitesse, en catalyse acide spécifique est donc de la forme :

k = k₀ + k₁[H₃O⁺] + k₂[AH].

où [AH] est la concentration en acide faible.

Pour montrer cette propriété de catalyse acide générale, il faut par exemple déterminer la dépendance de la vitesse (donc de k) en fonction de la quantité de AH ajouté, mais cela dans un milieu tamponné, afin que le terme k₁[H₃O⁺] soit maintenu constant.

Catalyse d'oxydoréduction

Des réactions d'oxydoréduction peuvent aussi être catalysées. Par exemple, la dismutation de l'eau oxygénée est catalysée par les ions Fe²⁺ ou Fe³⁺, l'hydrogénation des alcènes par le nickel de Raney, etc. Une telle catalyse met généralement en jeu un couple redox dont le potentiel sera compris entre le potentiel de l'oxydant et celui du réducteur.

Catalyse nucléophile^{[réf. nécessaire]}

Des réactions de substitutions nucléophiles peuvent être fortement accélérées en présence de traces d'autres nucléophiles. L'exemple classique est l'iodure de lithium. Dans ce sel, l'ion iodure est très peu lié au lithium, et est un assez bon nucléophile. L'ion iodure est aussi très bon nucléofuge. Il sera donc déplacé par le nucléophile principal plus rapidement que ne se serait déroulée la réaction en absence de catalyseur.

Catalyse par transfert de phase

Ici, l'idée est d'amener en contact des espèces se trouvant dans deux phases différentes. Ainsi, des substitutions nucléophiles, par exemple

RCl + HO^– → ROH + Cl^–

seraient réalisables si la base HO^– qui est en phase aqueuse et le substrat RCl qui en phase organique pouvaient se rencontrer. Une espèce chimique qui transporterait l'ion hydroxyde de la phase aqueuse à la phase organique, puis retransporterait le nucléofuge Cl^– de la phase organique à la phase aqueuse sans se transformer lui-même serait un catalyseur, et dans ce cas, un catalyseur par transfert de phase. Une règle essentielle est que chaque phase doit respecter l'électroneutralité, si bien que si un cation change de phase, un anion doit changer en même temps (ou un cation doit passer en même temps dans l'autre direction).

Les cations ammonium subsitutés par des chaînes alkyles, par exemple (C₄H₉)N⁺, peuvent jouer un tel rôle catalytique. De par leur charge positive, ils peuvent être solvatés en phase aqueuse, et par leurs chaînes alkyle, ils peuvent l'être en phase organique. La première étape est dans ce cas, le transfert de (C₄H₉)N⁺ + HO^– (espèce globalement neutre). La réaction de substitution peut avoir lieu en phase organique, et produire l'anion Cl^–. L'espèce (C₄H₉)N⁺ + Cl^– (toujours globalement neutre) peut passer en phase aqueuse. Le cation ammonium est alors à nouveau disponible pour un nouveau transfert d'ion HO^–.

Les substitutions nucléophiles ne sont pas les seules à pouvoir mettre en jeu une catalyse à transfert de phase, par exemple l'oxydation du styrène par les ions permanganate, en présence de (C₄H₉)N⁺ + HSO₄^–.

Autocatalyse

Dans certains cas, le catalyseur apparaît dans le bilan de la réaction, du côté des produits : la réaction est alors autocatalysée. L'effet d'une autocatalyse se traduit par une augmentation de la vitesse de réaction (alors que la vitesse diminue toujours lorsque la réaction avance) avant de diminuer. L'augmentation de la vitesse est due à l'augmentation de la concentration en catalyseur, et sa diminution à la disparition importante de ses réactifs.

Applications

Pot catalytique sous un véhicule

Un grand nombre de procédés chimiques comportent au moins une étape catalysée, que ce soit pour la fabrication de fibres synthétiques, de médicaments ou d'additifs alimentaires, sans compter toutes les réactions biologiques catalysées par les enzymes. Par ailleurs, en favorisant des réactions peu polluantes, la catalyse est un des piliers de la chimie verte. La suite de cette section fournit des exemples de réactions catalysées suivant les secteurs d'applications.

Catalyse dans la vie quotidienne

Levure de boulanger pour la cuisine

• Le chauffage individuel au gaz par catalyse est encore très utilisé et dangereux car il y a dégagement de CO insoupçonné par l'utilisateur.
• Le pot catalytique est sans doute l'exemple le plus connu de catalyses.
• L'utilisation de la levure de boulanger pour la fabrication du pain.

Catalyse dans les grands procédés industriels

Réacteur de synthèse de l'ammoniac, construit en 1921 par BASF, et érigé à l'entrée de l'université de Karlsruhe en Allemagne en 2009

D'après.

Les procédés industriels qui utilisent des catalyseurs permettent d'économiser des produits chimiques (meilleurs rendements, synthèse en moins d'étapes), du temps (donc de l'argent) et de l'énergie en mettant en jeu des procédés à plus basse température. Quelques exemples de grands procédés industriels sont :

• synthèse de l'ammoniac NH₃ à partir de ses éléments H₂ et N₂ catalysée par le fer (procédé Haber) ;
• synthèse de l'acide sulfurique par le procédé de contact (oxydation de SO₂ en SO₃ catalysé par V₂O₅) ;
• reformage en pétrochimie (conversion par le platine et l'alumine de molécules naphténiques en molécules aromatiques) ;
• craquage en pétrochimie pour tranformer les coupes lourdes en petites molécules, grâce aux zéolithes.

Quand on utilise l'argent métallique pour catalyser la réaction de formation de l'oxyde d'éthylène, à partir d'oxygène et d'éthylène, cette réaction est accompagnée par la formation plus favorable thermodynamiquement de CO₂ et H₂O.

Expériences utilisées pour l'enseignement de la catalyse

• Expérience de la lampe sans flamme (oxydation de l'éthanol par l'air en présence de cuivre).
• Diverses décomposition de l'eau oxygénée par des ions fer, du platine, du dioxyde de manganèse, du sang, une rondelle de radis, etc.
• Réactions en chimie organique (estérification, hydrolyse, etc.) catalysé par un acide fort.

Catalyse amusante

• La cendre peut servir de catalyseur lors de la combustion du sucre. Le sucre, chauffé au briquet, ne produit aucune flamme. Recouvert de cendre, il peut s'enflammer et brûle d'une flamme bleue.^{[réf. nécessaire]}
• La lampe Berger élimine les mauvaises odeurs en diffusant un produit catalyseur de la substance active dans l'air.^{[réf. nécessaire]}

(du grec ancien κατάλυσις Katalysis, détacher) se réfère à l'accélération ou réorientation de la cinétique de réaction au moyen d'un catalyseur, dans certains cas la sélectivité pour diriger la réaction dans un sens privilégié (Réaction concurrente, production d'un produit plutôt qu'un autre). Le catalyseur est utilisé en quantité beaucoup plus faible que les produits réactifs. Il n'apparait pas en général dans le bilan de réaction, donc pas dans son équation globale. Cependant les molécules du catalyseur participent à la réaction dans une étape, ce qui explique leur influence sur la vitesse de réaction, et ensuite elles sont régénérées dans une étape subséquente. Le catalyseur reste parfois intimement mélangé au produit final.

Dans de très nombreux domaines la catalyse joue un rôle. Depuis plus de cent ans, il a des applications dans le domaine du chauffage (exemple : la Lampe Berger) : des combustions complètes, à température plus basse (moins dangereuses), quasiment sans flamme, et avec beaucoup moins de résidus de combustion dangereux (monoxyde de carbone, oxyde d'azote). Plus de 80 % des réactions chimiques industrielles sont réalisées à l'aide de procédés catalytiques en réduisant considérablement leur coût. Par exemple en 2007, les ventes mondiales de catalyseurs du domaine de dépollution des gaz de moteurs se montaient à environ seize milliards de dollars. En biologie, dans les cellules, les enzymes, très nombreux, jouent ces rôles d'accélérateur, de catalyseurs, dans les processus biochimiques : métabolisme digestif, de la reproduction, de la transcription de l'information génétique, les sciences du génome, le yaourt, la pâte à pain, etc.

Ne sont pas des catalyseurs…

• La température, bien qu'elle augmente la vitesse de réaction. Le catalyseur est une espèce chimique, ce que n'est pas la température.
• La lumière peut initier certaines réactions photochimiques, mais ce n'est pas un catalyseur pour autant car la lumière n'est pas une espèce chimique.
• Un inducteur, bien que ce soit une espèce chimique, qu'il augmente la vitesse, et qu'il n'apparaisse pas dans le bilan. En effet, l'inducteur est consommé en début de réaction. Par exemple il permet de produire les premiers radicaux qui permettent à une polymérisation radicalaire de se produire.

Voir aussi

Bibliographie

• Jacques Angenault, La Chimie - dictionnaire encyclopédique, Dunod, 1995 (ISBN 2-10-002497-3)
• Patrick Gélin, La combustion catalytique, Institut de recherches sur la catalyse et l'environnement de Lyon, IRCELYON, UMR 5256, CNRS Université Lyon 1, 2 av. Albert Einstein, 69626 Villeurbanne.

Articles connexes

• Réaction autocatalytique
• Pot catalytique
• Inhibiteur (chimie)
• Poison de catalyseur

Liens externes

• La catalyse, conférence filmée de Christian Minot, Universités de tous les savoirs
• Évolution de catalyseurs solides, SFRS/CERIMES (film pédagogique ancien, 1970)

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