Cours Cinétique

Cinétique Chimique – Cours
Chimie Générale PAES
CINETIQUE CHIMIQUE
La thermodynamique permet de prévoir si une transformation chimique est
possible ou non.
La
cinétique
chimique
étudie
thermodynamiquement possibles.
la
vitesse
des
transformations
On distingue trois catégories de réactions :
- instantanées (durée < 0,1 s), ex : explosion de mélanges combustibles, précipitation de sels
insolubles…
- lentes (de quelques secondes à quelques heures), ex : estérification
- infiniment lentes (quelques jours à plusieurs millions d’années) : formation de la rouille,
formation du pétrole
Plan du cours
1. VITESSE DE REACTION ....................................................................................................................... 2
1.1
1.2
VITESSE D’EVOLUTION D’UN PRODUIT OU D’UN REACTIF ................................................................ 2
VITESSE DE REACTION ....................................................................................................................... 2
2. PARAMETRES CINETIQUES ............................................................................................................... 3
2.1
2.2
2.3
CONSTANTE DE VITESSE ET ORDRE DE REACTION ........................................................................... 3
DEGENERESCENCE DE L’ORDRE ......................................................................................................... 3
TEMPS DE DEMI-REACTION ................................................................................................................ 4
3. EQUATIONS CINETIQUES .................................................................................................................. 4
3.1
3.2
3.3
3.4
REACTION D’ORDRE 0 ........................................................................................................................ 4
REACTION D’ORDRE 1 ........................................................................................................................ 5
REACTION D’ORDRE 2 ........................................................................................................................ 5
TABLEAU RECAPITULATIF.................................................................................................................... 6
4. INFLUENCE DE LA TEMPERATURE : LOI D’ARRHENIUS ................................................... 6
4.1
4.2
LOI D’ARRHENIUS............................................................................................................................... 6
DETERMINATION DE L’ENERGIE D’ACTIVATION ................................................................................ 7
5. MECANISME REACTIONNEL .............................................................................................................. 8
5.1
CINETIQUE DES REACTIONS ELEMENTAIRES ..................................................................................... 8
5.2
CINETIQUE DES REACTIONS COMPLEXES .......................................................................................... 8
5.2.1
Réactions renversables ou équilibrées ........................................................................ 8
5.2.2
Réactions successives ou consécutives....................................................................... 9
5.2.3
Réactions compétitives ou parallèles ......................................................................... 11
6. CATALYSE .................................................................................................................................................. 11
6.1
DEFINITION ET MODE D’ACTION DES CATALYSEURS ...................................................................... 11
6.2
TYPES DE CATALYSE ......................................................................................................................... 12
6.2.1
Catalyse homogène .......................................................................................................... 12
6.2.2
Catalyse hétérogène ........................................................................................................ 13
6.2.3
Catalyse enzymatique ..................................................................................................... 13
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Auteur : Marie Girardot ([email protected])
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1. Vitesse de réaction
1.1
•
Vitesse d’évolution d’un produit ou d’un réactif
dn
La vitesse de disparition d’un réactif i est définie par : vi = − i
dt
Au cours du temps, la quantité ni du réactif diminue, donc vi est positive.
•
La vitesse de formation d’un produit i est définie par :
vi = +
dni
dt
Au cours du temps, la quantité ni du produit augmente, donc vi est positive.
Si la réaction se déroule dans une enceinte fermée de volume constant, les vitesses
d’évolution sont alors exprimées en fonction des concentrations :
Disparition d’un réactif :
vi = −
d [i ]
dt
Formation d’un produit :
vi = +
d [i ]
dt
Elles s’expriment en mol.L-1.(temps)-1 (par exemple en mol.L-1.s-1 ou en mol.L-1.min-1)
Soit une réaction chimique écrite sous la forme générale :
- Vitesse de disparition des réactifs A et B :
- Vitesse de formation des produits C et D :
1.2
aA + bB → cC + dD
d [ A]
d [B]
et v B = −
dt
dt
d [C ]
d [ D]
vC = +
et v D = +
dt
dt
vA = −
Vitesse de réaction
Si les coefficients stoechiométriques a, b, c et d sont différents, les vitesses vA, vB, vC et
vD sont différentes. On définit donc une vitesse de réaction ou vitesse globale v.
Si la réaction se déroule dans une enceinte fermée de volume constant, la vitesse
de réaction est exprimée en fonction des concentrations :
Vitesse de réaction :
v=
vi
νi
=
1 d [i ]
ν i dt
v : vitesse de réaction (en mol.L-1.(temps)-1) grandeur instantanée, intensive, positive
[i] : concentration du réactant i (en mol.L-1)
νi : coefficient stoechiométrique algébrique de i (<0 pour un réactif, >0 pour un produit)
Ainsi, la vitesse de la réaction
v=−
aA + bB → cC + dD est :
1 d [ A]
1 d [B]
1 d [C ]
1 d [ D]
=−
=+
=+
a dt
b dt
c dt
d dt
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Mathématiquement, la vitesse de réaction est proportionnelle à la dérivée de la
concentration par rapport au temps, donc à la pente de la tangente à la courbe
expérimentale [i]=f(t) à l’instant t considéré.
2. Paramètres cinétiques
2.1
Constante de vitesse et ordre de réaction
Soit la réaction générale :
aA + bB → cC + dD
La loi de vitesse est la relation expérimentale entre la vitesse de réaction v et les
concentrations des espèces. Dans un grand nombre de cas, la loi de vitesse est de la
forme :
v = k [A] [B ]
α
•
•
β
α et β sont appelés ordres partiels de la réaction respectivement par rapport à A et
B. Ce sont des nombres petits, entiers ou fractionnaires, qui peuvent être positifs,
négatifs ou nuls. La somme algébrique de tous les ordres partiels (α + β) est appelé
ordre global de la réaction.
k est appelée constante de vitesse. Elle est caractéristique de la réaction et ne
dépend que de la température (selon la loi d’Arrhenius). Son unité est fonction de
l’ordre global (α + β).
2.2
Dégénérescence de l’ordre
Il y a dégénérescence de l’ordre lorsque la concentration de l’un des réactifs reste
constante, ou quasi-constante, au cours du temps. C’est ce qui se passe lorsqu’un des
réactifs est introduit en large excès par rapport à l’autre (rapport des concentrations ≥
10) ou s’il est régénéré au cours du temps.
On considère la réaction générale :
•
aA + bB → produits , de loi de vitesse v = k [A] [B ]
α
β
Si B est en large excès : [B]0 >> [A]0
La concentration de B reste quasi-constante au cours de la réaction : [B] ≈ [B]0 ≈ cte
La loi de vitesse peut alors se simplifier :
v = k ' [ A]α
avec
k ' = k [ B ]0β : constante de vitesse apparente
Dans ces conditions, la réaction est décrite par une loi de vitesse semblable à celle
d’une réaction d’ordre apparent α.
•
De la même façon, si A est en large excès, la loi de vitesse peut se simplifier en :
v = k ' ' [ B ]β
avec
k ' ' = k [ A]α0 : constante de vitesse apparente
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2.3
Temps de demi-réaction
Le temps de demi-réaction t½ correspond au temps au bout duquel la concentration
des réactifs a diminué de moitié :
[ A]t1/ 2 =
[ A]0
2
Remarques :
- pour des réactions de fission nucléaire, t½ est appelé période radioactive (notée T)
- pour un médicament, on parle de temps de demi-vie
3. Equations cinétiques
L’équation cinétique est une expression différentielle reliant concentration, temps et
ordres partiels. Son intégration permet de déterminer l’évolution des concentrations
en fonction du temps.
Pour les systèmes comportant un seul réactif ( aA →
produits ), l’équation cinétique
s’écrit :
v=−
1 d [ A]
= k [ A]α
a dt
Définition de
la vitesse
Loi de vitesse
L’expression de la concentration en fonction du temps est obtenue par intégration de
cette équation différentielle. Les résultats seront établis pour les ordres 0, 1 et 2.
3.1
Réaction d’ordre 0
Intégration de l’équation cinétique :
•
Pour α = 0, l’équation cinétique devient :
v=−
1 d [ A]
= k [ A]0 = k
a dt
soit :
d [ A] = − akdt
On intègre cette équation :
[ A]
t
∫ d [ A] = −ak ∫ dt
[ A ]0
[ A] − [ A]0 = − ak (t − 0)
[ A] = [ A]0 − akt
0
[A]
[A]0
Pour une réaction d’ordre 0, la
concentration du réactif A décroît
linéairement en fonction du temps à
partir de sa valeur initiale. La courbe
[A]=f(t) est une droite de pente –ak et
d’ordonnée à l’origine [A]0.
Pente : -ak
t
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Temps de demi-réaction :
•
[ A]t1/ 2 =
3.2
[ A]0
= [ A]0 − akt1 / 2 2
t1 / 2 =
1 [ A]0
: t½ proportionnel à [A]0
ak 2
Réaction d’ordre 1
Intégration de l’équation cinétique :
•
Pour α = 1, l’équation cinétique devient :
v=−
1 d [ A]
d [ A]
= k [ A]1 = k [ A] soit :
= −akdt
a dt
[ A]
On intègre cette équation :
[ A]
∫
[ A ]0
t
d [ A]
= − ak ∫ dt
[ A]
0
ln[ A] − ln[ A]0 = −ak (t − 0)
ln[ A] = ln[ A]0 − akt
soit : [ A] = [ A]0 exp( − akt )
Pour une réaction d’ordre 1, la concentration du réactif A décroît exponentiellement en
fonction du temps à partir de sa valeur initiale. La courbe ln[A]=f(t) est une droite de
pente –ak et d’ordonnée à l’origine ln[A]0.
ln[A]
ln[A]0
[A]
[A]0
Pente : -ak
[A]0/2
t
t
t1/2
Temps de demi-réaction :
•
[ A]t1/ 2 =
3.3
[ A]0
= [ A]0 exp( − akt1 / 2 )
2
t1/ 2 =
ln 2
: t½ indépendant de [A]0
ak
Réaction d’ordre 2
Intégration de l’équation cinétique :
•
Pour α = 2, l’équation cinétique devient :
v=−
1 d [ A]
= k [ A]2
a dt
soit :
−
d [ A]
= akdt
[ A]2
On intègre cette équation :
[ A]
∫
[ A ]0
t
−
d [ A]
= ak ∫ dt
[ A]2
0
1
1
−
= ak (t − 0)
[ A] [ A]0
1
1
=
+ akt
[ A] [ A]0
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1/[A]
Pour une réaction d’ordre 2, la courbe
1/[A]=f(t) est une droite de pente +ak
et d’ordonnée à l’origine 1/[A]0.
Pente : +ak
1/[A]0
t
•
Temps de demi-réaction :
[ A]t1/ 2 =
3.4
[ A]0
1
=
+ akt1 / 2
2
[ A]0
t1 / 2 =
1
1
: t½ proportionnel à
ak [ A]0
[ A]0
Tableau récapitulatif
Ordre 0
Equation
cinétique
t½
Fonction affine
du temps
f(t)=at+b
Unité de k
[ A] = [ A]0 − akt
t1 / 2 =
1 [ A]0
ak 2
Ordre 1
Ordre 2
ln[ A] = ln[ A]0 − akt
1
1
=
+ akt
[ A] [ A]0
[ A] = [ A]0 exp( − akt )
t1/ 2 =
ln 2
ak
[ A] = f (t )
a = − ak
b = [ A]0
ln[ A] = f (t )
a = − ak
b = ln[ A]0
conc.temps-1
temps-1
t1 / 2 =
1
ak [ A]0
1
= f (t )
[ A]
a = + ak
b=
1
[ A]0
conc-1.temps-1
4. Influence de la température : loi d’Arrhenius
4.1
Loi d’Arrhenius
Expérimentalement, on constate que l’augmentation de la température conduit à une
augmentation de la vitesse de réaction (la vitesse double quand T augmente de 10°C) :
la température est un facteur cinétique. Cette évolution de la vitesse est reflétée par
la constante de vitesse k, qui varie avec la température T suivant la loi d’Arrhenius :
Forme différentielle :
E
d ln k (T )
= a2
dT
RT
Forme intégrale :
 − Ea 
k (T ) = A exp

 RT 
T : température (K)
A : facteur de puissance ou préexponentiel (même unité que k)
Ea : énergie d’activation (J.mol-1)
A et Ea sont des constantes caractéristiques d’une réaction donnée
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Energie potentielle
(Ep)
Etat de transition
[ET]#
L’énergie d’activation correspond
à la barrière énergétique que
doivent franchir les réactifs pour
conduire aux produits, c’est une
grandeur positive.
Ea > 0
Réactifs
∆rH° < 0
Produits
Cordonnée de réaction (CR)
4.2 Détermination de l’énergie d’activation
•
Méthode graphique :
La loi d’Arrhenius peut se mettre sous la forme :
ln k = ln A −
lnk(T)
On
réalise l’expérience à différentes
températures puis on porte la valeur de lnk
en fonction de 1/T, on obtient une droite :
- la pente permet de calculer l’énergie
d’activation Ea
l’ordonnée
à
l’origine
permet
de
déterminer
la
valeur
du
facteur
préexponentiel A
•
Ea
RT
lnA
Pente : -Ea/R
Ea
A
1/T
Par le calcul :
Il est également possible d’évaluer l’énergie d’activation d’une réaction à partir de 2
valeurs de la constante de vitesse (k1 et k2) obtenues à 2 températures différentes (T1 et
T2) :
ln k1 = ln A −
Ea
RT1
ln k 2 = ln A −
Ea
RT2
Par soustraction on obtient :
ln
k2 Ea  1 1 
 − 
=
k1
R  T1 T2 
soit :
 TT  k
Ea = R 1 2  ln 2
 T2 − T1  k1
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5. Mécanisme réactionnel
5.1
•
Cinétique des réactions élémentaires
Réaction élémentaire
En général, l’équation-bilan d’une réaction chimique ne représente pas le déroulement de
cette réaction à l’échelle moléculaire. Les transformations à l’échelle moléculaire sont
appelées actes ou processus élémentaires et se déroulent en une seule étape
(formation et/ou rupture d’une liaison). Le mécanisme réactionnel décrit la succession
d’actes élémentaires qui constituent la transformation chimique macroscopique.
La molécularité d’un processus élémentaire est égale au nombre d’entités participant à
ce processus ; elle est toujours faible, le plus souvent 2, parfois 1 et plus rarement 3.
•
Règle de Van’t Hoff
Pour un acte élémentaire du type aA + bB produits, la règle de Van’t Hoff stipule que :
- l’ordre partiel par rapport à un réactif est égal à son coefficient stoechiométrique
(α=a et β=b)
- l’ordre global est égal à la molécularité (α+β=a+b)
Acte élémentaire :
Exemple :
aA + bB → produits
Vitesse de réaction :
v = k [ A]a [ B ]b
NO( g ) + O3( g ) → NO2( g ) + O2 ( g )
Il s’agit d’un acte élémentaire bimoléculaire, consistant en la rupture d’une liaison O-O et en la
formation simultanée d’une liaison N-O.
L’ordre partiel par rapport aux réactifs NO et O3 est de 1. L’ordre global est 2. La vitesse de
réaction est :
5.2
v = k [ NO ][O3 ]
Cinétique des réactions complexes
Une réaction complexe est une réaction impliquant plusieurs étapes élémentaires.
5.2.1 Réactions renversables ou équilibrées
Soit la réaction équilibrée :
aA + bB
k1
cC + dD
k-1
- vitesse de la réaction dans le sens (1) :
- vitesse de la réaction dans le sens (-1) :
- vitesse globale de la réaction :
v=−
v1 = k1 [ A]α [ B ]β
v −1 = k −1 [ C ]γ [ D ]δ
1 d [ A]
= v1 − v −1 = k1 [ A]α [ B ]β − k −1 [C ]γ [ D ]δ
a dt
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A l’équilibre :
v1 = v −1 (pas d’évolution macroscopique)
γ
δ
k1 [C ]éq [ D ]éq
d’où :
=
β
k −1 [ A]αéq [ B ]éq
Si les réactions dans le sens (1) et (-1) sont des réactions élémentaires, alors α=a, β=b,
γ=c et δ=d d’où :
c
d
k1 [C ]éq [ D ]éq
=
= K : constante d’équilibre de la réaction
k −1 [ A]aéq [ B ]béq
5.2.2 Réactions successives ou consécutives
Les réactions successives sont des réactions élémentaires qui se succèdent. Soit la
k
réaction complexe générale : A 
→ P
Cette réaction globale est constituée de l’enchaînement de 2 étapes élémentaires :
-
k1
A →
I
k2
réaction élémentaire 2 : I → P
réaction élémentaire 1 :
Le mécanisme peut être mis sous la forme :
k1
k2
A →
I →
P
L’espèce I ne figure pas dans le bilan global de la réaction mais est présente dans le
milieu réactionnel pendant le déroulement de la transformation : c’est un intermédiaire
réactionnel. Les intermédiaires réactionnels sont en général des espèces peu stables.
-
la vitesse de la 1ère étape est :
la vitesse de la 2
ème
v1 = k1 [ A]
étape est : v 2 = k 2 [ I ]
Les vitesses de formation des 3 composés ont donc pour expression :
d [ A]
= − v1 = − k1 [ A]
dt
Exemple :
d[I ]
= v1 − v 2 = k1 [ A] − k 2 [ I ]
dt
d [ P]
= v2 = k 2 [ I ]
dt
k
NO2( g ) + CO( g ) 
→
NO( g ) + CO2 ( g )
Cette réaction fait intervenir les 2 réactions élémentaires suivantes :
k1
NO2( g ) + NO2( g ) →
NO3( g ) + NO( g )
(1)
k2
NO3( g ) + CO( g ) →
NO2 ( g ) + CO2 ( g )
(2)
La somme des processus élémentaires (1) et (2) conduit au bilan global de la réaction. NO3
n’apparaît pas dans le bilan global, mais intervient dans les étapes élémentaires du mécanisme
réactionnel : c’est un intermédiaire réactionnel.
Les expressions des vitesses de ces réactions sont souvent très compliquées, d’où la
nécessité de recourir à certaines approximations.
•
Approximation de l’étape cinétiquement déterminante (ECD)
La vitesse de formation d’une espèce produite par une série de réactions élémentaires
successives est déterminée par l’étape présentant la plus faible constante de vitesse ;
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cette étape, appelée étape cinétiquement déterminante (ECD) impose sa vitesse aux
étapes suivantes et donc à la formation des produits.
•
Approximation de l’état quasi-stationnaire (AEQS)
Dans le cas où l’intermédiaire I se forme beaucoup moins rapidement qu’il ne disparaît
(k1 << k2), on peut utiliser l’approximation de l’état quasi-stationnaire (AEQS)
pour simplifier l’expression de la vitesse de réaction. En effet, la concentration de
l’intermédiaire I très réactif reste très faible et quasi-constante au cours du temps, ce qui
se traduit mathématiquement par :
d[I ]
≈0
dt
Exemple : réaction de substitution nucléophile d’ordre 1 (SN1)
k
(CH 3 ) 3 C − Cl + HO − 
→
(CH 3 ) 3 C − OH + Cl −
Cette réaction se déroule en 2 étapes élémentaires :
- Formation d’un carbocation :
- Attaque nucléophile :
k1
(CH 3 ) 3 C − Cl →
(CH 3 ) 3 C + + Cl −
k2
(CH 3 ) 3 C + + HO − →
(CH 3 ) 3 C − OH
Energie potentielle (Ep)
Etats de transition
Ea2
Intermédiaire
Ea1
Réactifs
∆rH° < 0
Produits
Cordonnée de réaction (CR)
Comme k1 << k2, l’AEQS est applicable à la concentration du carbocation :
d [(CH 3 ) 3 C + ]
=0
dt
d [(CH 3 ) 3 C + ]
Or :
= v1 − v 2 = k1 [CH 3 ) 3 C − Cl ] − k 2 [CH 3 ) 3 C + ][ HO − ]
dt
+
−
On a donc : k1 [CH 3 ) 3 C − Cl ] = k 2 [CH 3 ) 3 C ][ HO ]
La vitesse de la réaction globale s’écrit :
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d [CH 3 ) 3 C − Cl ]
d [CH 3 ) 3 C − OH ]
d [ HO − ]
d [Cl − ]
=−
=+
=+
dt
dt
dt
dt
α
− β
= k [CH 3 ) 3 C − Cl ] [ HO ]
v=−
v=+
d [CH 3 ) 3 C − OH ]
= k 2 [CH 3 ) 3 C + ][ HO − ] = k1 [CH 3 ) 3 C − Cl ]
dt
La réaction est d’ordre 1 par rapport au dérivé halogéné et d’ordre 0 par rapport à HO-, donc
d’ordre global 1.
Seule la constante de vitesse k1 apparaît dans l’expression de la vitesse globale de réaction. En
effet, la première étape est beaucoup plus lente que la seconde, elle impose donc sa vitesse au
processus global : c’est l’étape limitante ou cinétiquement déterminante.
5.2.3 Réactions compétitives ou parallèles
Soit 2 réactions parallèles à partir d’un réactif A conduisant à la formation d’un produit
B avec une vitesse v1 et à la formation d’un produit C avec une vitesse v2 :
B
k1
A
k2
C
v1 = k1 [ A] et v 2 = k 2 [ A]
d [ A]
La vitesse globale de la réaction est : v = −
= v1 + v2 = k1 [ A] + k 2 [ A]
dt
[ B ] k1
d [B]
d [C ]
=
D’autre part :
= k1 [ A] et
= k 2 [ A] d’où :
[C ] k 2
dt
dt
Si les 2 réactions sont élémentaires :
Le produit obtenu majoritairement est celui qui se forme le plus rapidement (k la plus
élevée) contrôle cinétique
6. Catalyse
6.1
•
Définition et mode d’action des catalyseurs
Définition
Un catalyseur est une substance qui augmente la vitesse d’une réaction. Ses
propriétés principales sont les suivantes :
- il n’intervient pas dans le bilan global de la réaction
- il ne modifie pas les grandeurs thermodynamiques (constante d’équilibre) de la
réaction globale
- il est régénéré en fin de processus donc agit en faible quantité (quantité
catalytique)
- il est souvent spécifique ou sélectif (il favorise une réaction quand plusieurs sont
possibles)
•
Mode d’action
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Energie potentielle
(Ep)
L’ajout d’un catalyseur modifie le
profil réactionnel : sa présence
induit un nouveau mécanisme
réactionnel faisant intervenir de
nouvelles étapes élémentaires
pour
lesquelles
l’énergie
d’activation est inférieure à celle
du processus non catalysé. Ceci
entraine une augmentation de la
constante de vitesse k (et donc
de la vitesse) conformément à la
loi d’Arrhenius.
[ET]#
Sans catalyseur
[ET2]#
Ea
Avec catalyseur
[ET1]#
Ea1
Ea2
IR
Réactifs
Produits
Cordonnée de réaction (CR)
6.2
Types de catalyse
On distingue 2 types de catalyse suivant que le catalyseur se trouve ou non dans la
même phase que les réactifs.
6.2.1 Catalyse homogène
Lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel ne forment qu’une seule phase (liquide ou
gazeuse), la catalyse est dite homogène.
•
Catalyse acido-basique : les ions H+ (catalyse acide) ou HO- (catalyse basique)
sont utilisés comme catalyseurs
Exemple : catalyse acide de la déshydratation des alcools
•
Catalyse rédox : les processus d’oxydo-réduction peuvent également être catalysés.
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Exemple : oxydation des ions iodures par les ions peroxodisulfate
S 2O8
2−
+ 2I − 
→ 2 SO4
2−
+ I2
Cette réaction, particulièrement lente, est catalysée par les ions Fe2+ selon le mécanisme suivant :
2−
+ 2 Fe 2+ 
→ 2 SO4
2−
(1)
S 2O8
(2)
2 Fe 3+ + 2 I − 
→ 2 Fe 2+ + I 2
+ 2 Fe 3+
Ces 2 réactions successives sont plus rapides que la réaction directe, le bilan global est identique.
Les ions Fe3+ constituent un intermédiaire de la réaction, le catalyseur Fe2+ est régénéré.
6.2.2 Catalyse hétérogène
Lorsque le catalyseur et le milieu réactionnel ne sont pas dans la même phase, la
catalyse est dite hétérogène. Le catalyseur est un matériau solide et les réactifs sont en
phase liquide ou gazeuse. Le contact entre les deux a lieu à la surface du catalyseur
solide. Plus la surface du catalyseur est grande, plus la vitesse de réaction augmente :
on utilise donc le catalyseur à l’état pulvérulent (poudre).
Exemple : hydrogénation des alcènes en présence de Nickel
Ni
H 2 C = CH 2 + H 2 →
H 3C − CH 3
La réaction a lieu selon le processus suivant :
(1) Les molécules de dihydrogène se fixent sur les sites actifs du
catalyseur métallique (ici Ni) : il y a adsorption de l’hydrogène.
Au cours de ce processus, les molécules de dihydrogène se
dissocient.
(2) La molécule d’alcène fixe les deux atomes d’hydrogène.
(3) La molécule d’alcane formée quitte la surface du catalyseur : il
s’agit de la désorption.
6.2.3 Catalyse enzymatique
On parle de catalyse enzymatique lorsque le catalyseur est une enzyme, c’est-à-dire
ne protéine élaborée par les organismes vivants. Le catalyseur et le réactif sont a priori
dans la même phase, mais le mécanisme de la catalyse enzymatique est de type
hétérogène : l’enzyme possède un site actif qui fixe les réactifs (appelés substrats) par
des liaisons non covalentes (liaison hydrogène, interaction dipôle-dipôle, forces de Wan
der Waals…). Le produit formé est ensuite désorbé ce qui permet de régénérer l’enzyme.
---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------Auteur : Marie Girardot ([email protected])
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Chimie Générale PAES
Cinétique Chimique – Cours
Exemple : catalyse de l’hydrolyse des graisses (triesters) en acides gras et glycérol par
les enzymes de la famille des estérases
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