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I. Définition et propriétés

Catalyse et catalyseur :
$\circ\quad$ La catalyse est l'action d'une substance appelée catalyseur sur une transformation chimique.
$\circ\quad$ Un catalyseur est une espèce qui augmente la vitesse de la réaction sans modifier l'état final du système.
Un catalyseur permet de contrôler l'évolution d'un système chimique : il a un rôle purement cinétique (cela signifie qu'il ne peut accélérer qu'une réaction qui peut avoir lieu sans lui). Il doit être spécifique de la réaction pour que la transformation devienne plus rapide, mais le système évolue vers un même état final.
Un catalyseur est sélectif si, à partir d'un système initial susceptible d'évoluer selon plusieurs réactions, il accélère préférentiellement l'une d'elles.
On dénombre trois catégories de catalyse (en terminale) :
$\circ\quad$ Homogène ;
$\circ\quad$ Hétérogène ;
$\circ\quad$ Enzymatique.

II. Modélisation microscopique

À l'état macroscopique, on sait modéliser une transformation chimique par le biais d'une équation-bilan : des espèces chimiques disparaissent (= réactifs), tout en laissant apparaître de nouvelles espèces chimiques (= produits).

À l'échelle microscopique, cette transformation est une succession d'étapes élémentaires ; un acte élémentaire se traduit par un choc (ou collision) entre deux entités chimiques : des liaisons se brisent puis d'autres se forment, jusqu'à conduire à la formation de nouvelles espèces chimiques. Une transformation chimique qui se déroule en plusieurs étapes successives est appelée mécanisme réactionnel. Les espèces qui apparaissent et qui disparaissent au cours de ces étapes élémentaires sont des intermédiaires réactionnels : ils n'apparaissent donc pas dans l'équation-bilan de cette transformation.

Dans le mécanisme réactionnel :
$\circ\quad$ Les flèches courbes représentent le mouvement des électrons ;
$\circ\quad$ Celles-ci sont orientées du site donneur (un doublet d'électrons) vers le site accepteur (atome ayant une charge partielle ou totale positive).

L'utilisation d'un catalyseur modifie le mécanisme réactionnel en remplaçant une étape élémentaire lente par plusieurs étapes rapides.
Cela n'influe en rien sur l'équation-bilan de la transformation chimique.

Comme il a été vu précédemment, pour qu'une transformation chimique se produise, il faut qu'il y ait des chocs (ou collisions) entre les réactifs. Ce faisant, toutes les collisions ne mènent pas forcément à une transformation.

En effet, les collisions doivent respecter certaines conditions :
$\circ\quad$ Les espèces chimiques constituant les réactifs de la transformation doivent entrer en collision les unes avec les autres pour pouvoir l'amorcer ;
$\circ\quad$ Elles doivent posséder un minimum d'énergie cinétique pour briser des liaisons et amorcer la réaction ;
$\circ\quad$ Elles doivent enfin se rencontrer selon une orientation appropriée.

Définition :
On dit que la catalyse est homogène si le catalyseur appartient à la phase des réactifs.
Dans ce type de catalyse, le catalyseur participe à la transformation chimique. Il est transformé en une autre espèce chimique puis régénéré. Le catalyseur n'entre pas dans l'écriture de l'équation-bilan.
Exemple : dismutation de l'eau oxygénée catalysée par les ions ferriques :
$\circ\quad$ La réaction se fait en deux étapes :
$2Fe^{3+} + H_2O_2 \rightarrow 2Fe^{2+} + 2H^+ + O_2$ $\textcolor{purple}{\text{(1)}}$
$2Fe^{2+} + 2H^+ + H_2O_2 \rightarrow 2Fe^{3+} + 2H_2O$ $\textcolor{purple}{\text{(2)}}$
$\circ\quad$ En ajoutant $\textcolor{purple}{\text{(1)}}$ et $\textcolor{purple}{\text{(2)}}$ on retrouve l'équation de la réaction. Le catalyseur n'apparaît pas :
$2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2$
Remarque : ces intermédiaires sont souvent des carbocations ; ce sont des entités chimiques qui possèdent un atome de carbone portant une charge positive.

Définition :
On dit qu'une catalyse est hétérogène si le catalyseur et les réactifs n'appartiennent pas à la même phase.
Dans une catalyse hétérogène, la réaction se produit à la surface du catalyseur et l'efficacité d'un catalyseur dépend de la surface disponible. Ce mécanisme réactionnel se déroule en trois étapes successives :
$\circ\quad$ Les molécules, avec l'agitation thermique, vont se lier à la surface du catalyseur : elles s'adsorbent, fragilisant les molécules ;
$\circ\quad$ Les liaisons dans les molécules étant fragilisées, la réaction se fait plus aisément ;
$\circ\quad$ Les produits formés à la surface : on dit qu'ils se désorbent.
Exemple : synthèse de l'eau à partir du dihydrogène et du dioxygène sous l'action du platine ( $\text{Pt}$ ) :
$2H_2O + O_2 ~ \xrightarrow{Pt} ~ 2H_2O$
$\circ\quad$ Craquage catalytique : à une température de $500~^oC$ et en présence de silicates naturels, certaines molécules d'alcanes à chaînes longues se transforment en molécules d'alcanes et d'alcènes à chaînes plus courtes.
$\circ\quad$ Reformage catalytique : à $500~^oC$ et en présence de platine, on modifie la structure des hydrocarbures des essences légères pour améliorer l'indice d'octane.

Définition :
La catalyse est enzymatique lorsque le catalyseur est une enzyme, c'est-à-dire une protéine élaborée par les systèmes vivants.
Il s'agit à la fois d'une catalyse homogène car le catalyseur et les réactifs du milieu biologique ne forment qu'une seule phase aqueuse, et d'une catalyse hétérogène du fait du mode d'action (présence d'un site actif).
Exemple : les enzymes digestives réalisent une rupture des grosses molécules de l'alimentation.

Le catalyseur a un rôle purement cinétique : il ne peut accélérer que des réactions qui sont naturellement possibles. Dans le cas d'une réaction d'équilibre, le catalyseur agit à la fois sur la réaction directe et sur la réaction indirecte.
La catalyse est un phénomène spécifique car le catalyseur agit sur une réaction déterminée, et une réaction donnée ne peut être accélérée que par un nombre restreint de catalyseurs.
Remarque : pour une catalyse homogène, l'ion oxonium ( $H_3O^+$ ) peut catalyser beaucoup de réactions.

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