FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

La velocidad de reacción está conformada por la velocidad de formación y la velocidad de descomposición. Esta velocidad no es constante y depende de varios factores, como la concentración de los reactivos, concentración de un catalizador, la temperatura de reacción y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador.

Una reacción química se produce mediante colisiones eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas situaciones o factores que aumenten el número de estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción.

Un modo de explicar el mecanismo mediante el cual las reacciones químicas se llevan a efecto es admitiendo que tales procesos son el resultado del choque entre las moléculas de las sustancias reaccionantes. Sólo cuando dicho choque es suficientemente violento se romperán las moléculas y se producirá la reordenación entre los átomos resultantes. El desarrollo riguroso de estas ideas básicas constituye la llamada teoría de colisiones. Nos apoyaremos, en lo que sigue, en esta interpretación de las reacciones químicas para describir cómo intervienen diferentes factores en la modificación de la velocidad de reacción.

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química:

Estado físico. Superficie de contacto o grado de pulverización (en el caso de sólidos)

Concentración de los reactivos.

Temperatura.

Presencia de catalizadores.

ESTADO FÍSICO DE LOS REACTIVOS

Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.

Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir hay que estudiar las velocidades de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la velocidad intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.

No cabe duda de que una mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.

Cuando los reactivos se encuentran en estado gaseoso o en disolución las reacciones son más rápidas que si se encuentran en estado líquido o sólido.

En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el grado de pulverización.

SUPERFICIE DE CONTACTO

Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.

Al encontrarse los reactivos en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir hay que estudiar las velocidades de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la velocidad intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.

No cabe duda de que una mayor área de contacto reduce la resistencia al transporte, pero también son muy importantes la difusividad del reactivo en el medio, y su solubilidad, dado que esta es el límite de la concentración del reactivo, y viene determinada por el equilibrio entre las fases.

Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua, para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite.

Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa.

Grado de pulverización de los reactivosSi los reactivos están en estado líquido o sólido, la pulverización, es decir, la reducción a partículas de menor tamaño, aumenta enormemente la velocidad de reacción, ya que facilita el contacto entre los reactivos y, por tanto, la colisión entre las partículas.

Por ejemplo, el carbón arde más rápido cuantos más pequeños son los pedazos; y si está finamente pulverizado, arde tan rápido que provoca una explosión.

CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS

La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se encuentren los reactivos. Cuanta mayor concentración, mayor frecuencia de colisión...

La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad de reacción "r" puede expresarse como Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por qué estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.

Hay casos en que la velocidad de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.

En la ecuación de velocidad ya observamos la influencia que tenían los reactivos o al menos alguno de ellos en la velocidad de la reacción. En general, al aumentar la concentración de éstos se produce con mayor facilidad el choque entre moléculas y aumenta la velocidad.

La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes.

Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan:

A + B C + D (6)

La velocidad de la reacción es:

V = [A].[B] (7)

En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que si duplicamos la concentración, por ejemplo, de la sustancia A, la velocidad de la reacción se duplica:

V* =2.[A].[B] (8)

Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión.

En la figura anterior se observa, que aumentando la presión las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de choque

entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción.

La concentración de los reactivos

Casi todas las reacciones químicas avanzan con más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos.Por ejemplo: la lana de acero arde con dificultad en el aire el cual contiene 20% de oxígeno, pero enciende con llama blanca y brillante en oxígeno puro.Es decir, que al variar la concentración de oxígeno se manifiesta un comportamiento diferente.Dependencia de la velocidad con la concentración: la disminución de la velocidad de reacción con el paso del tiempo, es muy típica de las reacciones. La velocidad de reacción disminuye conforme se reduce la concentración de los reactivos, y a la inversa, la velocidad aumenta cuando se incrementa la combinación de los reactivos.

Hay casos en que la velocidad de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.

Concentración de los reactivos

Si los reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el número de colisiones.

El ataque que los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la concentración del ácido.

La variación de la velocidad de reacción con los reactivos se expresa, de manera general, en la forma:

v = k [A]α [B]β

donde α y β son coeficientes que no coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la reacción general antes considerada. La constante de velocidad k, depende de la temperatura.

Efecto de la concentración

Por la misma razón que son más frecuentes los accidentes de tráfico en las, «horas punta», cuanto mayor sea el número de moléculas de los reactivos presentes en un mismo volumen más fácilmente podrán colisionar. Asimismo, cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad de tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz, esto es, de un choque que dé lugar a la transformación de las moléculas. De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al aumentar la concentración de los reactivos aumente la velocidad de la reacción química.

TEMPERATURA

Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. El comportamiento de la constante de velocidad o coeficiente cinético frente a la temperatura = lnA − (Ea / R)(1 / T2 − 1 / T1) esta ecuación linealizada es muy útil a puede ser descrito a través de la Ecuación de Arrhenius K = Aexp( − EA / RT)donde K es la constante de la velocidad, A es el factor de frecuencia, EA es la energía de activación necesaria y T es la temperatura, al linealizarla se tiene que el logaritmo neperiano de la constante de velocidad es inversamente proporcional a la temperatura, como sigue: ln(k1 / k2) la hora de calcular la energía de activación experimentalmente, ya que la pendiente de la recta obtenida al graficar la mencionada ley es: -EA/R, haciendo un simple despeje se obtiene fácilmente esta energía de activación, tomando en cuenta que el valor de la constante universal de los gases es 1.987cal/K mol. Para un buen número de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada diez grados centígrados.

(ECUACIÓN DE ARRHENIUS).(ECUACIÓN DE ARRHENIUS).

La constante de velocidad, y por tanto la velocidad de una reacción, aumenta si aumenta la temperatura, porque la fracción de moléculas que sobrepasan la energía de activación es mayor. Así, a T2 hay un mayor porcentaje de moléculas con energía suficiente para producir la reacción (área sombreada) que a T1.

La variación de la constante de la velocidad con la temperatura viene recogida en la ecuación de Arrhenius:

k = const. de velocidad A = constante

T = temp. absoluta

Normalmente se expresa de forma logarítmica para calcular EA.

Fracción de moléculas

Energía

T1

T2

EA

Ejemplo:

¿Cual es el valor de la energía de activación para una reacción si la constante de velocidad se duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25 ºC? ·

Sabemos que k2 (298 K) = 2 x k1 (288 K)

(1) ln k1 = ln A – Ea/RT1; (2) ln 2 k1 = ln A – Ea/RT2

Sustituyendo R = 8,31 Jmol–1 K, T1 = 288 K y T2 = 298 K y restando (2) – (1):

Despejando EA se obtiene:

La temperatura a la cual se lleva a cabo la reacción

La rapidez de las reacciones químicas aumenta confirme se eleva la temperatura.Por ejemplo: las reacciones bacterianas que conducen a la descomposición de la leche se llevan a cabo con mayor rapidez a temperatura ambiente que a temperaturas bajas.La medición de velocidades re reacción deben efectuarse a temperaturas constantes porque el calentamiento las modifica. Se estima con gran aproximación que un aumento de 10°C en la temperatura provoca la duplicación de la velocidad de reacción.Ejemplo: En la reacción del carbonato de calcio (CaCO3) con ácido clorhídrico (HCl) se desprende un determinado volumen de dióxido de carbono(CO2) gaseoso.CaCO3 + 2 HCl CO2 + CaCl2 + H2O

Cuando se toman 10 gr. de carbonato de calcio ,1 mol, se desprenden al completarse la reacción 2,24 lt. De dióxido de carbono en CNTP.

Si a 25°C dicho vi}volumen gaseoso se desprende en 4 minutos, a 35°C por duplicares la velocidad se concretará en la mitad del tiempo: 2 minutos; y a 45°C por duplicarse nuevamente la velocidad de reacción, el tiempo necesario se reduce a la mitad del anterior.: 1 minuto.

Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo.

Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación.

La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.

Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácido sulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de reacción dando sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido clorhídrico:

2.NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2.HCl

Recordemos que los combustibles para ser quemado,primero deben alcanzar su punto de combustión, luego por ser reacciones exotérmicas (liberan calor) la combustión continúa sola.

Efecto de la temperatura

De acuerdo con la teoría cinético - molecular de la materia, las moléculas constituyentes de cualquier tipo de sustancia se hallan en continua agitación vibrando o desplazándose con una energía cinética que es directamente proporcional a la temperatura absoluta T a la que se encuentre dicha sustancia. Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción aumenta bastante rápidamente con la temperatura.

Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones es posible explicar tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas de los reactivos aumenta, con lo que los choques son más violentos poniéndose en juego en un mayor número de ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que constituye la energía de activación. El efecto conjunto de estos procesos individuales se traduce en que una mayor cantidad de reactivos se transforma en la unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción aumenta notablemente.

TemperaturaAl aumentar la temperatura, también lo hace la velocidad a la que se mueven las partículas y, por tanto, aumentará el número de colisiones y la violencia de estas. El resultado es una mayor velocidad en la reacción. Se dice, de manera aproximada, que por cada 10 °C de aumento en la temperatura, la velocidad se duplica.

CATALIZADORESCATALIZADORES

Intervienen en alguna etapa de la reacción pero no se modifican, pues se recuperan al final y no aparecen en la ecuación global ajustada. Modifican el mecanismo y por tanto la Ea de la reacción. Sin embargo, no modifican las constantes de los equilibrios.

Pueden ser:

EA sin catalizador

Energía

coordenada de reacción

reactivos

productos

H

EA con catalizador

Perfil de la reacción con y sin catalizador

Positivos: hacen que “v” aumente, pues consiguen que EA disminuya. Negativos: hacen que “v” disminuya, pues consiguen que EA aumente.

Los catalizadores también pueden clasificarse en:

Homogéneos: en la misma fase que los reactivos. Heterogéneos: se encuentra en distinta fase.

Ejemplo de catálisis heterogénea

En los catalizadores de los coches hay una mezcla de Pt y Rh sobre las que se producen las siguientes reacciones:

2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) 2 NO (g) + 2 CO (g) N2 (g) + 2 CO2 (g)

2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) 4 CO2 (g) + 6 H2O (g)

con objeto de eliminar los gases tóxicos CO y NO, así como hidrocarburos que no se hayan quemado del todo.

Ejercicio de Selectividad. (Madrid Junio 1998):

Teniendo en cuenta la gráfica adjunta: a) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica b) Represente el valor de H de reacción c) Representa la curva de reacción al añadir un catalizador positivo. d) ¿Qué efectos produce el hecho de añadir un catalizador positivo?

a) Es exotérmica ya que Eproductos < Ereactivos.

b) Ver gráfica.

c) Ver gráfica.

d) Disminuye la Eactivación y por tanto existe una mayor cantidad de reactivos con energía suficiente para reaccionar; por tanto aumentará la velocidad.

La presencia de catalizadores

La rapidez de muchas reacciones se puede aumentar agregando una sustancia que se conoce como catalizador.

coordenada de reacción

Energía

reactivosproductos

EA

Energía

coordenada de reacción

reactivos

productos

H

Para que se lleve a cabo una reacción química es necesario un cierto nivel de energía, esto se conoce como energía de activación.Un catalizador acelera la velocidad de la reacción disminuyendo la energía de activación y sin modificar el producto y sin ser consumido durante la reacción.Las enzimas son catalizadores biológicos, moléculas de proteínas que actúan como catalizadores aumentando la velocidad de reacciones bioquímicas específicas.

Presencia de un catalizador

Los catalizadores aumentan la rapidez de una reacción sin transformarla, además empeoran la selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor energía de activación.

Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación).

Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como inhibidores.

CATALIZADORES

Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores.

Por ejemplo, añadiendo dióxido de manganeso (MnO2) al peróxido de hidrógeno (H2O2), se observa que se descompone liberando abundante oxígeno:

2.H2O2 + n.MnO2 2.H2O + O2 (g) + n.MnO2 (rápida)

La cantidad n de dióxido de manganeso (MnO2) permanece constante luego de finalizada la reacción.

i. Catalizadores de contacto o heterogéneos:

No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción.

Una reacción en la cual los reactantes y el catalizador no están en la misma fase (estado) es una reacción heterogénea. Este tipo de catalizadores generalmente producen una superficie donde las sustancias pueden reaccionar, estos catalizadores funcionan adsorbiendo alguno de los reactantes, debilitando el enlace en cuestión hasta el punto en que el otro reactante rompe dicho enlace. La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra.

Algunos metales (finamente divididos para aumentar la superficie de contacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel, óxido férrico (Fe2O3), pentóxido de vanadio (V2O5), entre otros. El dióxido de azufre (SO2) reacciona lentamente con el oxígeno:

2.SO2 + O2 2.SO3 (lenta)

Pero, en presencia de platino y de calor, la reacción es inmediata:

2.SO2 + O2 (amianto platinado + calor) 2.SO3 (rápida)

ii. Catalizadores de transporte u homogéneos:

Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes

Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO) para catalizar la reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno:

2.SO2 + O2 2.SO3 (lenta)

El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con el oxígeno (oxidándose) dando dióxido de nitrógeno (NO2):

2.NO + O2 2.NO2

Luego el dióxido de nitrógeno reacciona (reduciéndose) con el dióxido de azufre (este se oxida), dando trióxido de azufre (SO3) y regenerándose el monóxido de nitrógeno (NO):

2.SO2 + 2.NO2 2.NO + 2.SO3

Son características de los catalizadores:

a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador.

b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él.

c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma.

d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones.

La absorción de las impurezas que acompañan a las sustancias reaccionantes, pueden disminuir o detener la acción del catalizador. Estas sustancias que retardan la acción de los catalizadores se denominan venenos del catalizador.

Resumiendo: para aumentar la velocidad de una reacción, se debe aumentar la posibilidad de choque entre las moléculas, iones o átomos de las sustancias reaccionantes, modificando las variables enumeradas que el proceso permita.

CATALIZADORES

SE HA COMPROBADO EXPERIMENTALMENTE QUE ALGUNAS REACCIONES SE ACELERAN CON LA PRESENCIA DE SUSTANCIAS QUE, UNA VEZ FINALIZADA A LA REACCION;

PERMANECEN CUAL SE HALLABAN AL COMIENZO. TALES SUSTANCIAS SE DENOMINAN CATALIZADORES, LLAMÁNDOSE CATÁLISIS A LA ACCION QUE PRODUCEN.

LOS CATALIZADORES SON SUSTANCIAS QUE VAN A AUMENTAR O DISMINUIR LA VELOCIDAD DE REACCION, PERO QUE NO VA A PARTICIPAR EN LA FORMACIÓN DE LOS PRODUCTOS.

EXISTEN DIFERENTES TIPOS DE CATALIZADORES: INORGÁNICOS, ORGANICOS, HETEROGÉNEOS, HOMOGÉNEOS, BIOLÓGICOS, ETC.

LOS CATALIZADORES BIOLÓGICOS CONOCIDOS COMO ENZIMAS, ALGUNOS AYUDAN A SINTETIZAR MOLÉCULAS; OTRAS, A ROMPERLAS. CADA ENZIMA CUMPLE UNA FUNCION ESPECIFICA Y LO HACE CON UNAS PRESICION SRPRENDENTE.TODA ENZIMA ES CAPAZ DE RECONOCER LA SUSTANCIA CUYA REACCION ACELERARA, Y DESPUÉS DE EFECTUAR SU TRABAJO, LIBERA LOS PRODUCTOS PARA QUE EL CUERPO PUEDA UTILIZARLOS. PARA REALIZAR SUS FUNCIONES, ALGUNAS ENZIMAS NECESITAN LA PRESENCIA DE OTRAS SUSTANCIAS LLAMADAS COENZIMAS.

EN EL CUERPO HUMANO EXISTEN CIENTOS DE ENZIMAS DIFERENTES. ALGUNAS DE ELLAS AYUDAN A SINTETIZAR MOLÉCULAS; OTRAS , A ROMPERLAS .TODAS ELLAS ESTAN FORMADAS POR GIGANTESCAS MOLÉCULAS DE PRPTEINAS QUE CONTIENE MILES DE ATOMOS.

CADA ENZIMA CUMPLE UNA FUNCION ESPECIFICA Y LO HACE CUN UNA PRESICION SORPRENDENTE. TODA ENZIMA ES CAPAZ DE RECONONCER LA SUSTANCIA CUYA REACCION ACELERARA, Y DESPUÉS DE EFECTUAR SU TRABAJO, LIBERARA LOS PRODUCTOS PARA QUE EL CUERPO PUEDA UTILIZARLOS.

CatalizadoresLos catalizadores son sustancias que facilitan la reacción modificando el mecanismo por el que se desarrolla. En ningún caso el catalizador provoca la reacción química; no varía su calor de reacción.

Los catalizadores se añaden en pequeñas cantidades y son muy específicos; es decir, cada catalizador sirve para unas determinadas reacciones. El catalizador se puede recuperar al final de la reacción, puesto que no es reactivo ni participa en la reacción.

CATALIZADOR (QUÍMICA)

Un catalizador es una sustancia (compuesto o elemento) capaz de acelerar (catalizador positivo) o retardar (catalizador negativo o inhibidor) una reacción química, permaneciendo éste mismo inalterado (no se consume durante la reacción). A este proceso se le llama catálisis.

Los catalizadores no alteran el balance energético final de la reacción química, sino que sólo permiten que se alcance el equilibrio con mayor o menor velocidad. Muchos de los catalizadores actúan alterando superficies permitiendo encontrarse y unirse o separarse a dos o más reactivos químicos. En el mundo natural, hay catalizadores biológicos o biocatalizadores, los más importantes son las enzimas, de naturaleza proteica aunque también existen ácidos ribonucleicos con capacidad catalítica, denominados ribozimas.

Los catalizadores pueden ser de dos tipos:

Homogéneos: cuando los catalizadores están en la misma fase que los reactivos. Actúan cambiando el mecanismo de reacción, es decir, se combinan con alguno de los reactivos para formar un intermedio inestable que se combina con más reactivo dando lugar a la formación de los productos, al mismo tiempo que se regenera el catalizador.

Heterogéneos o de contacto: cuando los catalizadores están en distinta fase que los reactivos. Son materiales capaces de absorver moléculas de reactivo en sus superficies, consiguiendo mayor concentración y superficie de contacto entre reactivos, o debilitando sus enlaces disminuyendo la energía de activación. Los productos abandonan el catalizador cuando se forman, y este queda libre para seguir actuando. Los catalizadores heterogéneos más usados son metales o óxidos de metales finamente divididos, como por ejemplo el hierro, el platino, el níquel, el trióxido de aluminio o el pentaóxido de vanadio.

Los catalizadores sólidos pueden ser porosos y están hechos de metal u óxido metálico soportado sobre una matriz sólida inerte. Este caso particular se conoce como catálisis de contacto. Este tipo de catalizadores son ampliamente utilizados en lasrefinerías de petróleo.

CATÁLISIS

La catálisis es el proceso a través del cual se incrementa la velocidad de una reacción química. El proceso de catálisis implica la presencia de una sustancia que, si bien es cierto, es parte del sistema en reacción, la misma se puede llevar a cabo sin la primera. Esta sustancia se llama catalizador. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción, reaccionando, regenerándose y que puede ser recuperado al final de la reacción (el catalizador se fragmenta en pequeñas partículas para acelerar el proceso). Si retarda la reacción, se llama inhibidor.

NATURALEZA DEL PROCESO [EDITAR]

La velocidad de reacción depende de las velocidades de los pasos del mecanismo. La función del catalizador es simplemente proveer un mecanismo adicional (ruta diferente) para ir de reactivos a productos. Este mecanismo de alternativa tiene una energía de activación menor que el mecanismo en ausencia de catalizador; por otra parte, normalmente el Factor de Frecuencia A -véase también Cinética y Mecanismos de Reacción- es parecido para la reacción no catalizada y la catalizada. De aquí que la constante de velocidad de la reacción catalizada sea mayor que la no catalizada.

CLASIFICACIÓN DE LA CATÁLISIS [EDITAR]

La catálisis se clasifica en función de la naturaleza química del medio de la reacción. A partir del número de fases presentes y de la química implicada es posible agrupar de acuerdo a su aplicación.

Catálisis homogénea Catálisis ácido-base

Catálisis heterogénea

Catálisis enzimática

El catalizador, por definición, no cambia su concentración durante la reacción de catálisis (la reacción intermedia que reduce la energía de activación. Sin embargo, es posible que sí participe en la reacción global, y se habla entonces de una reacción autocatalítica.

En biología, los catalizadores más importantes son las enzimas, biomoléculas responsables de regular la velocidad de un gran número de reacciones en los seres vivos, incluyendo todo el metabolismo. Véase, por ejemplo, la ADN polimerasa.

En los procesos industriales, la catálisis es de enorme importancia, ya que permite llevar a cabo las reacciones en tiempos mucho más cortos, con el consiguiente beneficio económico. Véase, por ejemplo, el proceso de Haber.

Aunque los catalizadores no se consumen directamente en la reacción, sí que hay que tener en cuenta la posibilidad del envenenamiento de un catalizador: la reacción con una impureza que convierte el catalizador en otra sustancia (otro compuesto químico) sin actividad catalítica.