Diferencia entre revisiones de «Catálisis»
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[[Archivo:Hydrogenation on catalyst.png|thumb|Esquema de la [[hidrogenización]] de un doble enlace C=C, catalizada por un metal.]]
La '''catálisis''' es el proceso por el cual la [[velocidad de reacción|velocidad]] de una [[reacción química]] es aumentada o disminuida por medio de una [[sustancia química]] conocida como el '''catalizador'''. A diferencia de otros [[reactivo]]s que participan en la reacción química, un
Los catalizadores que aumentan la velocidad de la reacción son denominados '''catalizadores positivos''';
Por ejemplo, en la reducción del [[etino]] a [[eteno]], el catalizador [[paladio]] (Pd) es "envenenado" parcialmente con [[acetato de plomo(II)]] (Pb(CH<sub>3</sub>COO)<sub>2</sub>). Sin la desactivación del catalizador, el eteno producido se reducirá posteriormente a [[etano]].<ref>W.P. Jencks, “Catalysis in Chemistry and Enzymology” McGraw-Hill, New York, 1969. ISBN 0070323054</ref><ref>Myron L Bender, Makoto Komiyama, Raymond J Bergeron “The Bioorganic Chemistry of Enzymatic Catalysis” Wiley-Interscience, Hoboken, U.S., 1984 ISBN 0471059919</ref>
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Como ejemplo de este proceso, en el 2008, investigadores daneses revelaron por primera vez la secuencia de eventos cuando el [[dioxígeno|oxígeno]] y el [[dihidrógeno|hidrógeno]] se combinan sobre una superficie de [[dióxido de titanio]] (TiO<sub>2</sub>, o ''titania'') para producir agua. Con una serie de imágenes de [[microscopía de barrido de túnel]] a intervalos, determinaron que las moléculas sufren [[adsorción]], [[disociación (química)|disociación]] y [[difusión]] antes de reaccionar. Los estados intermediarios de reacción fueron: HO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, luego H<sub>3</sub>O<sub>2</sub> y el producto final de la reacción (el [[dímero]] de la molécula de agua), tras lo cual la molécula de agua se [[desorción|desorbe]] de la superficie del catalizador.<ref>[[Chemical & Engineering News]], 16 February 2009, "Making Water Step by Step", p. 10</ref>
===Catálisis y energética de la reacción===
[[Image:CatalysisScheme.png|thumb|right|292px|Diagrama genérico de energía potencial mostrando el efecto de un catalizador en una hipotética reacción química exotérmica X + Y para producir Z. La presencia del catalizador abre una trayectoria de reacción diferente (mostrada en rojo) con una energía de activación menor. El resultado final y la termodinámica global son la misma.]]
Los catalizadores funcionan proveyendo un mecanismo (alternativo) que involucra un [[estado de transición]] diferente y una [[energía de activación]] menor. Consecuentemente, más colisiones moleculares tienen la energía necesaria para alcanzar el estado de transición. En consecuencia, los catalizadores habilitan reacciones que de otro modo estarían bloqueadas o ralentizadas por una barrera cinética. El catalizador puede aumentar la velocidad de reacción o selectividad, o permitir que la reacción se dé a menores temperaturas. Este efecto puede ser ilustrado con una [[distribución de Boltzmann]] y un [[diagrama de perfil de energía]].
Los catalizadores '''no''' cambian el rendimiento de una reacción: '''no''' tienen efecto en el [[equilibrio químico]] de una reacción, debido a que la velocidad, tanto de la reacción directa como de la inversa, son afectadas (ver también [[termodinámica]]). El hecho de que un catalizador no cambie el equilibrio es una consecuencia de la [[segunda ley de la termodinámica]]. Supóngase que hay un catalizador que modifique el equilibrio. La adición de catalizador al sistema resultaría en una reacción que desplazaría el nuevo equilibrio, produciendo energía. La producción de energía es un resultado necesario, puesto que las reacciones son espontáneas sí y sólo sí se produce [[energía libre de Gibbs]], y si no hay una barrera energética, no hay necesidad de un catalizador. En consecuencia, la eliminación del catalizador resultaría en reacción, produciendo energía; esto es, la adición, y su proceso inverso, la eliminación, producirían energía. En consecuencia, un caalizador que pueda cambiar el equilibrio sería un [[máquina de movimiento perpetuo]], una contradicción a las leyes de la termodinámica.<ref>Robertson, A.J.B. Catalysis of Gas Reactions by Metals. Logos Press, London, 1970.</ref>
Si un catalizador '''sí''' cambia el equilibrio, entoncs debe ser consumido en el curso de la reacción, y en consecuencia también es un reactante. Algunos ejemplos ilustrativos son la [[hidrólisis]] de los [[éster]]es catalizada por bases, donde el [[ácido carboxílico]] producido reacciona inmediatamente con el catalizador base, con lo que el equilibrio de la reacción se desvía hacia la hidrólisis.
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