Catalizadores

Los catalizadores son especies químicas que modifican la velocidad de un proceso químico. Se distinguen dos tipos:

• Catalizadores propiamente dichos: Aumentan la velocidad de la reacción, disminuyendo la energía de activación (Ea).
• Inhibidores: Reducen la velocidad de la reacción, aumentando la energía de activación (Ea).

Estas especies modifican el mecanismo de reacción y la energía de activación, pero no afectan a la variación de entalpía (ΔH) ni a la variación de energía libre de Gibbs (ΔG) de la reacción global.

Tipos de Catálisis

Catálisis Heterogénea

En la catálisis heterogénea, el catalizador se encuentra en una fase diferente a la de los reactivos. Generalmente, el catalizador es sólido y los reactivos son gases o líquidos. El catalizador adsorbe a los reactivos en su superficie, debilitando sus enlaces y, por lo tanto, favoreciendo la reacción.

Catálisis Homogénea

En la catálisis homogénea, el catalizador y los reactivos se encuentran en la misma fase (por ejemplo, todos en disolución). El catalizador se combina con alguno de los reactivos para formar un intermedio inestable, cambiando así el mecanismo de reacción.

Ejemplos de Aplicación

• Catalizadores: Se utilizan en los convertidores catalíticos de los automóviles para reducir la emisión de gases nocivos y para oxidar los hidrocarburos no quemados. Un ejemplo es la reacción:
  2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g)
• Inhibidores: Se emplean en la industria alimentaria como conservantes para impedir o retrasar la descomposición de los alimentos.

Factores que Influyen en la Velocidad de Reacción

Estado Físico de los Reactivos

Cuando los reactivos se encuentran en estado gaseoso o en disolución, las reacciones suelen ser más rápidas que si se encuentran en estado líquido o sólido. Esto se debe a la mayor movilidad y frecuencia de colisiones de las partículas.

Superficie de Contacto o Grado de Pulverización

En las reacciones heterogéneas (donde los reactivos están en fases distintas), la velocidad de reacción dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases. La velocidad será mayor cuanto mayor sea el grado de pulverización de los reactivos sólidos, ya que esto aumenta el área superficial disponible para la reacción.

Concentración de los Reactivos

En general, al aumentar la concentración de los reactivos, se incrementa la probabilidad de choque entre las moléculas reaccionantes. Esto conduce a una mayor frecuencia de colisiones efectivas y, por lo tanto, a un aumento en la velocidad de la reacción.

Temperatura

La constante de velocidad (k) y, consecuentemente, la velocidad de una reacción, aumentan con el incremento de la temperatura. Esto se debe a que una mayor temperatura implica que una fracción mayor de moléculas posee energía cinética suficiente para sobrepasar la barrera de energía de activación.

La variación de la constante de velocidad con la temperatura viene descrita por la ecuación de Arrhenius.

Teorías de las Reacciones Químicas

Teoría de las Colisiones

Según la Teoría de las Colisiones, para que se produzca una reacción química es necesario que los átomos o moléculas de los reactivos colisionen entre sí. Sin embargo, no todas las colisiones conducen a la formación de productos. Para que un choque sea eficaz, deben cumplirse dos condiciones:

• Las moléculas deben colisionar con energía suficiente como para romper o debilitar sus enlaces existentes. Esta energía mínima necesaria se conoce como energía de activación (Ea).
• Las moléculas reaccionantes deben colisionar con una orientación adecuada que permita la reorganización de los átomos y la formación de nuevos enlaces.

Teoría del Estado de Transición (o del Complejo Activado)

La Teoría del Estado de Transición postula que una reacción química transcurre a través de la formación de una especie intermedia de alta energía denominada complejo activado o estado de transición. En este estado, los enlaces de las moléculas reaccionantes aún no se han roto completamente, pero ya se empiezan a formar los nuevos enlaces que darán lugar a los productos.

El valor de la energía de activación (Ea) es crucial, ya que representa la energía necesaria para alcanzar este complejo activado. Este valor determina si una reacción será rápida o lenta:

• Una Ea elevada implica que se requiere mucha energía para alcanzar el estado de transición, resultando en una reacción lenta.
• Una Ea baja implica que se requiere menos energía, resultando en una reacción más rápida.

Es importante notar que tanto los procesos exotérmicos (que liberan energía) como los endotérmicos (que absorben energía) poseen una energía de activación. Una reacción puede ser exotérmica y aun así ser lenta si su Ea es alta, o endotérmica y relativamente rápida si su Ea es baja.