Catalizadores

Significado de los catalizadores

Cuando los catalizadores intervienen en un proceso químico, la reacción produce la misma cantidad de catalizador que se añadió al principio de la reacción. Los catalizadores son esenciales en la industria. Ayudan a acelerar la velocidad de reacción y a reducir la energía de activación.

Los metales de transición son excelentes catalizadores debido a sus estados de oxidación variables. En algunos casos, adsorben sustancias en su superficie y las activan.

Ahora ya sabes lo que hacen los catalizadores. Pero, ¿cómo funcionan? Los catalizadores de metales de transición pueden ser heterogéneos u homogéneos. Sigue leyendo para descubrir qué significan.

Catalizador heterogéneo

Un catalizador heterogéneo se encuentra en una fase distinta de la de los reactivos, y la reacción se produce en los sitios activos de la superficie.

En general, la mayoría de los catalizadores heterogéneos están en fase sólida y no se consumen en la reacción. En la catálisis heterogénea, al menos uno de los reactivos se adsorbe en los puntos activos de la superficie del catalizador.

Puede que hayas oído hablar de los catalizadores de los coches. Son un ejemplo de catalizadores heterogéneos en funcionamiento. En un catalizador, un reactivo gaseoso pasa sobre un catalizador sólido.

Los metales de transición son catalizadores sólidos muy populares. Los procesos de Haber y Contact utilizan catalizadores de metales de transición para aumentar la velocidad de reacción. ¿Cómo lo consiguen? Descúbrelo a continuación.

El proceso de contacto

¿Qué tienen en común los tintes, los detergentes, las pinturas, los plásticos, los abonos y los tejidos? ¡El ácido sulfúrico! En todo el mundo fabricamos 231 millones de toneladas de ácido sulfúrico al año. La mayor parte del ácido sulfúrico producido industrialmente se convierte en fertilizante, pero también lo utilizamos para fabricar papel, pigmentos y fibras. ¿Cómo se fabrica industrialmente el ácido sulfúrico? Utilizamos el proceso Contact, otro ejemplo de catálisis heterogénea.

El proceso de Contacto se desarrolla en tres etapas. Consideraremos la etapa en la que se utiliza un catalizador sólido -pentóxido de vanadio (también denominado óxido de vanadio (V)- para acelerar la velocidad de reacción. En esta etapa, el dióxido de azufre reacciona con el oxígeno para producir ácido sulfúrico. Observa la ecuación de la reacción a continuación.

_2SO2 + _O2 ⇌ _2SO3

Observarás que el proceso Contact es una reacción reversible, como el proceso Haber. El pentóxido de vanadio sirve para acelerar la reacción. De lo contrario, ¡el proceso sería demasiado lento!

El dióxido de azufre y el oxígeno entran en el reactor como gases. En el reactor, pasan sobre un catalizador sólido de pentóxido de vanadio. Utilizamos un mecanismo llamado teoría de la adsorción superficial para explicar cómo funcionan los catalizadores heterogéneos.

1. En primer lugar, la adsorción se produce cuando uno de los reactivos se adhiere a la superficie del catalizador.
2. La reacción tiene lugar mientras los reactivos están en la superficie del catalizador.
3. Después, la desorción se produce cuando el producto de la reacción se desprende de la superficie del catalizador.

Examinemos ahora las etapas de reacción del proceso de Contacto. Aquí puedes ver cómo funciona la teoría de la adsorción superficial.

• Etapa 1: El dióxido de azufre se adsorbe en el óxido de vanadio(V). Se produce una reacción redox cuando el vanadio se reduce de +5 a +4. El trióxido de azufre se desorbe.
• Etapa 2: Se produce otra reacción redox cuando el oxígeno reacciona en la superficie del catalizador. El óxido de vanadio (IV) se oxida de nuevo a +5. El catalizador original, _V2O5, se regenera.

Fig. 2 - El proceso de contacto

La teoría de la adsorción superficial nos ha ayudado a diseñar una solución para uno de los mayores problemas del siglo XXI, la contaminación de los gases de escape de los vehículos. Averigua más en la inmersión a continuación.

Ahora ya sabes cómo funcionan los catalizadores heterogéneos. Hablemos de otro tipo de catalizadores: los catalizadores homogéneos.

Catalizador homogéneo

La catálisis homogénea suele implicar un catalizador acuoso y reactantes acuosos, pero no siempre es así. A veces, el catalizador y los reactivos estarán en fase gaseosa.

En la catálisis homogénea, la reacción se produce a través de una especie intermedia. ¿Qué significa esto? Puedes ver cómo funciona en la reacción entre el ion persulfato (peroxidisulfato) y el yodo.

Cómo catalizan los iones ^Fe2+ la reacción entre los iones yoduro y persulfato

El persulfato (o peroxodisulfato, su nombre IUPAC) actúa como agente oxidante cuando reacciona con el yoduro. La ecuación de la reacción se indica a continuación:

^S2O82- + ^2I- ➔ ^2SO42- +_I2

A temperatura ambiente, el proceso es lento debido a que los iones reactantes cargados negativamente se repelen entre sí. Sin embargo, en presencia de iones ^Fe2+, la reacción es mucho más rápida. Los iones ^Fe2+ y los reactantes están en fase acuosa, por lo que esta reacción es un excelente ejemplo de catalizador homogéneo. Veamos los pasos siguientes:

1. Como los iones ^Fe2+ y los iones ^S2O82- comparten cargas opuestas, se atraen y reaccionan de la siguiente manera:

^S2O82- + ^2Fe2+ ➔ ^2SO42- +^2Fe3+

2. Los iones ^Fe3+ producidos en la primera reacción reaccionan con los iones ^I- de la siguiente manera

^2Fe3+ + ^2I- ➔ ^2Fe2+ +_I2

Como puedes ver, el catalizador original de iones de hierro(II) se regenera, por lo que los pasos se repiten. Los iones hierro(III) que se forman en la primera reacción actúan como especies intermedias.

En el proceso entre los iones yoduro y los iones persulfato, también podemos utilizar los iones hierro(III) como catalizador original. En este caso, el ^Fe2+ es la especie intermedia. La reacción tendría lugar en el orden inverso:

1. ^2Fe3+ + ^2I- ➔ ^2Fe2+ + _I2
2. ^S2O82- + ^2Fe2+ ➔ ^2SO42- + ^2Fe3+

Antes de concluir este debate sobre los catalizadores, veamos un último tipo de catálisis, la autocatálisis.

Autocatálisis

En la siguiente reacción, los iones negativos de manganato(VII) reaccionan con iones negativos de etanedioato.

_2MnO4-⁽ aq₎ + ^5C2O42- _(aq) + 16H+_(aq) ➔ ^2Mn2+ _(aq) + 10CO2_(g) + _{8H2O (l)}

Esta reacción es fascinante, ya que la velocidad de reacción aumenta a medida que se producen más iones ^Mn2+. La llamamos autocatálisis cuando un proceso es catalizado por uno de los productos de la reacción. En este caso, el ^Mn2+_(aq) actúa como autocatalizador. El proceso comienza lentamente, pero a medida que se forman más iones de manganeso (II), se hace cada vez más rápido. Finalmente, la reacción se ralentiza cuando se agota el catalizador.

Al igual que en la reacción anterior, en la que el hierro actúa como catalizador, el Mn(II) se regenera en un ciclo redox.

1. Los iones ^Mn2+ reaccionan con los iones ^MnO4- para producir iones ^Mn3+.
2. Los iones ^Mn3+ reaccionan con los iones etanodioato para regenerar iones ^Mn2+.

Podemos mostrar este ciclo redox utilizando las siguientes ecuaciones:

^4Mn2+(aq₎ + ^MnO4-_(aq) + ^8H+_(aq) → ^5Mn3+_(aq) + _{4H2O (aq)}

^2Mn3+(_aq) + ^C2O42-_(aq) → _2CO2(g) + ^2Mn2+_(aq)

Y ahí lo tienes: ¡el maravilloso mundo de los catalizadores de metales de transición!