Catálisis CIENCIA

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Ciencia

Generalidades. Es el proceso que consiste en la modificación de la velocidad de una reacción química mediante la adición de una cantidad relativamente pequeña de una sustancia, llamada catalizador, que interviene indirectamente en la reacción, sin consumirse, y que se regenera al final del proceso.

Aunque la palabra c. (del griego Katalysis, disolución, acabamiento) se utilizó en el primer libro de Química, Alchemia, de Libavius (1597), fue J. J. Berzelius (v.), en 1835, el primero que la aplicó para describir un grupo de reacciones químicas que habían sido ampliamente discutidas hasta entonces: "Catalizadores son sustancias que, por su mera presencia, provocan reacciones químicas que de otra forma no podrían tener lugar".

La idea de la c. es muy antigua en la historia de la Química; ya en un manuscrito árabe del s. XIV, Al Alfani describía el "Xerion, eliXIr, piedra noble, magisterium, que curaba la enfermedad y transformaba los metales básicos en oro, sin que él sufriese la menor modificación". Los primeros catalizadores empleados de forma consciente fueron los fermentos o enzimas (v.), que actúan en las reacciones que tienen lugar en los seres vivos.

El concepto de catalizador dado por Berzelius contiene dos errores fundamentales. En primer lugar, el catalizador no actúa por mera presencia, sino que interviene en la reacción, consumiéndose en una etapa de ella y regenerándose en la última etapa. Esto puede ilustrarse con un ejemplo. Considérese la simple reacción entre dos

componentes A y B que se combinan, aunque muy lentamente, dando el compuesto AB:

A+B --> AB(1)

En presencia de un catalizador C, éste formará con la sustancia A el compuesto intermedio AC:

A+C --> AC(2)

y, a su vez, este compuesto AC reaccionará con B según:

AC+B --> AB+C(3)

regenerando de esta forma el catalizador C.

En segundo lugar, los catalizadores no provocan reacciones químicas. Si, en el ejemplo antes citado, los compuestos A y B no reaccionaran en absoluto, ningún catalizador podría hacer que se produjera la reacción; en la realidad, lo que puede ocurrir es que A y B reaccionen entre ellos con tanta lentitud que aparentemente no reaccionen. Volviendo al mismo ejemplo, si la reacción (1) transcurre a una velocidad despreciable y las reacciones (2) y (3) son rápidas, vemos cómo es posible, mediante un catalizador, C, obtener AB rápidamente.

No siempre los catalizadores se emplean para aumentar la velocidad de una reacción, sino que también se utilizan para disminuirla. A los primeros se los denomina catalizadores positivos y a los segundos catalizadores negativos. En general, el término catalizador se refiere a los procesos de c. positiva, a no ser que se especifique lo contrario.

Puesto que el catalizador se recupera al final de la reacción, su energía libre no cambia y, por tanto, no contribuye a la variación de la energía libre total del proceso; como consecuencia de esto, un catalizador no altera el valor de la constante de equilibrio de la reacción (V. REACCIONES czuíMICAS), que está íntimamente relacionada con el cambio de energía libre, y, por consiguiente, no modifica la posición del equilibrio. El catalizador permite que el equilibrio se alcance más rápidamente, y, como consecuencia, la velocidad de la reacción en sentido directo se aumenta en la misma cuantía que en sentido inverso.

En general, la actividad catalítica se explica por un cambio en el mecanismo de la reacción. El mecanismo para una reacción no catalizada implica etapa con altas energías de activación, mientras que, utilizando catalizador, la energía de activación de estas etapas es baja, aumentándose así la eficacia de las colisiones entre las moléculas, por lo cual se incrementa la velocidad de la reacción.

Características de los catalizadores. 1) La acción de los catalizadores es específica, esto es, sólo catalizan determinada reacción en unas condiciones concretas de presión y temperatura. Así, el monóxido de carbono y el hidrógeno, en presencia de un catalizador de níquel, a 380° C y a la presión atmosférica, forman metano y dióxido de carbono:

2CO+2H2 -->CH4+CO2

mientras, que a 300° C y 300 atmósferas de presión, en presencia de un catalizador compuesto de óxido de cinc con un 10% de óxido crómico (Cr203), forman alcohol metílico:

CO + 2 H2 --> CH30H

Algunas veces, como en el último ejemplo citado, una sustancia (el Cr203) aumenta la actividad catalítica del catalizador principal (el ZnO), y entonces se le llama promotor.

2) En muchos casos, la forma física del catalizador es importante; así, en la formación de trióxido de azufre a partir de dióxido de azufre y oxígeno, se utiliza como catalizador platino finamente dividido, mientras que en la oXIdación del amoniaco para dar óxido nítrico.

4 NH3+5 02 --> 4 NO+6 H2O

se emplea malla de platino, porque el platino finamente dividido es demasiado activo y provoca pérdidas al favorecer la reacción siguiente:

4 NH3+ 3 02 --> 2 N2+6 H2O

3) Una cantidad muy pequeña de catalizador puede ser suficiente para acelerar una reacción. Titoff (1903) halló que un átomo-gramo de ion cúprico ejercía una acción perceptible favoreciendo la oXIdación de 10’2 cm3 de dióxido de azufre o de sulfitos en disolución.

4) El aumento en la velocidad de reacción puede ser proporcional a la cantidad de catalizador presente. Así, p. ej., la velocidad de hidrólisis (v.) del acetato de metilo puede aplicarse a la determinación de la concentración de ion hidrógeno, que actúa como catalizador.

5) Los catalizadores no sufren ningún cambio químico permanente. Conviene, no obstante, hacer notar que pueden aparecer al final del proceso en un estado físico diferente, como ocurre en el caso del hilo de platino, que se emplea en la oXIdación del amoniaco, que se vuelve rugoso.

6) Los catalizadores pueden sufrir el fenómeno conocido por envenenamiento, que consiste en la reducción o pérdida de su actividad catalítica producida por pequeñas cantidades de cuerpos extraños. El intenso efecto catalítico del platino en la oXIdación del S02 a S03, conocido a principios del siglo pasado, no se podía aplicar en la práctica debido a que el catalizador perdía muy pronto su actividad. Más tarde, cuando los gases reaccionantes se obtuvieron en un estado de elevada pureza, libres de compuestos de arsénico, fue posible llevar a cabo la reacción.

Clasificación de las reacciones catalíticas. Se clasifican en dos grupos: c. homogéneas y heterogéneas.

Catálisis homogénea. La c. es homogénea cuando el catalizador y el sustrato se encuentran en el mismo estado de agregación en una fase común. A este tipo pertenecen las reacciones gaseosas con catalizador gaseoso y las reacciones en disolución, cuando el catalizador y el sustrato están disueltos en el mismo disolvente.

En la c. homogénea cabe admitir que el catalizador forma un compuesto intermedio con el sustrato o con otro participiante en la reacción, el cual, a su vez, reacciona liberando el catalizador. Éste es el caso del ejemplo propuesto anteriormente con los compuestos A y B y el catalizador C. Se admite, además, que el producto intermedio formado, AC, es muy inestable, o sea, muy reactivo. Esta teoría sobre el mecanismo de la c., que parece ser aplicable a un gran número de casos, es la teoría del compuesto intermedio, propuesta por Clement y Desormes en 1806 para explicar la acción catalítica del óxido de nitrógeno en el proceso de las cámaras de plomo. En este proceso, la mezcla de dióxido de azufre, oxígeno y vapor de agua se convierte en ácido sulfúrico, en presencia de gases nitrosos, según:

2 S02+02+2 H20 --> 2 S04H2(4)

El dióxido de nitrógeno puede reaccionar con el dióxido de azufre y agua para formar ácido sulfúrico y óxido nítrico:

S02+N02+H20 --> S04H2+NO(5)

y el óxido nítrico se oXIda, mediante el oxígeno del aire, a dióxido de nitrógeno, que vuelve a entrar de nuevo en la reacción:

NO + 2 02 --> N02(6)

La suma de las reacciones (5) y (6), multiplicadas por dos, da la (4). En este caso el catalizador es el NO y el compuesto intermedio el N02.

Entre los casos más interesantes de c. homogénea se encuentran las reacciones catalizados por ácidos y bases. Esta c. ácido-base es de suma importancia, pues rige las velocidades de reacción de un gran número de reacciones orgánicas y, en especial, muchos de los procesos de química fisiológica, ya que muchos de los enzimas actúan como catalizadores ácido-base. Los primeros estudios en este terreno se deben a Kirchhoff, quien en 1812 estudió la transformación del almidón en glucosa por acción de los ácidos diluidos, y a Thenard, quien estudió en 1818 la descomposición del peróxido de hidrógeno en disoluciones alcalinas.

Catálisis heterogénea. Un proceso catalítico es heterogéneo cuando el catalizador y el sustrato están en dos fases distintas. En este caso la reacción se produce en la superficie de separación de las dos fases. Dentro de este tipo de c. la reacción más frecuente e importante es aquella en que el catalizador es sólido y el sustrato es líquido o gaseoso. A la c. heterogénea también se la llama c. de contacto. A este tipo de c. pertenecen también muchas reacciones gaseosas en las que no se adiciona ningún catalizador, si bien actúa en este sentido la pared del recipiente, por lo cual se las llama de pared.

Para explicar el mecanismo de la c. heterogénea cabe suponer, por analogía con la c. homogénea, que el catalizador forma con el sustrato un auténtico compuesto químico intermedio, aunque también podría pensarse que sólo se produce un proceso físico en el límite de las dos fases, es decir, una adsorción (v. ABSORCIÓN Y ADSORCIÓN) de las moléculas del sustrato en la superficie de la sustancia de contacto, nombre que se da también al catalizador en este tipo de reacciones.

Entre las propiedades físico-químicas que han de tenerse en cuenta para la valoración de la eficacia de un catalizador sólido se encuentra la superficie específica de éste, que se expresa en metros cuadrados por gramo de sólido; además, ha de tenerse en cuenta la energía superficial del catalizador, que es una magnitud independiente de la superficie específica, pero que está directamente relacionada con las irregularidades geométricas de la superficie, así como con la concentración de puntos activos en ésta, constituidos por átomos o iones de la superficie, ricos en energía.

En general, en los procesos de c. heterogénea, pueden distinguirse las siguientes etapas: a) difusión de los cuerpos reaccionantes hacia la superficie del catalizador; b) unión de los cuerpos reaccionantes con el catalizador, bien con formación de un compuesto bidimensional de superficie, bien por medio de una adsorción física; c) reacción entre las sustancias iniciales para dar los productos resultantes; d) adsorción de los productos resultantes; e) difusión de los productos resultantes alejándose de la superficie del catalizador.

Corrientemente, las etapas a) y e) son las más rápidas, mientras que la c) suele ser la más lenta de todas y, por tanto, la que regula la velocidad de la reacción (principio del cuello de la botella).

Aplicaciones. Las aplicaciones de la c. adquieren cada día más interés; basta con citar los procesos catalíticos de craqueo de petróleos, que ocupan en la industria química un lugar preponderante. En la actualidad, muchas de las investigaciones que se realizan en el campo de la Química van dirigidas a la preparación de catalizadores selectivos para los procesos químicos más importantes, con lo cual se vienen aumentando las posibilidades de síntesis de nuevas sustancias y se está consiguiendo un mayor rendimiento económico en la industria química moderna.

V. t.: REACCIONES QUÍMICAS.

J. DE D. LÓPEZ GONZÁLEZ.

BIBL.: S. GLASSTONE, Tratado de Química Física, 4 ed. Madrid 1961; G. JANDER y H. SPANDAU, Química Inorgánica y General, Barcelona 1965; W. J. MOORE, Química Física, Barcelona 1953; J. R. PARTINGTON, General and Inorganic Chemistry, 4 ed. Nueva York 1966.