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Catálisis

1835
  • Jöns Jacob Berzelius
Químico realizando un experimento de catálisis en un laboratorio histórico.

(Imagen generada únicamente con fines ilustrativos)

La catálisis es el proceso de aumentar la velocidad de una reacción química añadiendo una sustancia conocida como catalizador. Los catalizadores no se consumen en la reacción y permanecen inalterados. Funcionan proporcionando una vía de reacción alternativa con una energía de activación más baja ([latex]E_a[/latex]), acelerando así tanto la reacción directa como la inversa sin alterar la termodinámica general ([latex]\Delta H[/latex]).

El principio fundamental de la catálisis reside en su capacidad para alterar la cinética de una reacción química sin afectar a su termodinámica. Un catalizador introduce un nuevo mecanismo de reacción, que a menudo implica uno o más pasos intermedios. Para una reacción A + B → C, un catalizador C’ podría participar de la siguiente manera: A + C’ → AC’ y después AC’ + B → C + C’. El catalizador C’ se regenera al final del proceso. Esta vía alternativa tiene una energía de estado de transición más baja en comparación con la reacción no catalizada. La ecuación de Arrhenius, [latex]k = Ae^{-E_a/(RT)}[/latex], muestra que una menor energía de activación ([latex]E_a[/latex]) conduce a un aumento exponencial de la constante de velocidad de reacción (k). Es importante destacar que el catalizador no modifica el cambio de energía libre de Gibbs ([latex]\Delta G[/latex]) ni la constante de equilibrio ([latex]K_{eq}[/latex]) de la reacción. Sólo afecta a la velocidad a la que se alcanza el equilibrio. Este concepto fue descrito formalmente por primera vez por Jöns Jacob Berzelius en 1835, quien observó que ciertas sustancias podían acelerar las reacciones sin consumirse, acuñando el término “catálisis” a partir de palabras griegas que significan “disolver” o “descomponer”.

Este principio se visualiza mediante diagramas de coordenadas de reacción, donde la vía catalizada muestra un pico de energía (estado de transición) más bajo que la no catalizada. Si bien la diferencia de energía total entre reactivos y productos permanece constante, la barrera energética a superar se reduce significativamente. Esto permite que una mayor proporción de moléculas de reactivo posea suficiente energía para reaccionar al colisionar, lo que resulta en una velocidad de reacción más rápida a una temperatura dada.

UNESCO Nomenclature: 2202
- Química física

Tipo

Proceso químico

Ruptura

Fundacional

Uso

Uso generalizado

Precursores

  • conceptos alquímicos de la piedra filosofal
  • Observaciones de la fermentación por Louis Pasteur
  • Los trabajos de Humphry Davy sobre el efecto del platino en la combustión de gases
  • Descubrimiento del cloro por Carl Wilhelm Scheele, que más tarde se utilizó en reacciones catalizadas

Aplicaciones

  • síntesis química industrial (por ejemplo, amoníaco, ácido sulfúrico)
  • refinación de petróleo
  • producción de polímeros
  • control de la contaminación (convertidores catalíticos)
  • fabricación farmacéutica

Patentes:

NA

Ideas para posibles innovaciones

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Relacionado con: catálisis, catalizador, energía de activación, velocidad de reacción, cinética química, termodinámica, vía de reacción, Jöns Jacob Berzelius, equilibrio, estado de transición.

Contexto histórico

Catálisis

1831
1832
1834
1835
1838
1841
1845
1831
1831
1833
1834
1836
1839-01-01
1842
1847

(Si la fecha es desconocida o no es relevante, por ejemplo "mecánica de fluidos", se proporciona una estimación redondeada de su aparición notable)

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