La catalisi eterogenea avviene per interazione di una molecola di reagente con atomi o gruppi atomici, detti centri attivi presenti su una superficie solida.
Burwell ha proposto un’analogia tra un processo catalitico eterogeneo e una reazione a catena:
se si indica con * un centro attivo, cioè, nell’analogia un radicale libero nella reazione a catena o un gruppo di atomi superficiali nella reazione catalitica, l’analogia può essere illustrata dal seguente schema:
| Reazione | Terminologia della reazione a catena | Terminologia della catalisi eterogenea |
| Catalizzatore → * | Iniziazione della catena | Preparazione ed attivazione del catalizzatore |
| A + * → A*B + * → B*A* + B* → AB + 2 * | Propagazione della catena | Reazione radicalica |
| A + B → AB | Reazione globale | Reazione globale |
| P + *→ P* | Terminazione della catena | Avvelenamento del catalizzatore |
Poiché l’azione catalitica dei solidi si svolge sulle loro superfici è legittimo domandarsi quanta superficie sia necessaria per catalizzare un determinato processo.
Catalizzatore
Innanzi tutto si deve considerare il catalizzatore in esame; nella applicazioni pratiche della catalisi si è rilevato che un buon catalizzatore deve essere in grado di trasformare circa 10-6 mol/s di reagente per ogni centimetro cubico di materiale catalitico. Su tale base si cerca di valutare l’ammontare di superficie necessaria per svolgere l’azione catalitica. E’ ovvio che il numero di molecole che reagiscono non può superare quello delle molecole che collidono sulla superficie.
La teoria cinetica dei gas permette di calcolare questo numero: riferendosi all’unità di tempo e di superficie il numero di collisioni è espresso da un quarto del prodotto della velocità media delle molecole u per la concentrazione C:
N = ¼ u C = P /√2πmkT
(molecole cm-2 s-1)
Essendo P la pressione del gas, m la massa delle molecole, T la temperatura e k la costante di Boltzmann. Ad esempio, un gas di peso molecolare 200 a 500°C e a pressione atmosferica risulta che N ≅ 2.3 ∙ 1022 molecole cm-2 s-1.
Equazione di Arrhenius
In realtà la catalisi costituisce un processo attivato le cui velocità segue l’ equazione di Arrhenius per cui può essere trasformata solo la frazione f = e-EA/RT delle molecole che collidono. Inoltre si deve ragionevolmente supporre che solo una frazione α ≤ 1 della superficie possa essere cataliticamente attiva. Ne consegue, pertanto, che la superficie S del reattore (cm2 · cm-3 di volume del reattore) si potrà derivare dalla seguente condizione:
Nα S -EA/RT ≥ 10-6 ·No
I reagenti per processi a catalisi eterogenea devono essere molto puri onde evitare i rischi di avvelenamento. La catalisi eterogenea ha il vantaggio di poter essere spesso applicata a processi continui, in cui un flusso di gas passa a contatto con il catalizzatore solido.
Gli svantaggi sono essenzialmente rappresentati dall’alto costo dei catalizzatori, solitamente a base di metalli pregiati come platino, palladio e rodio o di ossidi come V2O5, ad alta area superficiale, e dalla loro relativa facilità di deterioramento, sia per motivi meccanici (frantumazione, sinterizzazione) che chimici (avvelenamento).
Esempio
Come esempio di catalisi eterogenea consideriamo la reazione tra idrogeno e ossigeno con ottenimento di acqua:
2 H2 + O2 → H2O
Tale reazione avviene usando il nero di platino come catalizzatore. Questo adsorbe sulla superficie le molecole di idrogeno allentando legame forte tra i due atomi di idrogeno presenti nella molecola. Tali molecole investite da molecole di ossigeno possono dar luogo alla reazione con formazione di acqua che si allontana dalla superficie del catalizzatore venendo sostituite da molecole di idrogeno.
In condizioni normali, infatti, a causa della forza di legame tra i due atomi di idrogeno presenti nella molecola H2 questa non reagisce con l’ossigeno.
Il nero di platino catalizza anche altre reazioni che comportano la scissione del legame tra i due atomi di idrogeno nella molecola H2 come, ad esempio la reazione: H2 + Cl2 → 2 HCl