Catalisi e velocità di una reazione- Chimica

La catalisi può essere di tipo omogeneo o eterogeneo a seconda della fase con cui si trova il catalizzatore

Alcune sostanze, denominate catalizzatori dal chimico svedese Berzelius, hanno la caratteristica di accelerare le reazioni apparentemente senza prendere parte ad esse.

A volte, per rallentare una reazione troppo veloce, può essere usato un catalizzatore negativo che ha lo scopo di rallentare la reazione.

Il catalizzatore esplica la sua azione combinandosi con i reagenti per cui la reazione procede attraverso una successione di stati intermedi. Si formano infatti complessi attivati che richiedono un’energia di attivazione minore a quella della reazione non catalizzata.

Profilo energetico

Questo concetto può essere illustrato graficamente nella figura seguente basandoci sul profilo energetico:

quando le molecole si avvicinano le une alle altre la loro energia totale cambia poco fino a che non si trovano vicinissime.

Ecco perché la prima parte della curva a sinistra è piatta. Quando le molecole si trovano a pochi nanometri l’una dall’altra, cominciano ad entrare in gioco sia le forze di repulsione tra i nuclei entrambi positivi che quelle tra le nubi elettroniche entrambe negative. Il picco del profilo energetico rappresenta una barriera energetica che deve essere superata prima che i legami si allunghino e si spezzino per permettere la formazione dei prodotti.

L’altezza della barriera energetica, rispetto al livello energetico iniziale dei reagenti, costituisce l’energia di attivazione della reazione. Naturalmente, solo quelle molecole che possiedono una quantità di energia sufficiente per superare tale barriera saranno in grado di dare i prodotti di reazione.

Alla sommità della curva, le molecole reagenti formano il complesso attivato ad alto contenuto energetico.

Questo complesso attivato può spezzarsi, in modo da formare le molecole dei prodotti che si trovano sul lato destro del profilo energetico, oppure separarsi nelle molecole originali.

L’uso del catalizzatore opportuno abbassa l’energia della reazione accelerandola.

Il catalizzatore fa sì che la rottura e la ridistribuzione dei legami abbiano luogo a valori minori di energia di attivazione, in modo che un numero molto più alto di molecole possa superare la barriera energetica.

Le molecole devono quindi possedere una velocità e quindi un’energia cinetica sufficiente per poter vincere queste forze repulsive.

Proprietà di un catalizzatore

Un catalizzatore deve possedere le seguenti caratteristiche :
1) si deve ritrovare alla fine della reazione chimicamente inalterato : in generale se la reazione non catalizzata avviene nel seguente modo :

A + B → P

In presenza di un catalizzatore X il decorso della reazione può essere così descritto :

A + X → AX

AX + B → P + X

2) il catalizzatore accelera o decelera la reazione senza alcuna influenza sulla posizione dell’equilibrio della reazione stessa ovvero fa variare nella stessa misura la velocità della reazione diretta e la velocità della reazione inversa.

3) il catalizzatore esercita la sua azione anche se presente in piccole quantità : esso può trovarsi nella stessa fase dei reagenti e in tal caso si parla di catalisi omogenea o in fase diversa rispetto a quella dei reagenti e in tal caso si parla di catalisi eterogenea.

Catalisi omogenea

Nel caso di catalisi omogenea la velocità della reazione dipende anche dalla concentrazione del catalizzatore. La reazione procede attraverso una sequenza di intermedi con formazione di composti instabili catalizzatore-reagenti i quali hanno energia di attivazione più basse rispetto alla reazione non catalizzata.

Ad esempio, nella decomposizione termica dell’etanale, in assenza di catalizzatore si rileva una reazione lenta che dà come risultato di reazione metano e monossido di carbonio :
CH₃CHO → CH₄ + CO (Lenta)

In presenza, invece di vapori di iodio che funge da catalizzatore è proposto il seguente meccanismo :

CH₃CHO + I₂ → CH₃I + HI+ CO ( Veloce)

CH₃I + HI → CH₄ + I₂ ( Veloce)

Catalisi eterogenea

Quando il catalizzatore si trova in una fase diversa da quella delle sostanze reagenti si parla di catalisi eterogenea: in genere il catalizzatore è un solido (metallo, un ossido, un sale) mentre i reagenti sono in fase liquida o gassosa.

In tal caso, l’attività catalitica dipende dalla superficie di contatto catalizzatore-reagenti, per cui il catalizzatore viene usato in forma spugnosa o polverizzato.

La superficie del catalizzatore deve inoltre presentare centri attivi ovvero zone irregolari nella disposizione degli atomi, che presentano in tal modo valenze non completamente saturate dagli altri atomi del reticolo cristallino.

Ciò rende possibile la combinazione degli atomi del catalizzatore con le molecole del reagente, con formazione dei complessi attivati caratterizzati da energia di attivazione minore rispetto alla reazione non catalizzata il che comporta un aumento della velocità della reazione. Tra catalizzatore e reagenti si verifica la formazione di composti intermedi, che differiscono dai composti veri e propri per il fatto che gli atomi del metallo rimangono ancora legati agli atomi del reticolo cristallino: in tal modo si vince l’inerzia chimica dei reagenti facilitando lo stadio finale della reazione.

Un catalizzatore solido ha così la funzione di indebolire i legami presenti nelle molecole di reagente il che permette il raggiungimento più rapido dei prodotti di reazione.

Fasi

Le fasi di una catalisi eterogenea possono essere così sintetizzate :

• Diffusione delle molecole reagenti sulla superficie del catalizzatore solido
• Adsorbimento chimico, fisico, o chimico fisico delle molecole dei reagenti sui centri attivi della superficie del catalizzatore
• Formazione dei complessi attivati catalizzatore-reagenti
• Formazione dei prodotti finali dai composti intermedi e ripristino del catalizzatore
• Deadsorbimento dei prodotti che si allontanano dalla superficie

Come esempio di catalisi eterogenea consideriamo l’ossidazione del biossido di zolfo a triossido di zolfo usando il platino in qualità di catalizzatore:

SO₂ + ½ O₂→ SO₃

Il platino, combinandosi con l’ossigeno, permette l’apertura del doppio legame esistente nella molecola di O₂ che costituisce il maggiore ostacolo al decorso della reazione. Si ammette che si formi un ossido PtO₂ che cede quindi l’ossigeno alla molecola di SO₂.

Si fa notare che non esiste alcun modo per poter predire quale catalizzatore sia adatto a una reazione. Pertanto solo dopo diversi tentativi possono essere ottimizzate le condizioni cinetiche di una reazione.