FQ II 2ªU -Cinética Química

FQ II Capítulo 2 F S Herrera2

FQ II Capítulo 2

CINÉTICA DE REACCIONES HOMOGÉNEAS

Cinética de reacción.La cinética química es la rama de la fisicoquímica que se ocupa del estudio

de la velocidad a la que tienen lugar las reacciones, sus mecanismos y los efectos de las condiciones del ambiente que la rodea, incluyendo el papel de las concentraciones de los reactivos.

Dado que la termodinámica considera únicamente las relaciones de energía entre los reactivos y los productos de una reacción, sin señalar las etapas de paso, ni la rapidez con que se alcanza el equilibrio, la cinética complementa a la termodinámica al proporcionar información de la velocidad y mecanismos de transformación de los reactivos en productos.

No todas las reacciones son susceptibles de un estudio cinético

Algunas ocurren tan rápidamente que parecen instantáneas y no es posible determinar su velocidad o se requieren procedimientos especiales para determinarla, como es el caso de las reacciones iónicas, las explosiones y otras de las cuales N2O4 2 NO2 es un ejemplo.

Otras, son tan lentas a temperaturas ordinarias, que para observar un cambio perceptible se necesitan meses o años.

Entre estos extremos están las reacciones cuyas velocidades se pueden valorar, como es el caso de las reacciones entre gases o las sustancias en solución, tanto orgánicas como inorgánicas.

La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias, temperatura y concentración de los reactivos.

Por ejemplo:

Un incremento en la temperatura produce normalmente un aumento en la velocidad de la reacción. Muchas veces un aumento de 10º en la temperatura duplica la velocidad y en ocasiones el efecto es mayor.

De la misma manera, un aumento en la concentración origina una aceleración en la velocidad de la reacción, esta no permanece constante sino que es máxima al comienzo y decrece a medida que se van consumiendo los reactivos.

Además, muchas reacciones se ven influidas por la presencia de catalizadores (sustancias con capacidad de acelerar o disminuir la velocidad de la reacción sin formar parte directa de ella) y se dice que las reacciones son catalizadas.

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Si el catalizador es una luz, se dice que es una reacción fotoquímica.

Cinéticamente las reacciones se clasifican en:

Homogéneas si ocurren en una sola fase yHeterogéneas si ocurren en dos o más fases.

Fase: es la porción homogénea de un sistema, físicamente diferenciable y separable mecánicamente.

Ejemplo: El agua que está en un recipiente, en un congelador, puede estar en forma liquida, sólida y gaseosa, al mismo tiempo, entonces se dice que está en tres fases.

La velocidad de una reacción se puede expresar:

- En función del número de moles de reactivo transformados en un volumen unitario por unidad de tiempo.

- En función de la velocidad de formación de un producto.

Si la unidad de volumen es el litro, entonces las concentraciones se darán en molaridades.

Para el estudio de las velocidades de reacción se acostumbra:

Separar en porciones del sistema reaccionante de tiempo en tiempo y analizar estas porciones, utilizando los procedimientos químicos usuales de

- titulación, - formación de precipitados, - etc.

o bien, midiendo una propiedad física o química por

- su coloración, - el índice de refracción, - la actividad óptica, - la conductividad, - el pH o - el potencial de un electrodo adecuado.

Al separar una muestra es probable que la reacción continúe antes de realizar todas las pruebas necesarias o de terminarlas completamente, con lo que los resultados obtenidos pueden tener errores; por lo que se deberán enfriar las porciones, tan pronto como sea posible, una vez separadas de la mezcla de reacción. Técnica conocida como congelación del equilibrio.

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Orden y grado molecular de las reacciones.

La velocidad vr de una reacción química es aquella a la que las concentraciones de las sustancias reaccionantes varían con el tiempo, o sea

vr = -

donde c es la concentración del reactivo y t es el tiempo.

La derivada de la concentración con respecto al tiempo, es con signo negativo ya que la concentración disminuye con el tiempo.

Ley de acción de masas. La velocidad de una reacción en cada instante, es proporcional a la

concentración de los reactivos, con cada concentración elevada a una potencia igual al número de moléculas de cada especie que participa en el proceso.

Ejemplo:a) Si A productos, entonces la velocidad es proporcional a CA

b) Si 2 A productos, entonces la velocidad es proporcional a CA2

c) Si A + B productos, entonces la velocidad es proporcional a CA CB

d) Si A + 2 B productos, entonces la velocidad es proporcional a CA CB2

e) Si 2 A + B productos, entonces la velocidad es proporcional a CA

2 CB

f) etc.

Orden de reacciónSe define orden de reacción a la suma de todos los exponentes a que se

encuentran elevadas las concentraciones en la ecuación de velocidad.

Así cuando la velocidad de una reacción está dada por

vr = - = k C1n1 C2

n2 C3n3 …

donde k es la constante de proporcionalidadn1, n2, n3, es la orden de reacción de los constituyentes individuales

entonces el orden total de reacción está dado por:n = n1 + n2 + n3 + …

de esta manera en los ejemplos anteriores:Ejemplo:

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a) Si A productos, entonces la velocidad es proporcional a CA

es de primer orden CA

b) Si 2 A productos, entonces la velocidad es proporcional a CA2

de segundo orden CA2

c) Si A + B productos, entonces la velocidad es proporcional a CA CB de segundo orden CA CB

d) Si A + 2 B productos, entonces la velocidad es proporcional a CA CB2

es de tercer orden CA CB2

e) Si 2 A + B productos, entonces la velocidad es proporcional a CA2 CB

es de tercer orden CA2 CB

Sólo se conocen unos cuantos casos de tercer orden y no se conocen de orden superior.

Si no aparecen términos de concentración en la ecuación cinética, se dice que la reacción es de orden cero.

Grado molecular

Se define grado molecular como el número de moléculas comprendidas en la etapa que conduce a una reacción.

Así, las reacciones pueden ser: unimoleculares (como el inciso a ),

bimoleculares (ejemplos b y c ),

trimoleculares ( d y e ),

etc., dependiendo de si una, dos, tres, o más moléculas están involucradas

en la velocidad de la etapa determinante de una reacción.

El orden y el grado molecular de reacción no siempre se pueden predecir a partir de la ecuación estequiométrica de una reacción, sino que cada una de ellas debe investigarse cinéticamente para conocerlas.

Cuando el orden de una reacción concuerda con la ecuación de la velocidad, obtenida mediante la ley de acción de masas aplicada a la ecuación estequiométrica de la reacción, es muy probable que la reacción procede según la ecuación química.

En caso contrario, habrá que buscar un mecanismo acorde con el orden de la reacción observada y con la ecuación total del proceso.

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Al desarrollar las ecuaciones de velocidad en las reacciones de los diversos órdenes, procederemos, suponiendo que el grado molecular y el orden son idénticos y cuando sea necesario haremos la distinción entre los dos.

Reacciones de primer orden.

Según la ley de acción de masas:

A productos

Entonces

vr = - = k1CA

donde k1 es la constante de velocidad especifica o velocidad específica o constante específica de la velocidad de la ecuación de primer orden, con un valor igual a

k1 = -

Si a es la concentración inicial de A y x es el decremento de A en el instante t

entonces CA = a – x en el instante t

vr = -

de esta manera

vr = dx / dt = k1 (a-x)

Es la velocidad de una reacción de primer orden en función de la concentración inicial y de la cantidad de sustancia que ha reaccionado.

Si la ecuación vr = dx / dt = k1 (a-x) se integra

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Teniendo en cuenta que al comenzar la reacción, el tiempo y el decremento, valen cero y que después de un tiempo t el decremento vale x, resulta que:

ln a / (a-x) = k1 t

ln a / CA = k1 t

Ecuación que debe de cumplir toda reacción de primer grado para ser considerada como tal

Para saber si una reacción en particular cumple la ecuación, se despeja el valor de k1

k1 = (1 / t) ln a / (a - x)

y se obtienen valores sucesivos de dicha k1 a ciertos intervalos de tiempo t del reactivo.

Si la reacción es de primer orden se obtienen una serie de valores de k1 que son iguales dentro del margen de error de la experiencia.

Si los valores presentan un variación apreciable, entonces la reacción no es de primer orden.

Ejemplos de reacciones de primer orden son:

Las disociaciones térmicas del óxido nitroso, pentóxido de nitrógeno, acetona, aldehído propiónico, algunos éteres alifáticos, compuestos de grupo azo, aminas, bromuro etílico y la isomerización del d-pineno al dipenteno; siendo el ejemplo más típico de estas descomposiciones térmicas las del Azoisopropano en hexano y nitrógeno.

(CH3)2 CHN = NCH (CH3)2 C6 H14 + N2

Problema 1: La constante de velocidad para la descomposición del diacetón –alcohol a 25 ºC, usando hidróxido de sodio 0.02 M como catalizador, tiene un valor de 0.0455 min-1. Calcular la concentración del diacetón–alcohol después de 20 min., si la concentración inicial fue de 0.06 moles por litro. Resp: 0.0241 M

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Si consideramos que:

La concentración inicial a , es proporcional a la presión inicial Pi , CA = (a – x) es proporcional a PA en el instante t

y ademásLn = 2.303 log

Entonces resulta que

k1 = (1 / t) ln a / (a - x)

se transforma en:

k1 = (2.303 / t) log Pi / PA

Descomposición del Azoisopropano

a 270 ºC

t (seg) P (mm Hg) k1 (seg -1)0 35.15 -

180 46.30 2.12 x 10 -3

360 53.90 2.11 “540 58.85 2.07 “720 62.20 2.03 “

1020 65.55 1.96 “Valor promedio = 2.06 x 10 -3

Fuente : Ramsperger (1928)

Como k1 presenta una constancia satisfactoria, la descomposición del Azoisopropano, es una reacción de primer orden.

Si consideramos en la descomposición del azoisopropano

(CH3)2 CHN = NCH (CH3)2 C6 H14 + N2

que: Pi es la presión inicial del azoisopropanoP es la presión total PA y x la presión y el descenso de la presión en el instante t

Entonces en cada etapa de la reacción , se cumple que:

PA = Pi – x

PN 2 = PC6H14 = xy la presión total del sistema será

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P = PA + PN 2 + PC6H14

P = (Pi – x) +x +x

P = Pi + x

De ahí que

X = P - Pi

Si sustituimos este valor en PA queda:

PA = Pi – x = Pi – (P - Pi )

PA = 2 Pi – P

entonces

k1 = (2.303 / t) log Pi / PA

queda

k1 = (2.303 / t) log Pi / (2 Pi – P)

Usando un razonamiento semejante Cain y Nicoll (1902) trabajando con cloruro de diazobenceno, establecieron que

k1 = (2.303 / t) log a / a - x = (2.303 / t) log Vi / Vi - V

Período de vida media de la reacción ( t 1/ 2 )Es el tiempo necesario para que la concentración original se reduzca

a la mitad.En estas condiciones a – x = a /2

Entonces, si ln a / (a-x) = k1 t

resulta que t = (1/k1 ) ln a / (a-x)

entonces t 1/ 2 = (1/k1 ) ln a / (a/2)

t 1/ 2 = (1/k1 ) ln 2

t 1/ 2 = 0.693 / k1

o bien

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k1 = 0.693 / t 1/ 2

De acuerdo a estos resultado el período de vida media de una reacción es independiente de la concentración original, es decir , en reacciones de primer orden se tarda el mismo tiempo en reducir la mitad de la concentración inicial, sin importar cuanto había en un principio.

Por lo tanto, si se determina experimentalmente el valor de t 1/ 2 para un número de diferentes concentraciones iniciales y si los valores obtenidos son iguales, entonces la reacción es de primer orden.

Problema 2:En la descomposición del pentóxido de nitrógeno (N2O5), en estado gaseoso a 35 ºC, se encontró las siguientes fracciones (de pentóxido de nitrógeno) descompuestas, en los períodos indicados:

Fracción descompuesta

tmin

0.148 200.274 400.382 600.551 100

Calcular el valor de la constante de velocidad y el período de vida media para la reacción. Resp: K1 = 0.008 min-1 , t1/2 = 86.4 min

Resolver los problemas 1, 4, 5 y 6, de Maron & Prutton, capítulo 13

REACCIONES DE SEGUNDO ORDEN.

A + B Productos

Si designamos por a y b a las concentraciones iniciales de A y B respectivamente y x el decremento de la concentración, en el tiempo t , la velocidad de la reacción de segundo orden queda:

v = dx/dt = k2 (a – x) (b – x)

de la cual por integración de la ecuación de cero a x y de cero a t nos da que:

2.303 / ( a - b) log (a - x) / (b – x) = k2 t - 2.303 / ( a - b) log b / a

de donde : k2 = 2.303 / t( a - b) log b (a - x) / a (b – x) Si 2 A productos

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entonces v = dx/dt = k2 (a – x)2

yk2 = 1 / a t x / ( a - x )

Si a es proporcional a Pi entonces:

k2 = 1 / Pi t x / ( Pi - x )

El método de vida media no puede utilizarse en reacciones donde se tienen dos concentraciones diferentes, A y B, pero si es utilizable cuando son iguales o cuando las moléculas que reaccionan son idénticas, en este caso:

t 1/ 2 = 1/ (k2 a)

es decir para una reacción de segundo orden el período de vida media es inversamente proporcional a la primera potencia de la concentración inicial.

El período de vida media para cualquier reacción de orden n se puede expresar como

t 1/ 2 1 / a n-1

donde quiere decir proporcional a

La constante de proporcionalidad depende del orden de la reacción y es :

(Ln 2) / k1 para el primer orden,

1 / k2 en el segundo y

3 / (2 k 3 ) en el tercero.

Son reacciones típicas y comunes de segundo orden:- las disociaciones térmicas del yoduro de hidrógeno, dióxido de

nitrógeno, ozono, monóxido de cloro, cloruro de nitrosilo, formaldehído, y acetaldehído;

- -la combinación del hidrógeno y yodo para producir yoduro de hidrógeno;

- la polimerización del eteno; - la hidrogenación del etileno y otras.

Problema 3: En la saponificación del acetato de metilo a 25 ºC mezclando volúmenes iguales de hidróxido de sodio y acetato de metilo 0.01 M se encontró que:

10


Tiempo (min)

Concentración encontrada de la baseCA

3 0.007435 0.006357 0.0055210 0.0046415 0.0036321 0.00290

a) Calcular el valor de la constante de velocidadb) Calcular el período de vida media de la reacción.Respuesta:

a) Se puede utilizar cualquier pareja de datos, por ejemplo si consideramos los valores para t = 10 min y CA = a - x = 0.00464 y sustituimos en la ecuación para A = B

k2 = 1 / a t x / ( a - x )k2 = 1 / 0.01(10) (0.01- 0.00464) / ( 0.00464)

k2 = 11.5 litro mol-1 min-1

b) t 1/ 2 = 1/ (k2 a) t 1/ 2 = 1/ (11.5 x 0.01) = 8.7 min

Problema 4. En un estudio de la saponificación del acetato de etilo en solución de hidróxido de sodio a 25 ºC, se encontró que la constante de velocidad es 6.5 L mol-1 min -1. Si las concentraciones iniciales de la base y del éster son 0.02 M para ambos, ¿Cuál será la concentración del éster al final de 20 min? ¿Cuantos minutos se requieren para reducir un 50 % la concentración inicial?

Resp: 0.0056 M, 7.7 min

Problema 5: Con los datos del problema 4, Calcular la concentración del acetato de etilo, cuando las concentraciones originales del éster y del hidróxido de sodio son 0.04 M para ambos y el tiempo transcurrido es de 20 min. Resp: 6.46 x 10 -3 M

Problema 6: Con los datos del problema 3, Calcular la concentración del acetato de metilo al final de 20 min a 25 ºC, cuando se mezclan volúmenes iguales de soluciones 0.01 de acetato de metilo e hidróxido de sodio a esta temperatura. Calcular el período de vida media para estas dos soluciones. Calcular el período de vida media si las dos soluciones fueran 0.02 M en acetato de metilo e hidróxido de sodio. Resp: 3.03 x 10 -3 M, 8.7 min, 4.35 minResolver los problemas 7 y 10, de Maron & Prutton, capítulo 13REACCIONES DE TERCER ORDEN.

A + B + C Productos

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Si designamos por a, b y c a las concentraciones iniciales de A, B y C respectivamente y x el decremento de la concentración de cada uno, en el tiempo t , la velocidad de la reacción de tercer orden queda:

v = dx/dt = k3 (a – x) (b – x) (c – x)

Si a = b

Entonces v = dx/dt = k3 (a – x)2 (c – x)

que por integración da para k3

Si se tiene 2 A + B productos

las concentraciones son (a-2x) y (b – x)entonces

v = dx/dt = k3 (a – 2 x)2 (b – x)y

Si es 3 A productos o bién a = b = c entonces

v = dx/dt = k3 (a – x)3

y el período de vida media

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t 1/ 2 = 3 / (2 k3 a2 )

Son reacciones homogéneas de gas la interacción del óxido nítrico con cloro, bromo, oxígeno, hidrógeno o deuterio.

Entre las reacciones en solución que son de tercer orden se encuentran las oxidación del sulfato ferroso en agua, la de los iones de yoduro y férricos en solución acuosa y la acción del cloruro de benzoilo y los alcoholes en solución de éter.

La descomposición del ácido hipobromoso respecto al ácido, es de tercer orden.

Resuelva el problema 13, de Maron & Prutton, capítulo 13

Reacciones seudomoleculares

Son reacciones que obedecen una ecuación de velocidad de primer orden, aunque en realidad son bi o trimoleculares.

Ejemplo:La descomposición del sulfuro de carbonilo en agua

COS + H2O CO2 + H2S

De acuerdo a la ley de acción de masas esta reacción debería ser de segundo orden, con la velocidad dependiente de la concentración del sulfuro de carbonilo y del agua.

Sin embargo, en la práctica se encuentra que es de primer orden, con la velocidad en función de la concentración del carbonilo e independiente del agua.

En general aparecen reacciones seudomoleculares siempre que uno o más reactivos permanecen constantes durante el curso de una reacción.

Lo mismo es válido en las reacciones catalizadas, en el caso de que el catalizador no cambie.

La descomposición del diacetonalcohol en acetona en solución acuosa, catalizada por los iones oxidrilo (es de primer orden respecto al alcohol), es también un ejemplo de reacciones seudomoleculares.

Reacciones reversibles

La formulación de las velocidades de reacción, supone que el proceso se efectúa en la dirección indicada sin una tendencia en sentido contrario.

Esto es justificable en las reacciones cuyo punto de equilibrio está inclinado del lado de los productos.

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Pero en algunos casos los productos formados inician una reacción opuesta, cuya velocidad aumenta conforme se acumula más producto, alcanzando finalmente un valor igual al de formación de los productos.

En este momento la velocidad total se hace igual a cero y el sistema está en equilibrio.

Este tipo de reacciones son conocidas como inversas o de oposición.

Ejemplo: k3

2 NO + O2 2 NO2

k2

2 NO + O2 2 NO2

La velocidad de formación del dióxido de nitrógeno es:

vf = ( dx/dt ) f = k3 (a – 2 x)2 (b – x)

y en la reacción inversa vr = ( dx/dt ) r = k2 ( 2 x)2

Como las velocidades son opuestas entre sí, entonces la resultante es la diferencia entre ambas:

v = vf - vr =

v = k3 (a – 2 x)2 (b – x) - k2 ( 2 x)2

Si en el equilibrio v = 0 entonces:

donde xe es el valor de x en el equilibrio (x .cantidad que ha reaccionado en el tiempo t).

Reacciones consecutivasLas reacciones químicas

k1 k2

A B C

que ocurren por etapas , son llamadas consecutivas.

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Cada etapa posee su velocidad y su constante de velocidad propias y estas dependen de las características de cada etapa.

Ejemplo: la descomposición del hipoclorito de sodio en soluciones alcalinas.

Reacciones paralelas

En este caso las sustancias que reaccionan , en lugar de proceder en una dirección dando un conjunto de productos, siguen varios caminos y producen simultáneamente una variedad de aquellos.

Ejemplo: En la nitración del fenol se forman p – y o – nitrofenoles simultáneamente

desde el fenol y ácido nítrico.

Energía de activación

Es la cantidad de energía que tienen que adquirir los reactivos para que sean capaces de convertirse en productos, es decir, las moléculas deben activarse primero antes de que puedan reaccionar y participar en la formación de productos.

Para calcular la energía de activación se aplica la relación

donde Ea es la energía de activación y T es la temperatura absoluta.

Problema 7: La constante de velocidad específica para la reacción del 2, 4 dinitroclorobenceno con piperidina tiene un valor de 1.11 a 25 ºC y 0.2 a 0 ºC, cuando la constante de velocidad específica está en litros por mol por minuto. Calcular la energía de activación. Resp. 11080 cal

Resolver los problemas: 19, 21 y 25 de Maron & Prutton, capítulo 13CATÁLISIS

Las velocidades de diversas reacciones se ven influenciadas por la presencia de “algo” que permanece sin cambiar al final del proceso. Ese factor que modifica la velocidad de la reacción se llama catalizador.

Catalizador. es un ente capaz de alterar la velocidad de una reacción.

La alteración de la velocidad de la reacción, puede ser de aumento o de disminución (catalizador negativo o inhibidor).

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El catalizador no se altera durante la reacción, aunque en algunos casos interviene en las reacciones intermedias, al final sale igual

Ejemplo:NO2 + SO2 = NO + SO3

NO + ½ O2 = NO2

NO2 + SO2 + NO + ½ O2 = NO + SO3 + NO2

Catalizador = NO2

No afecta la posición de equilibrio

O bien, podríamos decir que el catalizador afecta en la misma forma a productos y reactivos de la reacción.

No inicia la reacción

El catalizador puede ser: sólido, líquido, gaseoso, un rayo de luz, etc.

La catálisis puede ser homogénea y heterogénea, según que los componentes de la reacción (reactivos y catalizador), estén en la misma o en distinta fase.

La catálisis homogénea esta limitada a sistemas gaseosos y a sistemas líquidos. ver Tabla 13-9 de Maron & Prutton, pag. 597

En sistemas líquidos, varios casos de catálisis se pueden agrupar bajo el título general de catálisis acido-base.

Ejemplos de estos son la inversión del azúcar de caña y la hidrólisis de varios ésteres. Ambas reacciones son catalizadas por la acción de iones hidrógeno y la fuerza del ácido utilizado y su concentración determinan la velocidad de la reacción.

El mecanismo se puede explicar mediante la teoría de Lowry-BrΦnsted. El ácido dona un protón al azúcar o a la sustancia que intervenga en la reacción de que se trate, así la molécula reaccionante actúa como aceptora de protones, es decir como una base.

Entonces, se forma un complejo XH+ que interviene en otra reacción para formar los productos, cediendo el protón al agua presente para formar el H3O+ que a su vez, vuelve a suministrar el protón a otra molécula X. En esta serie de pasos el compuesto XH+ es un compuesto intermedio.

La enolización de la acetona es un ejemplo de este tipo de acción.

H+ + CH3COCH3 = CH3C+(OH)CH3 = CH3C(OH)CH2 + H+

Además de las reacciones ácido-base , muchas reacciones catalíticas ocurren en el estado líquido, como la formación de éter etílico a partir de etanol en presencia de ácido sulfúrico y la descomposición del peróxido de hidrógeno en presencia de iones yoduro o bromuro.

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En muchos casos el mecanismo de formación de un compuesto intermediario es conocido y sencillo, pero en otros casos, como en el peroxido de hidrógeno, es complicado establecer la naturaleza exacta del compuesto intermediario.

La catálisis heterogénea puede ser gases-metal, soluciones-metal, soluciones en contacto, etc. En este tipo de reacciones es común hacer pasar la reacción a través de una malla fabricada con el material catalizador.

Las reacciones más importantes de catálisis heterogénea son las reacciones en fase gaseosa, catalizadas por metales u óxidos metálicos en forma de polvo o malla. Ejemplo, el proceso de contacto para la fabricación de ácido sulfúrico; la oxidación del bióxido de azufre en este caso se efectúa en presencia de un catalizador de platino, al igual que la oxidación del amoníaco durante la fabricación del ácido nítrico.

Un ejemplo de catálisis heterogénea en solución es la descomposición del peróxido de hidrógeno en solución acuosa por varios metales.

Otro ejemplo es el desprendimiento de oxígeno por el clorato de potasio fundido en presencia de bióxido de manganeso.

Promotores, inhibidores y venenos catalíticos. Son aquellas sustancias que pueden ayudar (promotores) o afectar (inhibidores) la eficiencia del catalizador, o bien, destruir completamente la actividad del catalizador (venenos catalíticos).

Enzimas. Son sustancias proteicas cuya acción es muy importante en reacciones químicas de tipo biológico, farmacéutico y bromatológico. Las enzimas o fermentos son de naturaleza coloidal y su acción se clasifica como heterogénea.

Son compuestos orgánicos producidos por células vivas.

Son muy específicas en cuanto a su acción catalítica sobre muchas reacciones dentro y fuera de las plantas y animales.

En la reacción enzimática se considera la formación de un producto intermediario que luego da origen al producto

S + E = SE = P + ESustrato + enzima = complejo enzima-sustrato = producto + enzima

La actividad enzimática es afectada por los cambios en el pH, la temperatura, la concentración de otras sustancias (especialmente electrólitos) y la presencia de inibidores.

Sus promotores son llamados coenzimas o cofermentos.

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Son enzimas: diastasa, invertasa, lactasa, maltasa, pepsina, etc.

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