Catalizadores — Química, 14–17
Un catalizador ofrece a una reacción otro camino con menor energía de activación. Hace que la reacción sea más rápida sin consumirse, pero no cambia la posición final del equilibrio.
Un atajo sobre una barrera de energía
Las partículas que reaccionan suelen tener que superar una barrera de energía antes de formar productos. Un catalizador proporciona otro camino de reacción con una barrera menor. A la misma temperatura, más partículas pueden superarla y la reacción ocurre más deprisa.
¿Por qué hicieron falta los catalizadores?
Muchas reacciones útiles son posibles, pero demasiado lentas a una temperatura práctica. La industria necesitaba fabricar amoníaco, combustibles y plásticos con rapidez sin calentar todo hasta temperaturas peligrosas. Los catalizadores resuelven ese problema cambiando el camino de reacción, no aportando su energía.
Dióxido de manganeso y peróxido de hidrógeno
El peróxido de hidrógeno se descompone lentamente: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂. Añade una pequeña cantidad de dióxido de manganeso, MnO₂, y aparecen burbujas de oxígeno mucho más deprisa. Filtra la mezcla y el MnO₂ permanece, lo que muestra que ayudó a la reacción pero no se consumió en conjunto.
Más rápido no significa más
Como un catalizador hace que aparezca más producto rápidamente, es fácil pensar que aumenta la cantidad final. No crea partículas adicionales ni cambia la diferencia de energía entre reactivos y productos. En una reacción reversible acelera ambos sentidos: el equilibrio se alcanza antes, pero queda en el mismo lugar.
Catalizadores en el tubo de escape
El catalizador de un automóvil contiene metales que ayudan a convertir el monóxido de carbono y los hidrocarburos no quemados en sustancias menos dañinas. También ayuda a transformar los óxidos de nitrógeno en nitrógeno. Los metales no son el combustible ni deben consumirse; ofrecen superficies donde las reacciones ocurren con mayor facilidad.
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