Katalysreaktioner är de som använder en katalysator, det vill säga ett ämne som kan öka hastigheten på denna reaktion utan att delta i den, eftersom den är helt regenererad i slutet av bearbeta. Reaktionen fortgår lättare eftersom det finns en sänkning av energibarriären eller aktiveringsenergin.
Antalet kemiska processer som använder katalysatorer ökar ständigt och för närvarande erhålls mer än 80% av kemiska produkter med hjälp av dessa metoder. Detta medför en rad fördelar för det producerande företaget, eftersom det möjliggör en acceleration av produktionen, en renare och billigare produktion Processer kan köras vid lägre temperaturer och tryck, eftersom utan katalysatorn inträffar många reaktioner mycket långsamt vid temperatur och tryck miljöer.
Vidare kan katalysatorn minska produktionen av reaktionsbiprodukter som inte är den erforderliga produkten. Miljön är också tacksam eftersom den minskar mängden avfall.
En nackdel (men en som fortfarande lönar sig) är dock den höga kostnaden för några av dessa katalysatorer. Tänk dig att inte ens behöva lägga till en buff, men den buff kommer upp spontant! Det skulle vara underbart, eller hur?! Problemet skulle lösas.
För vet att detta är möjligt genom autokatalys.
Autokatalys är en typ av reaktion där en av produkterna i sig fungerar som en katalysator.
Till exempel är följande reaktion vid rumstemperatur långsam, men eftersom den producerar manganjonen (Mn2+) blir det snabbare och snabbare.
2 MnO-4 + 5 (COO)22- + 16 H+ → 10 CO2 + 2 Mn2++ 8 H2O
katalysator
Ett annat exempel är reaktionen mellan koppar och salpetersyra:
3 Cu(s) + 8 HNO3 (aq) → 3 Cu (NO3)2 (aq) + 2 NEJ(g) + 4 H2O(1)
katalysator
I detta fall är katalysatorn kväveoxid, som när den bildas ökar reaktionshastigheten gradvis.
Tyvärr finns det få reaktioner som sker på detta sätt. Således kräver de flesta industriella processer fortfarande tillsats av katalysatorn.
Av Jennifer Fogaça
Examen i kemi