kataliza
 
Encyklopedia PWN
kataliza
[gr. katálysis ‘rozłożenie’],
zjawisko polegające na tym, że obecność stosunkowo niewielkiej ilości obcej substancji, zwanej katalizatorem, przyspiesza reakcję chemiczną.
Katalizator bierze udział w reakcji, a w ostatnim jej etapie jest regenerowany i po jej zakończeniu pozostaje w niezmienionym stanie; w praktyce na skutek m.in. obecności zanieczyszczeń (w środowisku reakcji i w samym katalizatorze), aktywność katalizatora ulega w czasie reakcji powolnemu zmniejszaniu — następuje jego dezaktywacja. Kataliza przebiega bez naruszenia stanu końcowej równowagi i właściwości termodynamicznych układu; katalizator może więc przyspieszać jedynie te reakcje, które są termodynamicznie możliwe; niekiedy działanie katalityczne może wykazywać produkt danej reakcji (autokataliza). Katalizator i substancje reagujące mogą występować w tej samej fazie (kataliza homogeniczna, kataliza jednorodna) lub katalizator może tworzyć fazę odrębną (kataliza heterogeniczna, kataliza niejednorodna), najczęściej stałą (kontakt). Działanie katalizatora polega na stworzeniu dla danej reakcji, poprzez oddziaływanie z reagentami, nowej drogi charakteryzującej się niższą energią aktywacji (EA). Przyjmuje się, że katalizator z jednym lub kilkoma substratami tworzy nietrwałe połączenie przejściowe, tzw. kompleks przejściowy, którego rozpad prowadzi bezpośrednio lub pośrednio do utworzenia się ostatecznego produktu reakcji; np. przebieg reakcji A + B → AB w obecności katalizatora można przedstawić:
A + K → AK; AK + B → AB + K (gdzie K — katalizator, AK — kompleks przejściowy).
Bliższe określenie natury połączeń przejściowych wymaga oddzielnych badań poszczególnych reakcji katalitycznych. Przyjmuje się, że połączenia przejściowe w katalizie heterogenicznej powstają dzięki chemisorpcji reagentów na powierzchni katalizatora. Działanie katalityczne wykazuje tylko część powierzchni katalizatora, tzw. centra aktywne, tj. ugrupowania atomów na powierzchni katalizatora, które są zdolne do adsorbowania i aktywowania cząsteczki (cząsteczek) reagentów. Według elektronowej teorii katalizy aktywność katalizatora stałego jest ściśle związana z jego strukturą elektronową umożliwiającą powstawanie wiązań powierzchniowych z cząsteczkami reagentów. Zamiast tworzenia wiązań kowalencyjnych z centrum aktywnym katalizatora, efekt katalityczny można osiągnąć przez wytworzenie słabych (niekowalencyjnych) oddziaływań międzycząsteczkowych występujących w układach supramolekularnych — kataliza supramolekularna; w katalizie supramolekularnej przekształceniu podlegają tylko te cząsteczki, które są komplementarne dla receptora (chemia supramolekularna). Miarą działania katalizatora jest jego aktywność i selektywność. Jeżeli szybkość reakcji bez katalizatora jest bardzo mała, wówczas za miarę aktywności katalizatora przyjmuje się szybkość reakcji katalitycznej wyrażoną jako zmiana stopnia przemiany substratów w jednostce czasu na jednostkę ilości katalizatora. Selektywność działania katalizatora to zdolność przyspieszania reakcji tylko w jednym kierunku w przypadku, gdy reakcja może przebiegać w różnych kierunkach (gdy z danych substratów mogą powstawać różne produkty); umożliwia to otrzymanie wybranego produktu. Katalizę wykorzystuje się w podstawowych procesach przemysłu nieorganicznego, jak produkcja kwasu siarkowego, amoniaku, nawozów sztucznych, w procesach przemysłu rafineryjnego, np. kraking katalityczny, reforming, hydrorafinacja, w przemyśle tworzyw sztucznych i włókien syntetycznych, w biotechnologii — wykorzystanie procesów enzymatycznych (enzymy); katalizatory wykorzystuje się także m.in. do dopalania spalin samochodowych. Wiele procesów zachodzących w organizmach żywych to procesy katalityczne. Termin „kataliza” wprowadził 1836 J.J. Berzelius.
Przeglądaj encyklopedię
Przeglądaj tabele i zestawienia
Przeglądaj ilustracje i multimedia