Catalizzatori
• Sostanze che intervengono in una reazione chimica
accelerandola, senza rimanere modificati in maniera
permanente.
• In alcuni casi si può stabilire un meccanismo cinetico
di catalisi.
• Ipotesi sul complesso e sull’intermedio
Pt
2H2 + O2 <==> 2H2O
I2H2O2 <===> 2H2O + O2
In presenza di platino
avviene a temperatura
ambiente
In presenza di ioni ioduro avviene
la rapida deossigenazione del
perossido di idrogeno
Diagramma della coordinata di
reazione per una reazione chimica
Energia libera, G
Stato di transizione (‡)
S
k1
k -1
P
DG‡
S
P
DGP‡
S
Stato
basale
S
DG°’
P
Stato
basale
Coordinata della reazione
N.B.:Nei sistemi biologici la variazione di energia libera standard è calcolata a pH 7,0
La relazione tra K’eq e DG°’
DG°’ = - RT ln(K’eq)
K’eq
DG°’ (kJ/mole)
10-6
34,2
10-5
28,5
10-4
22,8
10-3
17,1
10-2
11,4
10-1
5,7
1
0
101
-5,7
102
-11,4
103
-17,1
Diagramma della coordinata di reazione della reazione
S  P non catalizzata e catalizzata.
Energia libera, G
Stato di transizione (‡)
S
k1
k -1
‡
‡
DGnon
cat.
‡
DGcat.
S
intermedio
P
Coordinata della reazione
P
Gruppi catalitici specifici contribuiscono alla catalisi
• Catalisi acido-basica generale
• Catalisi covalente
• Catalisi da ioni metallici e nonmetallici
Pt
2H2 + O2 <==> 2H2O
H2
O2
Catalisi eterogenea
O2
H2
H2
O2
O2
H2
H2O
O2
O2
H
H
| H
H |
|
H
|
H
H
| |
|
Pt, Pd, Cu
H2O
H
|
Catalisi omogenea
I2H2O2 <===> 2H2O + O2
A)
H2O2 + I- -----> H2O + IO-
B)
H2O2 + IO- -----> H2O + O2 + I-
I catalizzatori possono andare incontro al
fenomeno di avvelenamento o inibizione o
inattivazione, cioè la reazione irreversibile e
non voluta con altre sostanze.
Reazioni catalizzate
v = velocità iniziali di reazione
v
v
senza catalizzatore
con catalizzatore
[S]
[S]
S
k1
k -1
P
v
d [P]
 k 1[S]
dt
v  f ([S ]) ?
Grafico di Arrhenius ed energia di attivazione
A +
B
C
+
D
v = k[A][B]
lnk
- DG ‡
kAe
pendenza
- DG ‡
R
lnk  ln A 
RT
- DG ‡
RT
1/T
- DG ‡ 1
lnk  ln A 

R T