Aby zrozumieć, o co chodzi, wyobraźmy sobie reakcję chemiczną, jako zatłoczone rondo w środku dużego miasta. Samochody wjeżdżające drogą na rondo to substancje chemiczne, które będą ulegały przekształceniu (tzw. substraty), a drogi opuszczające rondo to ścieżki reakcji. Samochody, które się nimi poruszają, to różne produkty. Jest ich potencjalnie bardzo dużo! Ponieważ rondo jest zakorkowane, wszystkie reakcje postępują wolno.
Katalizator możemy wyobrazić sobie jako wielką estakadę, przerzuconą nad zatłoczonym rondem, która wiedzie w kierunku najbardziej potrzebnym. Teraz samochody bardzo szybko przemykają ponad korkiem (przyspieszenie reakcji) i większość z nich wybiera właśnie tę drogę (skierowanie reakcji na wybraną ścieżkę).
Tak działa katalizator w samochodzie, odpowiednio utleniający resztki benzyny i redukujący tlenki azotu w spalinach, jak i enzym w jelicie ułatwiający trawienie pożywienia (ale o enzymach napiszę w oddzielnym felietonie).
Efekt estakady nad korkiem jest nazywany przez chemików „obniżeniem energii aktywacji”. Zgodnie z klasyczną teorią stanu przejściowego, każdą reakcję chemiczną charakteryzuje pewna określona energia aktywacji - im jest ona wyższa, tym dłużej musimy poczekać, aby reakcja miała miejsce.
Istnienie energii aktywacji wynika z faktu, że aby doszło do reakcji cząsteczek chemicznych, które na co dzień w przeważającym stopniu pozostają w niskich stanach energetycznych, muszą zbliżyć się do siebie, pokonując odpychające działania elektrostatyczne i ulegając przy tym niekorzystnym energetycznie odkształceniom związanym z reakcją chemiczną. Na przykład w czasie przeniesienia atomu z jednej cząsteczki do drugiej w stanie przejściowym następuje rozciągnięcie wiązania, które ulega odkształceniu. Te zmiany geometrii i struktury elektronowej związane są właśnie z podniesieniem energii układu, które nazywamy energią aktywacji. Jeżeli bariera aktywacji jest wysoka, tylko niewielka ilość cząsteczek ma wystarczającą energię, aby ją pokonać. W rezultacie tylko nieliczne molekuły, z trylionów cząsteczek, które potencjalnie mogłyby zareagować, są zdolne do chemicznej przemiany, a co za tym idzie sama reakcja (z naszego makroskopowego punktu widzenia) postępuje bardzo powoli.
Aby wpłynąć na szybkość reakcji, możemy zwiększyć energię cząsteczek podnosząc ich temperaturę. Wraz ze wzrostem temperatury coraz więcej cząsteczek osiąga wyższe energie, a co za tym idzie będzie zdolnych pokonać barierę reakcji. W rezultacie więcej cząsteczek w danym czasie będzie mogło przemienić się w produkt, co skutkuje wzrostem obserwowanej szybkości reakcji. Podgrzewanie reagentów jest jednak procesem bardzo kosztownym, a czasem, gdy mamy do czynienia z wrażliwymi termicznie skomplikowanymi związkami chemicznymi, nawet jest zupełnie niewykonalnym. W takiej sytuacji jedynym możliwym sposobem jest zastosowanie katalizatora.
Rolą katalizatora jest tak wpłynąć na cząsteczki w stanie przejściowym, aby energia aktywacji nie była zbyt wysoka. W rezultacie większa ilość cząsteczek chemicznych ma szansę pokonać barierę i reakcja przebiega szybciej.
Energii aktywacji w metaforycznym sensie doświadcza każdy z nas po źle przespanej nocy, gdy trzeba wstać do pracy. Bez katalizatora spóźnienie byłoby pewne.
Ale katalizator w postaci dobrej kawy sprawia, że wstajemy i w kilka minut jesteśmy gotowi do wyjścia!
Giganci zatruwają świat
Dołącz do nas na Facebooku!
Publikujemy najciekawsze artykuły, wydarzenia i konkursy. Jesteśmy tam gdzie nasi czytelnicy!
Dołącz do nas na X!
Codziennie informujemy o ciekawostkach i aktualnych wydarzeniach.
Kontakt z redakcją
Byłeś świadkiem ważnego zdarzenia? Widziałeś coś interesującego? Zrobiłeś ciekawe zdjęcie lub wideo?
