2.  Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con
la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía
cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las
moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia
y con más energía.

3.  Cuando chocan los reactantes, la interacción de sus electrones
con los enlaces puede determinar si la reacción se produce o
no.
 Por ejemplo, en el caso del agua, los iones de hidrógeno (H+) se
combinan rápidamente con los iones hidróxilos (OH-) para
formar agua.
 Pero cuando la descomposición es de moléculas de enlaces
fuertes, la reacción se efectúa lentamente. En el mismo caso del
agua, se necesitan de altas temperaturas o de una fuente
eléctrica para poder disociar la molécula.

4.  Entre más dividido se encuentre un reactante, mayor será su superficie
de contacto. Esto posibilita que haya más partículas que puedan
reaccionar, aumentando la velocidad de reacción.

5.  Es un factor muy fácil de reconocer, pues es lógico discernir que entre
más partículas de una misma sustancia más rápido es la velocidad de
reacción. Dicho de otro modo, la concentración es directamente
proporcional a la velocidad de reacción.

7.  La catálisis es el proceso por el cual se aumenta la velocidad de
una reacción química, debido a la participación de una sustancia
llamada catalizador. Un concepto importante es que el catalizador
no se modifica durante la reacción química, lo que lo diferencia de
un reactivo.

8.  Un catalizador propiamente dicho es una sustancia que está presente
en una reacción química en contacto físico con los reactivos, y
acelera, induce o propicia dicha reacción sin actuar en la misma. De
esta forma se dice que la reacción es "catalizada".

9.  Catalisis Heterogenea :
Los catalizadores heterogéneos son aquellos que actúan en
una fase diferente que los reactivos. La mayoría de los catalizadores
heterogéneos son sólidos que actúan sobre sustratos en una mezcla
de reacción líquida o gaseosa.

10.  Es aquella catálisis en la que los catalizadores están en la misma fase
que los reactivos. Actúan cambiando el mecanismo de reacción. Es
decir, se combinan con alguno de los reactivos para formar un
intermedio inestable. Éste a su vez se combina con más reactivo
dando lugar a la formación de los productos, al mismo tiempo que se
regenera el catalizador.


11.  Es una disciplina de la enzimología que estudia los mecanismos
de catálisis por los cuales las proteínas o ácidos nucleicos con
actividad enzimática pueden favorecer la reacción de
ciertos sustratos y su conversión en productos.
 Acelera su velocidad favoreciendo una ruta de menor coste
energético incluyendo en la dinámica de la reacción un estado
intermediario de alta energía de modo que el número de moléculas
activas, capaces de crear y destruir nuevos enlaces, aumente.

12.  La síntesis de Haber-Bosch
 En resumen, el proceso de Haber-Bosch consiste en la síntesis de amoniaco a
partir de nitrógeno e hidrógeno, en condiciones de elevada presión (200 atm) y
elevada temperatura (450-500ºC). La reacción que tiene lugar es:
 N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g) -92,2 KJ
 Para que la reacción tenga lugar se utilizan diversos catalizadores, principalmente
compuestos de hierro, aunque también óxidos de aluminio y de potasio. El
nitrógeno que se usa como reactivo se obtiene directamente del aire. El hidrógeno
se obtiene a partir de un hidrocarburo, siendo el gas natural la materia prima más
utilizada para este fin. En el caso del metano, componente principal del gas
natural, la reacción que tiene lugar es:
 CH4(g) + H2O(g) ↔ CO(g) + 3H2(g)
 El monóxido de carbono generado debe ser eliminado. Este paso es muy
importante, ya que si no se lleva a cabo podría acortar considerablemente la vida
útil del catalizador. Bosch solventó este problema convirtiendo previamente el CO
en CO2, y realizando posteriormente un sistema de lavados con lejías cupríferas
que permiten la absorción de ambos compuestos. La conversión de CO en CO2 se
produce mediante la siguiente reacción:
 CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)
 El proceso de Haber-Bosch lleva utilizándose más de 100 años, y sin embargo
sigue sin comprenderse por completo cómo tiene lugar la reacción de síntesis de
amoniaco en la superficie de los catalizadores.

13.  Emplea presiones de 1000 atm.El tratamiento a tan elevada
presión,fue posible por la preparación de aleaciones de Ni con Cr y W
y muy baja proporción de carbono, de gran resistencia mecánica y al
deterioro por el hidrógeno antes indicado. Se obtiene un gran
rendimiento, los reactores pueden entonces se de menor tamaño.
 Existen métodos que operan a presiones intermedias y más altas. Un
avance interesante está en catalizadores que actúan a más bajas
temperaturas, con lo cual el rendimiento se hace mayor.

14.  El proceso se basa en el empleo de un catalizador para convertir el SO2 en
SO3, del que se obtiene ácido sulfúrico por hidratación. en este proceso, una
mezcla de gases secos que contiene del 7 al 10% de SO2, según la fuente de
producción de SO2 y de un 11 a 14% de O2, se precalienta y una vez depurada
al máximo, pasa a un convertidor de uno o más lechos catalíticos, Se suelen
emplear dos o más convertidores.
 Los rendimientos de conversión del SO2 a SO3 en una planta en
funcionamiento normal oscilan entre el 96 y 97%, pues la eficacia inicial del
98%3 se reduce con el paso del tiempo. Este efecto de reducciones se ve más
acusado en las plantas donde se utilizan piritas de partida con un alto
contenido de arsénico, que no se elimina totalmente y acompaña a los gases
que se someten a catálisis, provocando el envenenamiento del catalizador. Por
consiguiente, en ocasiones, el rendimiento puede descender hasta alcanzar
valores próximos al 95%.
 Los gases procedentes de la catálisis se enfrían a unos 100 C
aproximadamente y atraviesan una torre de óleum, para lograr la absorción
parcial de SO3. Los gases residuales atraviesan una segunda torre, donde el
SO3 restante se lava con ácido sulfúrico de 98%. Por último, los gases no
absorbidos se descargan a la atmósfera a través de una chimenea.

15.  El amoníaco se convierte en ácido nítrico en dos etapas. Es oxidado (en un
sentido "quemado") calentando con oxígeno en presencia de un catalizador tal
como el platino con un 10% de rodio,para formar óxido nítrico y agua. Este
paso es fuertemente exotérmico, siendo una fuente de calor muy útil una vez
iniciada (ΔH = -950 kJ/mol):
 4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
 Segundo paso (que combina dos pasos de la reacción) se realiza en presencia
del agua en un aparato de la absorción. El óxido nítrico se oxida inicialmente
otra vez para rendir el dióxido de nitrógeno (NO2):
 2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
 Este gas entonces es absorbido fácilmente por el agua, rindiendo el producto
deseado (ácido nítrico, no obstante en una forma diluida), mientras que reduce
una porción de ella de nuevo al óxido nítrico:
 3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g)
 NO se recicla, el ácido es concentrado y requiere una destilación
 esto es alternativo, si el paso anterior se realiza en el aire
 4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l) → 4HNO3(aq)

17.  Es un dispositivo que forma parte del sistema de control de emisiones
del vehículo, ayuda a disminuir casi a cero los elementos nocivos de
los gases de escape de un vehículo.
 Consta de un panal (preferentemente de cerámica) con incrustaciones
de partículas de metales preciosos (platino, paladio y rodio), las
emisiones contaminantes reaccionan con los metales preciosos y el
calor, transformándose a sí mismos en agua, bióxido de carbono y
otros compuestos inofensivos. El catalizador requiere de calor de
combustión (aprox. 260 C) para activarse o "desactivarse" y a través
de las reacciones químicas que se producen en su interior añade calor
al sistema de escape