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Para que una reacción química ocurra, las moléculas de los reactivos deben interactuar entre sí. La teoría de colisiones es la primera de las dos teorías fundamentales que veremos para explicar cómo suceden estas interacciones.
Esta teoría propone que las reacciones químicas ocurren como resultado de colisiones entre las moléculas de los reactivos. Sin embargo, no todas las colisiones son efectivas para producir la reacción. Para que una colisión sea efectiva y conduzca a la formación de productos, debe cumplir con dos requisitos fundamentales:
Energía Suficiente (Energía de Activación): Las moléculas que colisionan deben poseer una energía cinética mínima denominada energía de activación (Ea). Esta energía es la necesaria para romper los enlaces químicos de los reactivos y formar los de los productos.
Si la energía de la colisión es inferior a la Ea, las moléculas simplemente rebotan sin reaccionar.
Esta teoría nos permite entender algunos factores que afectan a la velocidad de las reacciones. Por ejemplo:
Esta teoría refina la teoría de colisiones al introducir el concepto de complejo activado o estado de transición. Según esta teoría, cuando las moléculas de los reactivos colisionan con la energía y orientación adecuadas, se forma una especie intermedia de alta energía e inestable llamada complejo activado. Este complejo representa un estado de transición entre los reactivos y los productos, donde los enlaces se están rompiendo y formando simultáneamente.
La formación del complejo activado y su posterior descomposición en productos se puede visualizar en un diagrama de energía potencial o perfil de reacción. Este diagrama representa la energía potencial del sistema en función del avance de la reacción (coordenada de reacción).
En el diagrama vemos:
Energía de activación inversa: es la energía necesaria para formar el complejo activado a partir de los productos.
Esta teoría nos habla con más detalle de lo que ocurre cuando una colisión es eficaz y nos permite entender la importancia de la energía de activación en los procesos.
Así que aquellos factores que afecten a la energía de activación (como por ejemplo, los catalizadores) afectarán a la velocidad del proceso.
Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química sin consumirse en el proceso global. Es importante destacar que un catalizador no altera el equilibrio químico de la reacción, sino que solo afecta la velocidad a la que se alcanza dicho equilibrio.
Existen dos tipos de catalizadores, en función del efecto que generan en la velocidad de una reacción:
Catalizadores positivos: aumentan la velocidad de la reacción. Hacen que la reacción transcurra por un mecanismo alternativo en el que la energía de activación es menor.
Al disminuir la Ea, la formación del complejo activado es más fácil y, por tanto, la reacción es más rápida.
Catalizadores negativos: disminuyen la velocidad de la reacción. Pueden crear una barrera energética mayor entre los reactivos y el complejo activado, aunque también pueden actuar por otras vías. Reducen la velocidad.
Puedes pensar que no tienen utilidad, pero ralentizar algunos procesos es de mucha importancia. Por ejemplo, en la industria alimentaria. Reducir la velocidad de las reacciones que provocan que los alimentos se pudran parece buena idea, ¿no?
1. Para la reacción en fase gaseosa:
2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g)
a) Explica, basándote en la teoría de colisiones, por qué la velocidad de reacción aumenta al incrementar la concentración de NO.
b) Explica, basándote en la teoría de colisiones, por qué la velocidad de reacción aumenta al elevar la temperatura.
Solución
a) Explica, basándote en la teoría de colisiones, por qué la velocidad de reacción aumenta al incrementar la concentración de NO.
Según la teoría de colisiones, la velocidad de reacción es proporcional a la frecuencia de colisiones eficaces entre las moléculas de reactivos. Al aumentar la concentración de NO:
Mayor número de moléculas de NO por unidad de volumen: Hay más partículas de NO disponibles para colisionar con las moléculas de O₂.
Mayor frecuencia de colisiones: El número total de colisiones entre NO y O₂ aumenta.
Mayor frecuencia de colisiones eficaces: Al haber más colisiones en total, también aumenta el número de colisiones que cumplen con los requisitos de energía y orientación adecuados para formar el complejo activado.
Por lo tanto, al aumentar la concentración de NO, se incrementa la frecuencia de colisiones eficaces y, consecuentemente, la velocidad de la reacción.
b) Explica, basándote en la teoría de colisiones, por qué la velocidad de reacción aumenta al elevar la temperatura.
La temperatura está directamente relacionada con la energía cinética promedio de las moléculas. Al elevar la temperatura:
Mayor energía cinética promedio: Las moléculas de NO y O₂ se mueven más rápido y tienen, en promedio, mayor energía cinética.
Mayor frecuencia de colisiones: Las moléculas se mueven más rápido y chocan con mayor frecuencia.
Mayor proporción de colisiones con energía suficiente: Una mayor fracción de las colisiones tiene la energía cinética necesaria para superar la energía de activación (Ea).
Mayor frecuencia de colisiones eficaces: Al aumentar la frecuencia de colisiones y la proporción de ellas con energía suficiente, se incrementa notablemente el número de colisiones eficaces.
Por lo tanto, al elevar la temperatura, aumenta la frecuencia de colisiones eficaces y la velocidad de reacción se incrementa.
2. ¿Cuál de las tres reacciones crees que será más rápida? ¿Cuál es el valor de ΔH en cada proceso? ¿Para qué sistemas la reacción directa será endotérmica?
Reacción | Ea directa (kJ · mol-1) | Ea inversa (kJ · mol-1) |
1 | 50 | 70 |
2 | 85 | 25 |
3 | 12 | 40 |
Solución
Asumiendo igualdad de probabilidad de colisiones e igualdad de temperatura, la reacción más rápida será aquella con una menor energía de activación. Es decir, la 3.
Podemos ver en la gráfica que la entalpía es la diferencia entre el nivel energético de productos y de reactivos, o también la diferencia entre la energía de activación inversa y la directa. Si restamos ambos valores, obtendremos la entalpía del proceso para cada caso.
Como una reacción es endotérmica cuando su variación de entalpía es positiva, son endotérmicas la reacción 1 y 3.
3. Considerando el diagrama de energía para la reacción A → B + C, conteste a las siguientes preguntas.
a) ¿Cuál puede ser la causa de la diferencia entre las dos curvas?
b) ¿Cuál de las dos curvas transcurre a mayor velocidad?
c) ¿Qué le sucederá a las constantes de velocidad de la reacción si se aumenta la temperatura?
d) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?
Solución
a) ¿Cuál puede ser la causa de la diferencia entre las dos curvas?
Un catalizador, que disminuye la energía de activación del proceso
b) ¿Cuál de las dos curvas transcurre a mayor velocidad?
La segunda. Al tener una menor energía de activación, la energía necesaria para que un choque sea efectivo y lleve a una reacción química es menor. Por tanto, es más probable que ocurra y que la reacción vaya más rápido.
c) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?
Exotérmica. La energía de los productos es más baja que la de los reactivos. Se ha liberado energía en el proceso.