Cinética molecular

Teoría de colisiones

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.

• Orientación adecuada: Las moléculas deben colisionar con una orientación espacial favorable que permita el contacto entre los átomos que van a formar los nuevos enlaces. Una orientación incorrecta, incluso con energía suficiente, no conducirá a la formación de productos.

Esta teoría nos permite entender algunos factores que afectan a la velocidad de las reacciones. Por ejemplo:

• Temperatura: al aumentar la temperatura, la energía cinética de las partículas aumenta. Por tanto, además de haber más choques por unidad de tiempo, es más probable que los choque sean efectivos. Aumentar la temperatura aumenta la velocidad de reacción. 
• Volumen del recipiente: al disminuir el volumen, las partículas tienen más probabilidad de encontrarse. Por tanto, más probabilidad de chocar. Así que habrá más colisiones por unidad de tiempo, lo que lleva a que la reacción irá más rápido.

Teoría del complejo activado

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: 

•  Reactivos: Se encuentran en un estado de energía potencial relativamente bajo. 
• Complejo Activado: Representa el punto máximo en la curva de energía potencial. La diferencia de energía entre el complejo activado y los reactivos es la energía de activación (Ea). 
• Productos: Pueden tener una energía potencial mayor o menor que los reactivos, dependiendo de si la reacción es endotérmica o exotérmica.
• Energía de activación directa: es la energía necesaria para formar el complejo activado partiendo de los reactivos

• 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. 

Catalizadores

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?

Ejercicios resueltos

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.

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?

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?