Catalitzadors, Mecanismes i Velocitat de Reacció: Guia Completa
Enviado por Chuletator online y clasificado en Química
Escrito el en 
catalán con un tamaño de 4,19 KB
Mecanismes de Reacció i Velocitat: Conceptes Clau
El Catalitzador i la Velocitat de Reacció
Un catalitzador és una substància que s’afegeix a una reacció química amb l'objectiu d'augmentar-ne la velocitat, sense consumir-se en el procés. La seva funció principal és modificar el mecanisme de reacció, creant un nou camí reaccional amb una energia d'activació més baixa, la qual cosa accelera significativament la velocitat global de la reacció.
Mecanismes de Reacció i Etapa Determinant de la Velocitat
En un mecanisme de reacció, la velocitat global de la reacció ve determinada per l'etapa més lenta, coneguda com a etapa determinant de la velocitat. Totes les etapes d'un mecanisme de reacció són reaccions elementals. En el cas de l'etapa lenta, el coeficient estequiomètric dels reactius coincideix amb l'ordre de reacció respecte a aquests reactius.
Intermedi de Reacció
Un intermedi de reacció és una substància que es forma en una de les etapes d'un mecanisme de reacció, però que es consumeix en una etapa posterior. Es tracta d'una espècie altament reactiva que no apareix en l'equació de la reacció global, ni com a reactiu ni com a producte final.
Estat de Transició i Energia d'Activació
Dins d'un mecanisme de reacció, per a que els reactius es transformin en productes en una etapa elemental, han de passar per un estat d'alta energia anomenat estat de transició o complex activat. Aquest estat sempre posseeix més energia que els reactius i els productes.
La diferència energètica entre l'estat de transició i els reactius s'anomena energia d'activació (Ea). Segons el model de l'estat de transició, la velocitat de reacció depèn directament d'aquesta energia: com més petita sigui l'energia d'activació, més alta serà la velocitat de reacció.
L'etapa més lenta d'un mecanisme serà aquella en què els reactius necessitin més energia per a la formació del complex activat. Això implica que els reactius comptaran amb menys molècules amb l'energia cinètica necessària per assolir aquest complex activat.
Teoria de les Col·lisions
La Teoria de les Col·lisions postula que la velocitat d'una reacció química és directament proporcional al nombre de xocs efectius entre les molècules dels reactius per unitat de volum i temps. Perquè una col·lisió sigui efectiva i condueixi a una reacció, s'han de complir dues condicions:
- Les partícules han de disposar de l'energia cinètica suficient per superar l'energia d'activació (Ecinètica ≥ Ea), permetent que es trenquin els enllaços existents i se'n formin de nous.
- La col·lisió s'ha de produir amb l'orientació espacial adequada, facilitant la formació del complex activat i la reordenació atòmica (coneguts com a xocs eficaços).
L'energia d'activació, en aquest context, és l'energia cinètica mínima que les molècules de reactiu han de posseir en el moment de la col·lisió per tal que la reacció es produeixi. Com més petita sigui aquesta energia d'activació, més alta serà la velocitat de la reacció.
Efecte de la Temperatura en la Velocitat de Reacció
Un augment de la temperatura té un impacte significatiu en la velocitat de reacció per dues raons principals:
- Incrementa l'energia cinètica mitjana de les molècules, fent que una major proporció d'aquestes tinguin l'energia suficient per superar la barrera energètica de l'energia d'activació (la diferència entre l'estat de transició i els reactius).
- A volum constant, un augment de la temperatura implica un major nombre de col·lisions per unitat de temps i, crucialment, una proporció més gran de xocs eficaços. Això es deu al fet que més molècules disposen de l'energia cinètica mínima necessària per reaccionar.
En conseqüència, un increment de la temperatura sempre condueix a un augment de la velocitat de la reacció.