Explorando la Cinética de las Reacciones Químicas: Velocidad, Colisiones y Energía de Activación

Cinética de las Reacciones Químicas

Estudia la rapidez con que ocurre una reacción química.

Se mide por la disminución de concentración [ ] de reactantes o el aumento de concentración [ ] de productos, en un intervalo de tiempo específico.

Concentración [ ] = Moles de soluto / litro solución = M = Molaridad

Velocidad de reacción = Cambio (Δ) de concentración / Cambio (Δ) de tiempo

Pendiente negativa: V = - Δ [A] / Δt

Pendiente positiva: V = Δ [B] / Δt

Teoría de las Colisiones y Energía de Activación

Modelo que explica en términos simples los efectos de la concentración y la temperatura en las velocidades a nivel molecular.

Sustento: Si 2 sustancias reaccionan, antes deben chocar entre sí.

Luego de esta colisión puede ocurrir que:

1. Se rompen enlaces de reactivos y se forman enlaces en los productos
2. Las partículas se encuentran, pero cuando se forman nuevos enlaces, no se rompen.

Si la colisión origina productos, se denomina Colisión efectiva, de lo contrario, no será efectiva. Mientras más frecuentes las colisiones, mayor probabilidad de choques efectivos y nuevos productos. A mayor concentración de reactantes, más choques y más velocidad. Hay dos factores a considerar para que un choque produzca nuevas sustancias:

Factores que Afectan la Colisión

1. La orientación de las moléculas: La orientación espacial y el ángulo de encuentro se define como geometría de colisión.
2. La energía de activación: Mínima energía necesaria para iniciar una reacción, para que los choques sean efectivos las moléculas deben tener una energía cinética mayor o igual que la energía de activación para formar un “complejo activado”.

Complejo Activado

Especie no aislable, de corta vida y de alta energía. De esta especie puede surgir productos o formar nuevamente reactantes. El avance de una reacción química puede mostrarse mediante un diagrama llamado Perfil de la reacción.

Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas

Reacción exotérmica: Los productos son más estables que los reactantes, la energía de activación es menor que en la reacción endotérmica, por lo tanto la reacción es más rápida que la endotérmica.

Reacción endotérmica: Los productos son menos estables que los reactantes, la energía de activación es mayor que en la reacción exotérmica, por lo tanto es más lenta.

Ley de Velocidad

La velocidad de una reacción dependerá directamente y proporcionalmente de las concentraciones de los reactantes, lo que se conoce como ley de velocidad.

Tipos de Reacciones

1. Reacciones elementales (una etapa): La velocidad es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes, elevados a las potencias que son iguales a los respectivos coeficientes estequiométricos.
2. Reacción en varias etapas: La semireacción más lenta es la que limita la velocidad. Las potencias deben determinarse experimentalmente.

Expresión de la Ley de Velocidad

Ab + Bb = cC + dD

V = K [A]^a [B]^b

Constante de Velocidad (K)

• Específica para cada reacción
• Se determina experimentalmente
• No cambia con la concentración [ ]
• Depende de la temperatura
• Las unidades se determinan considerando el orden total de la reacción
• Puede cambiar con un catalizador

[A] [B]: Concentraciones molares de los reactantes

a y b: Exponentes que indican el orden de la reacción.