Fundamentos de la Cinética Química: Colisiones, Energía de Activación y Procesos Termodinámicos

Teoría de las Colisiones

Para que se rompan los enlaces de los reactivos y se formen los enlaces de los productos, es necesario que las moléculas reaccionantes choquen. Sin embargo, dos moléculas pueden chocar entre sí y no reaccionar. Para que un choque vaya acompañado de una reacción química, es decir, para que sea eficaz, deben cumplirse las siguientes condiciones:

1. Energía Cinética Suficiente: Las moléculas deben tener suficiente energía cinética para que, al chocar, puedan romperse algunos enlaces. Estas moléculas se denominan moléculas activadoras. La energía cinética mínima requerida (si es menor, no se produce la reacción; si es mayor, sobra energía) se llama Energía de Activación (E_act).
2. Orientación Adecuada: El choque debe producirse con una orientación adecuada de las moléculas que colisionan. Puede ocurrir que estas tengan la suficiente energía, pero que el choque sea ineficaz por tener lugar con una orientación desfavorable.

El Mecanismo de la Reacción

A menudo, en una reacción química toman parte varias moléculas, pero las colisiones múltiples son altamente improbables. Por ello, tales reacciones tienen lugar a través de una secuencia de pasos simples, en cada uno de los cuales intervienen a lo sumo dos moléculas a la vez. El conjunto de pasos simples se conoce como el Mecanismo de la Reacción.

El paso más lento en un mecanismo determinado es el que rige la velocidad global de la reacción. Por lo tanto, la investigación de un mecanismo de reacción es importante desde el punto de vista económico, ya que su comprensión hace posible elegir las condiciones de reacción que conducen a un mayor rendimiento de los productos deseados en procesos químicos industriales importantes.

Teoría del Complejo Activado

Según este modelo, los reactivos pasan por un estado intermedio de corta duración y alta energía, llamado Complejo Activado, antes de que se formen los productos finales.

Segundo Principio de la Termodinámica

Este principio predice la dirección de todos los acontecimientos que impliquen intercambios energéticos, estableciendo que: en todos los intercambios energéticos, si en el sistema en estudio no entra ni sale energía, la energía potencial del estado final será siempre menor que la energía potencial del estado inicial.

Procesos Exergónicos

Un proceso en el cual la energía potencial del estado final es menor que la del estado inicial es un proceso que libera energía. Un proceso que libera energía se denomina proceso exergónico. Según el Segundo Principio, solo pueden ocurrir espontáneamente procesos exergónicos.

Nota Importante: La palabra espontáneamente no indica nada acerca de la velocidad con que ocurre ese proceso, solo si puede ocurrir o no (viabilidad termodinámica).

Procesos Endergónicos

Por el contrario, un proceso donde la energía potencial final es mayor que la inicial es un proceso que requiere energía, o sea, un proceso endergónico. Para que ocurra, se requiere un ingreso de energía mayor que la diferencia de energía entre los productos y reactivos.