Fundamentos de Cinética Química: Velocidad, Mecanismos y Factores Clave

Cinética Química: Conceptos Fundamentales

La cinética química estudia la velocidad de los procesos químicos y los factores que influyen sobre ella. Su objetivo principal es encontrar criterios cualitativos y fórmulas cuantitativas que permitan relacionar los diferentes factores de los que depende la velocidad de una reacción.

Velocidad de una Reacción Química

La velocidad de una reacción química se define como la variación en la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo. Sus unidades comunes son mol L⁻¹ s⁻¹ o M/s (molar por segundo).

Velocidad de Reacción Instantánea

La velocidad de reacción instantánea es la variación instantánea de la concentración molar de un reactivo o producto, dividida por su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada de la reacción.

Ecuación Cinética

La ecuación cinética es la expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones molares de todas las sustancias que intervienen en ella, incluyendo reactivos y, en algunos casos, productos o catalizadores.

Órdenes de Reacción

Los órdenes de reacción describen cómo la variación de la velocidad de reacción depende de la concentración de cada uno de los reactivos. La dependencia de la velocidad con la concentración de un reactivo específico se conoce como orden parcial de reacción. La suma de todos los órdenes parciales se denomina orden total de reacción.

Teorías de la Cinética Química

Teoría de Colisiones o de Choques (Lewis)

La Teoría de Colisiones (propuesta por Lewis) postula que las reacciones químicas se producen a partir de los choques eficaces entre las moléculas, átomos o iones de los reactivos. La velocidad de reacción depende fundamentalmente de tres factores:

• La frecuencia con la que chocan las moléculas de los reactivos.
• La energía o eficacia del choque (debe superar la energía de activación).
• La orientación favorable del choque entre las especies reaccionantes.

Esta teoría relaciona la constante cinética con el número de colisiones eficaces entre moléculas, siendo estas las que realmente dan lugar a los productos de la reacción.

Teoría del Estado de Transición o del Complejo Activado (Eyring)

La Teoría del Estado de Transición (desarrollada por Eyring) se basa en la formación de un estado intermedio transitorio entre los reactivos y los productos. Este estado, conocido como complejo activado, posee una alta energía y una escasa duración. Durante la formación del complejo activado, los enlaces existentes se están rompiendo y nuevos enlaces se están formando. Para alcanzar este estado de transición, se requiere una cantidad mínima de energía, denominada energía de activación.

Estado de Activación y Perfil de Reacción

El estado de activación es crucial para explicar la posibilidad de que ocurran tanto la reacción directa como la inversa en un equilibrio químico. El perfil de reacción es una curva de energía que representa la variación de la energía potencial a lo largo del progreso de la reacción, reflejando así todo el proceso energético.

Mecanismos de Reacción

Mecanismo de Reacción

El mecanismo de reacción es la descripción detallada del camino que sigue una reacción química, es decir, la secuencia de pasos intermedios simples a escala molecular. Cada uno de estos pasos se denomina etapa elemental, y en ellos se especifican las especies moleculares que interaccionan entre sí.

Molecularidad

La molecularidad se refiere al número de moléculas, átomos o iones que reaccionan en un paso elemental de la reacción. Puede ser:

• Unimolecular: una sola especie reacciona.
• Bimolecular: dos especies reaccionan.
• Termolecular: tres especies reaccionan (menos común).

Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

La velocidad a la que transcurre una reacción química puede ser influenciada por diversos factores:

• Concentración de Reactivos: Un aumento en la concentración de los reactivos generalmente implica un aumento en la velocidad de reacción, ya que hay más partículas disponibles para colisionar.
• Naturaleza Química del Proceso: Las reacciones que implican la ruptura y reorganización de enlaces covalentes, especialmente si son dobles o triples, suelen transcurrir de forma más lenta que aquellas donde no se requiere una reestructuración compleja de enlaces.
• Estado Físico de los Reactivos: Los estados físicos de agregación (líquidos y gases) favorecen la mezcla y la interacción directa entre los reactivos, lo que conduce a cinéticas de reacción más rápidas.
  • Reacciones Homogéneas: Más rápidas, ya que todos los reactivos se encuentran en el mismo estado físico.
  • Reacciones Heterogéneas: Más lentas, debido a que los reactivos están en diferentes estados físicos y la interacción se limita a las superficies de contacto.
• Presencia de Catalizadores: Un catalizador es una sustancia química que aumenta notablemente la velocidad de una reacción sin consumirse en el proceso. Los catalizadores actúan proporcionando una ruta de reacción alternativa con una menor energía de activación, favoreciendo así el equilibrio. Por el contrario, cuando una sustancia disminuye la velocidad de una reacción química, se le denomina inhibidor.
• Efecto de la Temperatura: La velocidad de una reacción química aumenta significativamente con el incremento de la temperatura. A temperaturas más altas, un mayor número de moléculas posee la energía cinética suficiente para superar la energía de activación, lo que resulta en más colisiones eficaces.