Cinética Química: Teorías de Colisiones, Arrhenius y Estado de Transición
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Teoría de Colisiones de Choques: Fundamentos de la Cinética Química
La Teoría de Colisiones de Choques propone que las reacciones químicas se producen a partir de los choques eficaces entre las moléculas, los átomos o los iones de los reactivos.
Factores que Influyen en la Velocidad de Reacción
La velocidad de la reacción depende de:
- La frecuencia con que chocan las moléculas por unidad de volumen.
- La eficacia del choque (en términos energéticos).
- La orientación favorable del choque.
Cálculo de la Frecuencia de Choque
Para calcular la frecuencia de choque, hay que referirse a la Teoría Cinética de los Gases, según la cual existe una relación entre la frecuencia de los choques y la concentración de los reactivos, las masas moleculares, la distancia entre los centros de las moléculas en el momento del choque y la raíz cuadrada de la temperatura absoluta.
Ineficacia de las Colisiones
En una reacción entre gases, la frecuencia de colisión entre moléculas es muy alta (aproximadamente 1030 choques por segundo). Si de cada colisión resultase la formación de productos, las reacciones entre gases ocurrirían a mucha velocidad. La realidad es que estas reacciones son mucho más lentas, lo que significa que un gran número de choques son ineficaces.
La teoría de colisiones relaciona la constante cinética con el número de colisiones eficaces entre moléculas, siendo estas las que realmente dan lugar a los productos.
Cálculo de Choques Ineficaces y la Ecuación de Arrhenius
Energía de Activación
La Energía de Activación (Ea) es la energía cinética suficiente para que, al chocar, las moléculas rompan los enlaces entre ellas y den lugar a los productos.
La Ecuación de Arrhenius
El cálculo de la fracción de moléculas que superan la energía de activación fue establecido como e-Ea/RT. Con todo lo anterior, se establece una ecuación denominada Ecuación de Arrhenius, que nos da el valor de la constante cinética de una reacción, k.
Teoría del Estado de Transición o del Complejo Activado
Formación del Complejo Activado
La Teoría del Estado de Transición o del Complejo Activado se basa en la formación de un estado intermedio transitorio entre reactivos y productos, que tiene alta energía y escasa duración.
En este estado se forma un complejo activado en el que se están rompiendo y formando los enlaces. Para alcanzar dicho estado se necesita una energía de activación (siempre positiva).
Representación Energética y Perfil de Reacción
En un diagrama energético se puede representar la entalpía de los reactivos y de los productos, del complejo activado y de todos los pasos entre unos y otros en función del transcurso de la reacción o de la coordenada de la reacción. El estado de activación explica la posibilidad de las reacciones directa e inversa en un equilibrio de una reacción.
El Perfil de la Reacción es la curva de energía que refleja todo el proceso.