Cinética Química: Velocidad de Reacción, Teorías y Factores Determinantes

Introducción a la Cinética Química

La Cinética Química es la rama de la Química que estudia la velocidad con la que ocurren las reacciones, los factores que influyen en ellas y el mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos.

Conceptos Fundamentales de la Cinética Química

1. Velocidad de Reacción
2. Teorías de las Reacciones Químicas
3. Ecuación de Velocidad
4. Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción indica cómo varía la concentración de reactivos o productos con el tiempo.

Teorías de las Reacciones Químicas

Para comprender cómo ocurren las reacciones a nivel molecular, se han desarrollado diversas teorías:

• Hacia 1920 se propuso la primera teoría sobre el mecanismo de una reacción química: la Teoría de las Colisiones.
• Hacia 1935, esta teoría fue ampliada con la Teoría del Complejo Activado o del Estado de Transición.

Teoría de las Colisiones

Según la Teoría de las Colisiones, las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de los reactivos.

Para que el choque de partículas sea eficaz, se deben cumplir dos condiciones fundamentales:

• Que las partículas tengan la energía cinética suficiente.
• Que colisionen con la orientación adecuada.

Teoría del Complejo Activado

• Las moléculas de los reactivos se aproximan, dando lugar a un estado intermedio, de transición, con un alto contenido energético, denominado Complejo Activado.
• Para que se forme dicho complejo activado, los reactivos deben absorber una cantidad de energía conocida como Energía de Activación.

• Dependiendo de las circunstancias, el complejo activado progresará hacia la formación de productos o volverá a regenerar los reactivos iniciales.
• Cuanto mayor sea la energía de activación, menor será la velocidad de la reacción. Por lo tanto, esta etapa es crucial para determinar la velocidad global del proceso.

El complejo activado es una asociación transitoria y muy inestable, ya que su energía es superior a la de las moléculas de reactivo y producto.

Ecuación de Velocidad

La ecuación de velocidad es una expresión matemática que relaciona la velocidad instantánea de una reacción en un momento determinado con las concentraciones de los reactivos presentes en ese instante.

Para una reacción genérica del tipo:

aA + bB → cC + dD

La ecuación de velocidad se expresa como:

v = k [A]a [B]b

Donde:

• [A] y [B] son las concentraciones molares de los reactivos en un instante dado.
• a y b son exponentes que se determinan de forma experimental.
• k es la constante de velocidad, específica para cada reacción a una temperatura dada.
• v es la velocidad instantánea de la reacción.

Orden de Reacción

• Los exponentes a y b reciben el nombre de orden de reacción respecto al reactivo correspondiente. La suma de estos exponentes (a + b) se conoce como orden global o total de reacción.
• Los órdenes de reacción deben determinarse experimentalmente. Aunque en algunas reacciones pueden coincidir con los coeficientes estequiométricos, esto no es una regla general.

Ejemplos de Orden de Reacción:

• Reacción: H2(g) + I2(g) → 2 HI(g)

  Ecuación de velocidad: v = k [H2][I2]

  (De primer orden con respecto a cada reactivo y de orden 2 como orden total).

• Reacción: H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g)

  Ecuación de velocidad: v = k [H2][Br2]1/2

  (De primer orden con respecto al H₂ y de orden ½ con respecto al Br₂. El orden total es 3/2).

Factores que Modifican la Velocidad de Reacción

La velocidad de una reacción química puede ser influenciada por diversos factores:

• Naturaleza de los Reactivos

  Existen sustancias que reaccionan más rápidamente que otras. Por ejemplo, el hierro se oxida con facilidad al aire, mientras que el oro no. Las sustancias cuyos átomos están unidos por enlaces covalentes suelen reaccionar más lentamente que aquellas unidas por enlace iónico, debido a la energía necesaria para romper y formar enlaces.

• Estado Físico de los Reactivos

  Las reacciones son generalmente más rápidas si los reactivos se encuentran en estado gaseoso o en disolución, en comparación con el estado sólido. En el estado gaseoso, el número de choques entre las moléculas es mayor, lo que favorece una mayor velocidad de reacción.

  En reacciones heterogéneas (donde los reactivos están en diferentes fases), la superficie de contacto influye significativamente en la velocidad de reacción. Las sustancias en estado sólido, dependiendo de su grado de división (tamaño de partícula), aumentarán su velocidad de reacción. Un ejemplo claro es la madera, que arde mejor en virutas que en un tronco entero.

  Las reacciones en disolución acuosa, en general, son muy rápidas debido a la facilidad de las partículas para moverse y colisionar.