Catalizadores y teoría de colisiones en cinética química: resumen

Aspectos Clave de la Cinética Química

Respuestas a Conceptos Fundamentales

• El Uso de Catalizadores

  Los catalizadores son sustancias ajenas a la reacción que no se alteran en el proceso y cuya presencia, incluso en pequeñas cantidades, modifica la velocidad de reacción. Pueden disminuir (catalizadores positivos) o aumentar (catalizadores negativos) la energía de activación del proceso, sin alterar las variaciones de las funciones de estado.

• Interpretación de Curvas de Reacción

  En relación con la curva 2, a menor energía de activación (EA), aumenta el número de choques efectivos y, por consiguiente, la velocidad de reacción.

• Influencia de la Temperatura (Ecuación de Arrhenius)

  Según la ecuación de Arrhenius, la constante de velocidad es directamente proporcional a la temperatura (T). Si la temperatura aumenta, la constante de velocidad también lo hace.

• Reacciones Exotérmicas

  El contenido energético de los productos es menor que el de los reactivos; por lo tanto, en el transcurso de la reacción se desprenderá calor. Esto indica una reacción exotérmica (ΔH_R < 0).

Definición y Características de los Catalizadores

Los catalizadores son las sustancias que intervienen en las reacciones químicas, acelerándolas o retrasándolas, y que permanecen inalterados al finalizar la reacción. Sus características principales son:

• Gran desproporción: Existe una gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador.
• Inalterabilidad: El catalizador se encuentra inalterado al final del proceso, igual que al comienzo.
• Modificación de velocidad: Un catalizador no inicia una reacción que sin él no se realizaría; solo modifica la velocidad de la misma.
• Especificidad: Los catalizadores son específicos para cada reacción o para un grupo de reacciones.

Diferencias entre Catálisis Homogénea y Heterogénea

Catálisis Homogénea

Los catalizadores homogéneos actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase que los reactivos.

Catálisis Heterogénea

Los catalizadores heterogéneos no reaccionan químicamente con las sustancias del sistema; en su lugar, adsorben en su superficie las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentando, por consiguiente, el número de choques entre ellas y la velocidad de reacción. El catalizador y los reactivos están en distinta fase.

Teoría de Colisiones

Según esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que existan choques entre moléculas de reactivos que den origen a productos. Es decir, es preciso que los átomos, las moléculas o iones de los reactivos entren en contacto entre sí, que choquen. Para que tenga lugar una reacción química, los choques deben ser eficaces, cumpliendo dos condiciones fundamentales:

1. Energía Suficiente

   Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente energía (cinética) para que al chocar puedan romperse sus enlaces y formarse otros nuevos. Las moléculas de reactivos deben poseer la energía suficiente para que pueda ocurrir el rompimiento de enlaces, un reordenamiento de los átomos y luego la formación de los productos. Si no se dispone de la energía suficiente, las moléculas rebotan sin formar productos.

2. Orientación Adecuada

   Que el choque se verifique con una orientación adecuada, pues aunque los átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz si no tiene lugar con una orientación favorable entre los reactivos.

Si el choque entre las moléculas cumple estas condiciones, las colisiones son efectivas y ocurre la reacción, formando productos. No todas las colisiones entre reactivos son efectivas. Los choques efectivos dependen de los siguientes factores:

• La naturaleza de los reactivos y su concentración.
• La orientación en el momento del choque.
• La temperatura (T), que afecta a la energía cinética de las moléculas.

Teoría del Estado de Transición

Esta teoría mejora la teoría de colisiones. Supone que tras un choque eficaz, cuando los reactivos se aproximan, se produce la formación de un estado intermedio de alta energía, alta inestabilidad y, por tanto, corta duración, llamado estado de transición, en el que se forma una sustancia intermedia denominada complejo activado. Se trata de una especie química inestable con más energía que los reactivos y los productos. El complejo activado se descompone rápidamente para dar lugar a los productos, progresando la reacción, o para volver a los reactivos, regresando a la situación inicial. La energía que necesitan los reactivos para alcanzar ese complejo se llama energía de activación (EA).