Teoría de colisiones y del estado de transición: factores que afectan la velocidad de reacción

Teoría de Colisiones

La teoría de colisiones propone que las reacciones químicas se producen a partir de choques entre las moléculas, los átomos o los iones reactivos. Desde el punto de vista de la velocidad de reacción, esta depende de los siguientes factores:

• Frecuencia de los choques: Se refiere a la cantidad de choques entre dos moléculas por unidad de volumen. A mayor cantidad de choques, mayor es la probabilidad de que las especies implicadas reaccionen y, por tanto, la velocidad del proceso aumenta.
• Eficacia del choque: Para que los choques sean eficaces, deben conllevar la ruptura de unos enlaces y la formación de otros. Para ello, el choque debe producirse con la energía suficiente para que se puedan romper los enlaces necesarios. A esa energía mínima o umbral se le denomina energía de activación (Ea). Además, el choque debe producirse con la orientación adecuada para que la reacción se produzca.

Teoría del Estado de Transición

Según la teoría del estado de transición, cuando las moléculas de los reactivos chocan, se forma un agregado que no es una simple reunión de moléculas, sino una molécula en sí misma. Este agregado se denomina complejo activado o complejo de transición, y es muy inestable, ya que su energía es superior a la de cualquier reactivo o producto. En él, unos enlaces están en proceso de formación y otros en proceso de ruptura.

En esta teoría, la energía de activación representa la energía necesaria para que se forme el complejo activado. Cuanto menor sea, más fácil será que las moléculas de reactivo dispongan de la energía suficiente para alcanzar la formación del complejo activado y más rápida será la reacción. En un diagrama energético, se pueden representar la entalpía de los reactivos, de los productos, del complejo activado y de todos los pasos entre uno y otros en función del transcurso de la reacción o de la coordenada de reacción.

Conceptos Clave

• Velocidad de reacción: Variación de la concentración de una determinada especie respecto a la unidad de tiempo (mol/L·s).
• Energía de activación: Barrera energética que se necesita alcanzar en una reacción química para obtener un determinado producto.
• Complejo activado: Especie altamente inestable. Se trata de un agregado químico que actúa como intermedio de reacción entre reactivos y productos.
• Catalizador: Sustancia química que varía la velocidad de reacción modificando la energía de activación del proceso. Si disminuye la Ea, la energía implicada para alcanzar los productos será menor y, por ello, el proceso será más rápido. Sin embargo, si aumenta la Ea, la energía implicada en el proceso para alcanzar los productos será mayor y, por ello, la velocidad será menor.