11.6: Tasas de reacciones
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Resultados de aprendizaje
- Definir la velocidad de reacción.
- Definir catalizador y explicar su comportamiento en una reacción química.
- Describir cómo las temperaturas, concentración o presión del reactivo y un catalizador afectan la velocidad de reacción.
- Explicar el concepto de energía de activación.
- Etiquetar un diagrama con reactivos, productos, entalpía de reacciones directas e inversas, energía de activación de reacciones directas e inversas y complejo activado.
- Calcular la entalpía y la energía de activación con datos en un diagrama de reacción.
La cinética química es el estudio de las tasas de reacciones químicas. En esta lección, aprenderá a expresar la velocidad de una reacción química y sobre diversos factores que influyen en las velocidades de reacción.
Expresar la velocidad de reacción
Las reacciones químicas varían ampliamente en las velocidades con las que ocurren. Algunas reacciones ocurren muy rápidamente. Si una cerilla encendida se pone en contacto con el líquido del encendedor u otro líquido inflamable, estalla en llamas instantáneamente y se quema rápidamente. Otras reacciones ocurren muy lentamente. Un recipiente de leche en el refrigerador estará bien para beber durante semanas antes de que comience a amargarse. Se necesitaron millones de años para que las plantas muertas bajo la superficie de la Tierra se acumularan y eventualmente se convirtieran en combustibles fósiles como el carbón y el petróleo.
Los químicos deben preocuparse por las tasas a las que ocurren las reacciones químicas. Tasa es otra palabra para velocidad. Si un velocista tarda 11.0 segundos\(\left( s \right)\) en correr un guión de 100 metros (\ left (m\ right)\), su velocidad o velocidad viene dada por la distancia recorrida dividida por el tiempo (ver figura abajo).
\[\text{speed} = \frac{\text{distance}}{\text{time}} = \frac{100 \: \text{m}}{11.0 \: \text{s}} = 9.09 \: \text{m/s}\]
El índice promedio de carrera del velocista para la carrera es\(9.09 \: \text{m/s}\). Decimos que es su tasa promedio porque no corrió a esa velocidad durante toda la carrera. Al comienzo mismo de la carrera, aunque viene de un punto muerto, su ritmo debe ser más lento hasta que pueda subir a su máxima velocidad. Su velocidad máxima debe ser mayor que la\(9.09 \: \text{m/s}\) que se hizo cargo de toda la carrera, el promedio termina en\(9.09 \: \text{m/s}\).
Las reacciones químicas no se pueden medir en unidades de metros por segundo, ya que eso no tendría ningún sentido. Una velocidad de reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o producto con el tiempo. Supongamos que se iba a llevar a cabo una reacción simple en la que una solución\(\left( \text{M} \right)\) acuosa de sustancia 1.00 molar\(\ce{A}\) se convirtiera en sustancia\(\ce{B}\).
\[\ce{A} \left( aq \right) \rightarrow \ce{B} \left( aq \right)\]
Supongamos que después de 20.0 segundos, la concentración de\(\ce{A}\) había bajado de\(1.00 \: \text{M}\) a\(0.72 \: \text{M}\) cuando se estaba convirtiendo en sustancia\(\ce{B}\). Podemos expresar la velocidad de esta reacción como el cambio en la concentración de\(\ce{A}\) dividido por el tiempo.
\[\text{rate} = -\frac{\Delta \left[ \ce{A} \right]}{\Delta t} = -\frac{\left[ \ce{A} \right]_\text{final} - \left[ \ce{A} \right]_\text{initial}}{\Delta t}\]
Un corchete alrededor de un símbolo o fórmula significa la concentración en molaridad de esa sustancia. El cambio en la concentración de\(\ce{A}\) es su concentración final menos su concentración inicial. Debido a que la concentración de\(\ce{A}\) está disminuyendo con el tiempo, se utiliza el signo negativo. Así, la velocidad para la reacción es positiva, y las unidades son molaridad por segundo o\(\text{M/s}\).
\[\text{rate} = -\frac{0.72 \: \text{M} - 1.00 \: \text{M}}{20.0 \: \text{s}} = -\frac{-0.28 \: \text{M}}{20.0 \: \text{s}} = 0.041 \: \text{M/s}\]
Durante los primeros 20.0 segundos de esta reacción, la molaridad de\(\ce{A}\) disminuye por una velocidad promedio de\(0.041 \: \text{M}\) cada segundo. En resumen, la velocidad de una reacción química se mide por el cambio en la concentración a lo largo del tiempo para un reactivo o producto. La unidad de medida para una velocidad de reacción es la molaridad por segundo\(\left( \text{M/s} \right)\).
Teoría de Colisiones
El comportamiento de los átomos, moléculas o iones reactivos es responsable de las velocidades de una reacción química dada. La teoría de colisiones es un conjunto de principios basados en la idea de que las partículas reaccionantes forman productos cuando chocan entre sí, pero solo cuando esas colisiones tienen suficiente energía cinética y la orientación correcta para provocar una reacción. Las partículas que carecen de la energía cinética necesaria pueden colisionar, pero las partículas simplemente rebotarán entre sí sin cambios. La siguiente figura ilustra la diferencia. En la primera colisión, las partículas rebotan entre sí, y no se ha producido ningún reordenamiento de átomos. La segunda colisión ocurre con mayor energía cinética, y así se rompe el enlace entre los dos átomos rojos. Un átomo rojo se une con la otra molécula como un producto, mientras que el único átomo rojo es el otro producto. La primera colisión se denomina colisión ineficaz, mientras que la segunda colisión se denomina colisión efectiva.
El suministro de energía a las partículas reaccionantes hace que los enlaces entre los átomos vibren con mayor frecuencia. Este aumento en la energía vibratoria hace que un enlace químico sea más probable que se rompa y una reacción química sea más probable que ocurra cuando esas partículas chocan con otras partículas. Adicionalmente, las partículas más energéticas tienen colisiones más contundentes, lo que también aumenta la probabilidad de que se produzca un reordenamiento de átomos. La energía de activación para una reacción es la energía mínima que deben tener las partículas colisionantes para sufrir una reacción. Algunas reacciones ocurren fácilmente a temperatura ambiente porque la mayoría de las partículas reaccionantes ya tienen la energía de activación requerida a esa temperatura. Otras reacciones solo ocurren cuando se calientan porque las partículas no tienen suficiente energía para reaccionar a menos que se proporcione más por una fuente externa de calor.
Diagramas de energía potencial
Entonces los cambios de energía que ocurren durante una reacción química se pueden mostrar en un diagrama llamado diagrama de energía potencial, a veces llamado curva de progreso de reacción. Un diagrama de energía potencial muestra el cambio en la energía potencial de un sistema a medida que los reactivos se convierten en productos. La siguiente figura muestra diagramas básicos de energía potencial para una reacción endotérmica (izquierda) y exotérmica (derecha). Recordemos que el cambio de entalpía\(\left( \Delta H \right)\) es positivo para una reacción endotérmica y negativo para una reacción exotérmica. Esto se puede ver en los diagramas de energía potencial. La energía potencial total del sistema aumenta para la reacción endotérmica a medida que el sistema absorbe energía del entorno. La energía potencial total del sistema disminuye para la reacción exotérmica a medida que el sistema libera energía al entorno.
La energía de activación para una reacción se ilustra en el diagrama de energía potencial por la altura de la colina entre los reactivos y los productos. Por esta razón, la energía de activación de una reacción a veces se denomina barrera de energía de activación. Las partículas reaccionantes deben tener suficiente energía para que cuando colisionen, puedan superar esta barrera (ver figura a continuación).
Como se discutió anteriormente, las partículas reaccionantes a veces colisionan entre sí y, sin embargo, permanecen sin cambios por la colisión. Otras veces, la colisión conduce a la formación de productos. El estado de las partículas que se encuentra entre los reactivos y los productos se denomina complejo activado. Un complejo activado es una disposición inestable de átomos que existe momentáneamente en el pico de la barrera de energía de activación. Debido a su alta energía, el complejo activado existe solo por un período de tiempo extremadamente corto (aproximadamente\(10^{-13} \: \text{s}\)). Es igualmente probable que el complejo activado reforme los reactivos originales o continúe formando los productos. La siguiente figura muestra la formación de un posible complejo activado entre moléculas de hidrógeno y oxígeno en colisión. Por su naturaleza inestable y breve existencia, se sabe muy poco sobre las estructuras exactas de la mayoría de los complejos activados.
Factores que afectan las tasas de reacción
Por su naturaleza, algunas reacciones ocurren muy rápidamente, mientras que otras son muy lentas. Sin embargo, ciertos cambios en las condiciones de reacción pueden tener un efecto sobre la velocidad de una reacción química dada. La teoría de colisiones puede ser utilizada para explicar estos efectos de velocidad.
Concentración
El aumento de la concentración de una o más de las sustancias reaccionantes generalmente aumenta la velocidad de reacción. Cuando hay más partículas presentes en una cantidad dada de espacio, naturalmente ocurrirán un mayor número de colisiones entre esas partículas. Dado que la velocidad de una reacción depende de la frecuencia de colisiones entre los reactivos, la velocidad aumenta a medida que aumenta la concentración.
Presión
Cuando aumenta la presión de un gas, sus partículas son forzadas a acercarse entre sí, disminuyendo la cantidad de espacio vacío entre ellas. Por lo tanto, un aumento en la presión de un gas es también un aumento en la concentración del gas. Para las reacciones gaseosas, un aumento en la presión aumenta la velocidad de reacción por las mismas razones descritas anteriormente para un aumento en la concentración. Una mayor presión de gas conduce a una mayor frecuencia de colisiones entre las partículas reaccionantes.
Superficie
Un tronco grande colocado en un fuego quemará relativamente lentamente. Si se agregara al fuego la misma masa de madera en forma de ramitas pequeñas, se quemarían mucho más rápido. Esto se debe a que las ramitas proporcionan una superficie mayor que la del tronco. Un aumento en el área superficial de un reactivo aumenta la velocidad de una reacción. El área de superficie es mayor cuando una cantidad dada de un sólido está presente como partículas más pequeñas. Un reactivo en polvo tiene una mayor área superficial que el mismo reactivo que un trozo sólido. Para aumentar el área superficial de una sustancia, se puede moler en partículas más pequeñas o disolverse en un líquido. En solución, las partículas disueltas se separan entre sí y reaccionarán más rápidamente con otros reactivos. La siguiente figura muestra el desafortunado resultado de una alta superficie en una reacción de combustión no deseada. Las partículas pequeñas de polvo de grano son muy susceptibles a reacciones rápidas con el oxígeno, lo que puede resultar en explosiones violentas e incendios de combustión rápida.
Temperatura
El aumento de la temperatura de una reacción química resulta en una mayor velocidad de reacción. Cuando las partículas reaccionantes se calientan, se mueven cada vez más rápido, resultando en una mayor frecuencia de colisiones. Un efecto aún más importante del aumento de temperatura es que las colisiones ocurren con una mayor fuerza, lo que significa que los reactivos tienen más probabilidades de superar la barrera de energía de activación y pasar a formar productos. Al aumentar la temperatura de una reacción se incrementa no solo la frecuencia de colisiones, sino también el porcentaje de esas colisiones que son efectivas, resultando en un aumento de la velocidad de reacción.
El papel es ciertamente un material altamente combustible, pero el papel no se quema a temperatura ambiente porque la energía de activación para la reacción es demasiado alta. La gran mayoría de las colisiones entre las moléculas de oxígeno y el papel son ineficaces. Sin embargo, cuando el papel es calentado por la llama de un fósforo, llega a un punto en el que las moléculas ahora tienen suficiente energía para reaccionar. La reacción es muy exotérmica, por lo que el calor liberado por la reacción inicial proporcionará suficiente energía para permitir que la reacción continúe, incluso si se elimina el fósforo. El papel sigue ardiendo rápidamente hasta que se va.
Catalizadores
Las velocidades de algunas reacciones químicas pueden aumentarse drásticamente introduciendo ciertas otras sustancias en la mezcla de reacción. El peróxido de hidrógeno se utiliza como desinfectante para raspaduras y cortes, y se puede encontrar en muchos botiquines como solución\(3\%\) acuosa. El peróxido de hidrógeno se descompone naturalmente para producir agua y oxígeno gaseoso, pero la reacción es muy lenta. Una botella de peróxido de hidrógeno durará varios años antes de que sea necesario reemplazarla. Sin embargo, la adición de solo una pequeña cantidad de óxido de manganeso (IV) al peróxido de hidrógeno hará que se descomponga completamente en cuestión de minutos. Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de una reacción química sin agotarse en la reacción. Logra esta tarea al proporcionar una vía de reacción alternativa que tiene una barrera de energía de activación más baja. Después de que ocurre la reacción, un catalizador vuelve a su estado original, por lo que los catalizadores se pueden usar una y otra vez. Debido a que no es ni un reactivo ni un producto, un catalizador se muestra en una ecuación química al estar escrito sobre la flecha de rendimiento.
\[2 \ce{H_2O_2} \left( aq \right) \overset{\ce{MnO_2}}{\rightarrow} 2 \ce{H_2O} \left( l \right) + \ce{O_2} \left( g \right)\]
Un catalizador funciona cambiando el mecanismo de la reacción, que puede ser el conjunto específico de etapas más pequeñas por las cuales los reactivos se convierten en productos. El punto importante es que el uso de un catalizador disminuye la energía de activación global de la reacción (ver figura a continuación). Con una barrera de energía de activación menor, un mayor porcentaje de moléculas reaccionantes son capaces de tener colisiones efectivas, y la velocidad de reacción aumenta.
Los catalizadores son partes extremadamente importantes de muchas reacciones químicas. Las enzimas en su cuerpo actúan como catalizadores de la naturaleza, permitiendo que se produzcan reacciones bioquímicas importantes a velocidades razonables. Las empresas químicas buscan constantemente nuevos y mejores catalizadores para hacer que las reacciones vayan más rápidas y así hacer que la compañía sea más rentable.
Colaboradores y Atribuciones
CK-12 Foundation by Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson, and Jean Dupon.
Allison Soult, Ph.D. (Department of Chemistry, University of Kentucky)