7.5: ¿Cómo ocurren las reacciones químicas? Tasas de Reacción

Resultados de aprendizaje

• Definir la velocidad de reacción.
• Explicar el concepto de energía de activación.
• Marcar un diagrama con reactivos, productos, entalpía de reacciones directas e inversas, energía de activación de reacciones directas e inversas y complejo activado.

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\(9.09 \: \text{m/s}\).

Figura\(\PageIndex{1}\): Usain Bolt estableció el récord mundial del guión de 100 metros en 2009 con un tiempo de 9.58 segundos. Su tasa promedio de carrera a lo largo de esta carrera fue\(10.4 \: \text{m/s}\), o\(23.4 \: \text{mph}\).

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.

Figura\(\PageIndex{2}\): (A) Una colisión ineficaz es aquella que no da como resultado la formación de producto. (B) Una colisión efectiva es aquella en la que se rompen los enlaces químicos y se forma un producto.

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.

Figura\(\PageIndex{3}\): Un diagrama de energía potencial muestra la energía potencial total de un sistema de reacción a medida que avanza la reacción. (Izquierda) En una reacción endotérmica, la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos, y\(\Delta H\) es positiva. (Derecha) En una reacción exotérmica, la energía de los productos es menor que la energía de los reactivos, y\(\Delta H\) es negativa.

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).

Figura\(\PageIndex{4}\): La energía\(\left( E_a \right)\) de activación de una reacción es la barrera que debe superarse para que los reactivos se conviertan en productos. (A) La energía de activación es baja, lo que significa que es probable que la reacción sea rápida. (B) La energía de activación es alta, lo que significa que es probable que la reacción sea lenta.

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.

Figura\(\PageIndex{5}\): Un complejo activado es un estado de corta duración en el que las partículas colisionantes se encuentran en el pico de la curva de energía potencial.