TEORÍAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS EXISTEN TEORÍAS DE LAS






TEORÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

TEORÍAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Existen teorías de las reacciones químicas que permiten explicar muchos conceptos importantes de las mismas:

1.- TEORÍA DE LAS COLISIONES

Uno de los modelos que explican cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, desarrollada por Lewis y otros químicos en la década de 1920. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen.

    Dadas las dimensiones de los átomos, moléculas o iones, en una reacción química toman parte tal número de partículas que sería impensable un choque simultáneo (al mismo tiempo) y adecuado de todas las partículas de los reactivos.

    En la formación del Hl a partir de la reacción del H2 con el I2, cada molécula de hidrógeno existente debe chocar con una sola de yodo para originar dos moléculas de yoduro de hidrógeno. De esta forma, para que puedan reaccionar las cantidades existentes de reactivos, toda reacción química requiere un tiempo, que se denomina tiempo de reacción.

    Por otro lado, generalmente, no toda la masa de reactivos se transforma íntegramente en productos, porque no todos los choques que se verifican dan lugar a la ruptura de enlaces; puede ocurrir como en el juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de las mismas. Por eso para que tenga lugar una reacción química los choques deben ser eficaces y cumplir las dos condiciones siguientes:

1.- 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. Según esta condición, a la energía mínima requerida para efectuar una reacción se la llama energía de activación.

    No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de activación, pues hacen referencia a aspectos distintos de una reacción química.

    La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a una reacción química, independientemente de cómo se verifique la reacción.

    La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que vencer para que tenga lugar la reacción química.

    Veamos un ejemplo: La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica y pudiera parecer que, al ser el contenido energético de los productos menor que el de los reactivos, todas las reacciones exotérmicas deberían ocurrir de una forma espontánea. Pero, afortunadamente el papel no arde de forma espontánea en contacto con el oxígeno del aire. Todos sabemos que hace falta prender con una cerilla el papel para que éste se queme.     De esta forma, el papel comienza a arder cuando la cerilla encendida comunica la energía de activación suficiente al papel y al oxígeno para iniciar la combustión.

Otra forma de ver este concepto de Energía de Activación sería:

Al analizar los cambios en energía potencial y en energía cinética que experimentan un par de moléculas al chocar en la fase gaseosa encontramos los siguientes tres factores.

Resumen: Solamente las moléculas que se mueven rápidamente (alta energía cinética) pueden reaccionar. De hecho, para reaccionar las moléculas que están envueltas en el choque deben tener cierto valor mínimo de energía cinética que pueda transformarse en energía potencial. La energía mínima que deben terne las moléculas para que el choque sea efectivo se conoce como la Energía De Activación de reacción.

2.- 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, por tener lugar con una orientación desfavorable.

Ejemplo: Efecto de orientación.

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    Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los átomos, moléculas o iones existentes entren en contacto, es decir, choquen, y mediante la colisión, se rompan los enlaces de las sustancias reaccionantes y se establezcan los nuevos enlaces.

2.- TEORÍA DEL ESTADO DE TRANSICIÓN (COMPLEJO ACTIVADO)

Las moléculas de los reactivos antes de ser convertidas en productos deben pasar por una especie intermedia inestable de alta energía potencial.

El COMPLEJO ACTIVADO existe en el tope de la barrera de energía potencial como resultado de una colisión efectiva. No corresponde ni a los reactivos ni a los productos y puede ir tanto en una dirección como en la otra.

Ejemplo:

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Resumen: La teoría del estado de transición visualiza la rapidez de reacción en términos de la energía y geometría del complejo activado, el cual una vez formado puede dar lugar a producto o reactivos.


3.- AGENTES CATALÍTICOS

Los agentes catalíticos aumentan la rapidez y al final se recobran en su estado original o inalterado. Algunos ejemplos de agentes catalíticos son: Platino (Pt), Oxido de manganeso (MnO2), yoduro de potasio (KI), oro (Au) y las enzimas. Tiene la habilidad de acelerar la reacción, pero no tienen la capacidad de hacer que una reacción no espontánea, ocurra. En una reacción catalizada el agente catalítico se usa en uno de los pasos y más tarde se regenera en un paso subsiguiente. Los mecanismos catalizados son diferentes al no-catalizado y la energía de activación es menor, y por lo tanto la rapidez aumenta. El agente catalítico no es un reactivo ni un producto, no altera la constante de equilibrio y reduce el tiempo en que se logra el estado de equilibrio. También tiene el mismo efecto en la reacción directa como en la reacción reversa. Hay agentes catalíticos homogéneos y heterogéneos.


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