Cinética química
La Cinética Química es la rama de la química, encargada del estudio cuantitativo de la rapidez de reacción. Podemos definirla como la encargada de tratar la velocidad de una reacción, los factores que influyen en ella, y del mecanismo a través del cual los reactivos se transforman en productos.
Esta transformación de reactivos en productos, puede ser rápida, lenta, e incluso puede llegar a no suceder nunca.
Algunas reacciones ocurren en un solo paso, a través de un choque simple de dos moléculas y el reordenamiento de los átomos, pero por lo general, las reacciones suceden mediante etapas intermedias que forman en conjunto el mecanismo de la reacción.
El descubrimiento de las reacciones intermedias, por las cuales los reactivos se convierten en productos, es decir, la descripción de las reacciones con exactitud, es también papel de la cinética química.
Algunas reacciones químicas, ocurren de forma prácticamente instantánea a temperatura ambiente, en cambio, otras suceden muy lentamente aún estando en las mismas condiciones, este hecho hace algo difícil definir el concepto de velocidad de reacción que intentamos entenderlo como:
La velocidad de reacción representa la rapidez con la que tiene lugar la transformación de unos reactivos, en otras distintas, los productos.
En todas las reacciones, con el paso del tiempo, se agotan los reactivos a la vez que se van transformando en productos, de esta manera podemos definir otro termino importante en la cinética química: la velocidad media de reacción.
La velocidad media de reacción, en las reacciones homogéneas entre gases o entre reactivos en disolución, se mide a partir de la disminución del reactivo o el aumento de la concentración de un producto en un espacio de tiempo. Las reacciones homogéneas son aquéllas donde los reactivos se encuentran en la misma fase.
Supongamos así teóricamente la reacción:
aA + bB → cC + dD
La velocidad en esta reacción se expresa en función de la concentración de los reactivos, en este caso, A y B, es decir:
∆ [A] / ∆t y ∆[B] / ∆t
O también puede expresarse como el aumento de las concentraciones de los productos C y D, en un espacio de tiempo:
∆[C]/ ∆t y ∆[D]/ ∆t
Generalmente las concentraciones se miden en moles por litro ( mol.L^-1) , y los espacios de tiempo, en segundos ( s ). De este modo, la velocidad se medirá en moles por litro por segundo ( mol.L^-1. s ^ -1)
Para que las variaciones anteriormente citadas sean análogas, debe tenerse en cuenta que:
Por cada a mol.L^-1 de A que se agote, desaparecerá también un b mol.L^-1 de B, a la vez que se producen c mol.L^-1 de C y d mol.L^-1 de D. Es por esto que cada cambio de concentración necesita ser dividido por el coeficiente estequiométrico que corresponda.
Como [A] y [B] disminuyen, sus transformaciones son negativas, siendo en cambio las de [C] y [D], positivas. Por lo cual, debemos colocar el signo – delante de las variaciones de reactivos para que, de este modo, la velocidad siempre obtenga un valor positivo.
A parte de conocer la velocidad media, es interesante conocer el valor de la velocidad en un momento determinado, término conocido como velocidad instantánea. Ésta se halla determinando la velocidad media en un intervalo de tiempo tan pequeño como se desee, expresándose mediante la derivada de la concentración con respecto del tiempo, ya sea de un reactivo o de un producto, dividida por el coeficiente estequiométrico que corresponda.
Teoría de las reacciones químicas:
Estudiar la velocidad de las reacciones, las leyes y sus factores, se hace más comprensible si se tiene una teoría que de explicaciones acerca de cómo y en qué condiciones, ocurren las reacciones químicas. En torno a 1920, se propuso la conocida como teoría de las colisiones, que algo después, hacia 1935, se amplió con la teoría del complejo activado o del estado de transición.
Teoría de las colisiones:
Según esta teoría, una reacción tiene lugar si se cumple una condición: el choque o colisión de las partículas de los reactivos, ya sean átomos, iones o moléculas.
Los cálculos demuestran, que no es suficiente el choque de partículas para que éstas reaccionen, ya que de ser así, todas las reacciones serían instantáneas, debido al gran número de choques que se producen en un intervalo pequeño de tiempo.
Para que el choque de dos partículas sea garantía para provocar una reacción entre ellas, las partículas deben cumplir dos condiciones:
- Tener energía cinética suficiente, como para que los enlaces se ordenen dando la formación de una sustancia nueva. La energía cinética se transforma en energía de vibración, provocando la ruptura de los enlaces así que, si no se posee una mínima energía cinética, las partículas rebotaran sin reaccionar.
- Colisión con buena orientación.
Si se cumplen estas dos condiciones, el choque de las partículas será eficaz y se producirá la reacción entre ellas.
Teoría del complejo activado:
Esta teoría, también conocida como teoría del estado de transición, dice que cuando las moléculas que forman los reactivos se acercan, se deforman, provocando que el choque de lugar a un estado intermedio de gran energía y poca duración: el complejo activado.
El complejo activado es una mezcla de las moléculas que pueden dar lugar a los productos. El complejo sólo se forma si las moléculas de los reactivos tienen una energía igual o mayor a la llamada, energía de activación, que es característica de cada reacción.
La energía de activación es la energía complementaria que deben absorber las moléculas de los reactivos, para que cuando choquen, éstas lleguen a formar el complejo activado.
Esta teoría dice, que la reacción sólo comienza cuando las moléculas de los reactivos llegan a la valla energética que supone la energía de activación. Generalmente, sólo una pequeña parte de las moléculas tienen tanta energía como para superar esta valla, por lo tanto, sólo esta pequeña parte, participa en la reacción.
Cuanto mayor sea la energía de activación, menor será la velocidad de reacción. En cambio, en las reacciones de baja energía de activación, se beneficia la velocidad de reacción al ser mayor el número de choques eficaces.