CINÉTICA QUÍMICA - PARTE 2
¿CÓMO OCURRE LAS REACCIONES QUÍMICAS? – TEORÍA DE
COLISIONES
1) Teoría de colisiones
La teoría de colisiones establece que para que se produzca una reacción:
Las partículas deben colisionar entre sí.
La colisión debe darse con una orientación espacial adecuada de las
moléculas de reactivos.
La colisión debe tener suficiente energía para provocar una reacción, es
decir, suficiente energía para romper enlaces.
La energía mínima que deben tener las partículas en colisión para
reaccionar se conoce como energía de activación.
Las colisiones pueden describirse como exitosas o no exitosas.
Una colisión exitosa significa que las partículas reactivas chocan y
se reorganizan para formar los productos.
o Esto sucede cuando las partículas tienen suficiente energía
(es decir, energía mayor que la energía de activación) para
reaccionar.
La colisión tiene éxito y da como resultado una reorganización de los
átomos para formar los productos
Una colisión fallida significa que las partículas reactivas
simplemente rebotan entre sí y permanecen sin cambios.
o Esto sucede cuando las partículas no tienen suficiente
energía para romper los enlaces necesarios o no chocan en
la orientación correcta.
La colisión no tiene éxito y no se produce reordenamiento de los
átomos.
¿Cómo aumentar el número de colisiones exitosas?
Aumentar el número de colisiones exitosas significa que una mayor proporción
de partículas reactivas colisionan para formar moléculas de producto.
El número de colisiones exitosas depende de:
El número de partículas por unidad de volumen: más partículas en un
volumen dado producirán colisiones exitosas más frecuentes
La frecuencia de colisiones: un mayor número de colisiones por segundo
dará como resultado un mayor número de colisiones exitosas por
segundo.
La energía cinética de las partículas: una mayor energía cinética
significa que una mayor proporción de colisiones tendrán una energía
que excede la energía de activación y más frecuentes serán las
colisiones ya que las partículas se mueven más rápido, por lo tanto, más
colisiones serán exitosas.
La energía de activación: menos colisiones tendrán una energía que
exceda una energía de activación más alta y menos colisiones tendrán
éxito.
Todos estos factores tienen un impacto en la velocidad de reacción, que depende
del número de colisiones exitosas por unidad de tiempo.
A) Energía de activación (Ea):
Para que se produzca una reacción, las partículas reactivas deben
superar una cantidad mínima de energía.
Esta energía se llama energía de activación (Ea).
En las reacciones exotérmicas los reactivos tienen mayor energía que los
productos.
En las reacciones endotérmicas los reactivos tienen menor energía que
los productos.
Por lo tanto, la Ea en reacciones endotérmicas es relativamente mayor
que en reacciones exotérmicas.
El diagrama muestra que los reactivos tienen mayor energía que los productos
en la reacción exotérmica, por lo que la energía necesaria para que los
reactivos superen la barrera energética es relativamente pequeña.
El diagrama muestra que los reactivos tienen menor energía que los productos
en la reacción endotérmica, por lo que la energía necesaria para que los
reactivos superen la barrera energética es relativamente grande.
Aunque las partículas colisionen entre sí en la misma orientación, si no
poseen una energía mínima que corresponda a la E a de esa reacción, la
reacción no se llevará a cabo.
Por lo tanto, para que una colisión sea exitosa, las partículas reactivas
deben colisionar en la orientación correcta y poseer una energía mínima
igual a la E a de esa reacción.
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