Teoría de la colisión
Conceptos básicos-Teoría de la colisión
En este tutorial sobre teoría de colisiones, aprenderás qué hace que una colisión tenga éxito. También conocerás las formas de aumentar las colisiones y las velocidades de reacción, así como la importancia de la teoría de colisiones.
Temas tratados en otros artículos
- Comprensión de la teoría cinética molecular
- Velocidades de reacción y determinación de la ley de velocidad
- Catalizadores y energía de activación
- Leyes de velocidad integradas
- Aproximación al estado estacionario
Vocabulario de la teoría de colisiones
Catalizador – Sustancia que no se consume en una reacción, sino que disminuye la energía de activación y acelera la reacción. Más información sobre catalizadores aquí.
Energía cinética – Energía de un objeto debida al movimiento
Energía de activación – Energía mínima que debe poseer un reactivo para reaccionar
Cinética – Estudio de la velocidad de las reacciones
Velocidad de reacción – Velocidad a la que se produce una reacción. Echa un vistazo a esta introducción a la Cinética y las Velocidades de Reacción
Introducción a la teoría de colisiones
La teoría de las colisiones afirma que, para que se produzca una reacción, los reactantes deben colisionar adecuadamente. La velocidad de reacción es igual a la frecuencia de las colisiones. La teoría de colisiones se limita a los gases porque las frecuencias de las colisiones atómicas sólo pueden calcularse con precisión con gases. Max Trautz propuso la teoría de colisiones en 1916, al igual que William Lewis de forma independiente en 1918.
Colisiones efectivas
Una colisión efectiva es aquella que produce una reacción química. Cuanto mayor sea la tasa de colisiones efectivas, más rápida será la velocidad de reacción.
Para que una colisión produzca un cambio químico, debe tener suficiente energía y la orientación correcta. Las colisiones exitosas deben tener suficiente energía cinética para alterar y reorganizar los enlaces entre los átomos o, de lo contrario, simplemente rebotarán entre sí como pelotas. La frecuencia de las colisiones entre dos reactivos es proporcional a su concentración. Por ejemplo, si se duplica la concentración de un reactivo, se duplicará el número de colisiones. A temperatura ambiente, en un centímetro cúbico de gas se producen 1033 colisiones por segundo. Sin embargo, si todas estas colisiones tuvieran éxito, todas las reacciones se completarían en un segundo.
La orientación de las colisiones es más importante cuanto más complejas son las moléculas de la reacción. Por ejemplo, en la reacción entre N2O y NO, el oxígeno del N2O debe chocar con el nitrógeno del NO para que se produzca una reacción. Cuanto más complejas sean las moléculas, menor será el número de colisiones con la orientación adecuada para que se produzca una reacción.
En resumen, para que una colisión sea efectiva para provocar una reacción:
- Las moléculas deben colisionar
- Las colisiones deben tener suficiente energía (energía de activación)
- Las moléculas deben tener la orientación adecuada
Aumento de las colisiones
Hay muchos factores que pueden manipularse para aumentar el número de colisiones y, por tanto, la velocidad de la reacción. A continuación se enumeran y explican algunos de estos factores.
Concentración de reactantes
Cuanto mayor sea la concentración de reactivos, mayor será el número de moléculas disponibles para colisionar.
Temperatura
Las temperaturas más altas hacen que los reactivos tengan más energía cinética. Con más energía cinética, las moléculas se moverán más deprisa. Por lo tanto, los reactivos chocarán más a menudo y con más energía.
Presión
Al aumentar la presión, disminuye el espacio entre las moléculas de los reactivos. Con menos espacio, las moléculas chocarán con más frecuencia.
Estados de la materia
Los gases son más rápidos que los líquidos, que son más rápidos que los sólidos. Por ejemplo, si las personas corren en direcciones aleatorias en una habitación, es más probable que choquen que si van andando.
Catalizadores
Los catalizadores aceleran las reacciones y modifican el mecanismo de colisión de las moléculas. No se consumen en la reacción y permanecen inalterados. Los catalizadores aceleran la reacción reduciendo la energía de activación necesaria para una reacción.
¿Por qué es importante la teoría de colisiones?
Mediante la teoría de colisiones se explica cómo aumentar la velocidad de reacción. Analizando todos los factores que aumentan las colisiones, se utilizan ecuaciones matemáticas para formar ecuaciones de velocidad. Las velocidades de reacción dependen de los factores que aumentan las colisiones. Es importante poder determinar y manipular la velocidad de una reacción para crear eficazmente los productos necesarios.