Cinética Química:
Es aquella
parte de la química que estudia la velocidad
o rapidez con que transcurren las concentraciones de reactivos y productos con
el tiempo. La cinética química es un estudio puramente empírico y experimental;
el área química que permite indagar en las mecánicas de reacción se conoce como
dinámica química.
Velocidad de Reacción:
Se define
como la velocidad que se obtiene al combinar dos o más elementos químicos
reactivos, la cual se calcula por unidad de volumen y tiempo. Está
conformada por la velocidad de formación y la velocidad de descomposición. Esta
velocidad no es constante y depende de varios factores, como la concentración
de los reactivos, la presencia de un catalizador, la temperatura de reacción y
el estado físico de los reactivos.
Teorías que explican la velocidad
de reacción:
o Teoría de las colisiones:
Teoría
propuesta por Max Travtz en 1916 y por Gilbert N. Lewis en 1918 que explicaba
cualitativamente como ocurren las
reacciones químicas y por que las velocidades de reacción difieren para
diversas reacciones.
Para que la
reacción ocurra las partículas
reaccionantes deben colisionar (chocar) , solo una cierta reacción de las colisiones totales causan un cambio químico ; estas son llamadas
colisiones exitosas.
Las
colisiones exitosas tienen energía suficiente (energía de activación), al
momento del impacto para romper los enlaces, resultando en los productos de la reacción. El incrementar la
concentración de los reactivos y
aumentar la temperatura lleva a más
colisiones exitosas, incrementando la velocidad de reacción.
Teoría del estado de transición:
La teoría
asume la existencia de un tipo de equilibrio especial químico
(cuasi-equilibrio) entre los reactivos y el complejo activado o estado de transmisión, una estructura
intermedia inestable por su alta energía.
Energía de activación:
En química,
la energía de activación es la energía mínima que necesita un sistema antes de
poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse
para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción
química dada.
Factores que afectan la velocidad
de reacción
Estos factores pueden ser:
o
Temperatura:
Por norma
general, la velocidad de reacción aumenta con la temperatura porque al
aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía
cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con
más energía.
o
Concentración:
La mayoría de
las reacciones son más rápidas en presencia de un catalizador y cuanto más
concentrados se encuentren los reactivos, habrá mayor frecuencia de colisión.
Si los
reactivos están en disolución o son gases encerrados en un recipiente, cuanto
mayor sea su concentración, más alta será la velocidad de la reacción en la que
participen, ya que, al haber más partículas en el mismo espacio, aumentará el
número de colisiones.
El ataque que
los ácidos realizan sobre algunos metales con desprendimiento de hidrógeno es
un buen ejemplo, ya que este ataque es mucho más violento cuanto mayor es la
concentración del ácido.
o
Naturaleza de los reaccionantes:
Dependiendo del tipo de reactivo que
intervenga, una determinada reacción tendrá una energía de activación:
Muy alta, y entonces será muy lenta.
Muy baja, y entonces será muy rápida.
Así, por ejemplo, si tomamos como
referencia la oxidación de los metales, la oxidación del sodio es muy rápida,
la de la plata es muy lenta y la velocidad de la oxidación del hierro es
intermedia entre las dos anteriores.
¿A qué se debe esta diferencia en las
velocidades? La primera reacción no requiere la ruptura ni formación de
enlaces, sino que consiste simplemente en un intercambio de electrones de unos
iones a otros. La segunda requiere la ruptura del enlace O=O, y la formación de
dos nuevos. Por último, la tercera reacción requiere la ruptura de seis enlaces
y la formación de otros seis nuevos.
Según se aprecia en estos ejemplos,
puede decirse de forma aproximada que, a temperatura ordinaria, las reacciones
que no implican un reajuste de enlaces, como en algunas reacciones redox en las
que solo hay intercambio de electrones entre iones suelen ser muy rápidas. Esto
es lo que ocurre en casi todas las reacciones entre iones. En cambio, cuando se
requiere la ruptura y formación de varios enlaces, las reacciones suelen ser
muy lentas.
o
Catalizador:
Los catalizadores aumentan o
disminuyen la rapidez de una reacción sin transformarse. Suelen empeorar la
selectividad del proceso, aumentando la obtención de productos no deseados. La
forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, usando
pasos elementales con mayor o menor energía de activación.
Existen catalizadores homogéneos, que
se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en
la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que
se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las
reacciones de hidrogenación).
Los catalizadores también pueden
retardar reacciones, no solo acelerarlas, en este caso se suelen conocer como
retardantes o inhibidores, los cuales impiden la producción.
Los catalizadores no modifican la
entalpía, la entropía o la energía libre de Gibbs de los reactivos. Ya que esto
únicamente depende de los reactivos. Positivo: acelera la velocidad Negativo:
disminuye la velocidad.
o
Grado de subdivisión:
La reacción de un sólido con un
reactivo en disolución ocurre a través de colisiones de las partículas del
reactivo con la superficie del sólido, reacción que se ha denominado
heterogénea. Por lo tanto, en este tipo de reacción lo importante de considerar
no es la cantidad de sólido presente sino la cantidad de superficie de contacto
expuesta. En este sentido, la superficie de contacto varía de acuerdo con el
estado de subdivisión en que se encuentre el material sólido
El grado de subdivisión de un
material está relacionado con su área superficial: mientras más dividido se
encuentre un material, mayor será el área de su superficie expuesta, y por lo
tanto mayor será el número de colisiones, así la rapidez de reacción aumenta.
o
PH:
Efecto del pH
en la ionización del sitio activo: la concentración de H+ afecta la velocidad
de la reacción en muchas formas. Primero el proceso catalítico usualmente
requiere que la enzima y el substrato tengan grupos químicos en una forma iónica
particular para poder interactuar. Por ejemplo la actividad catalítica puede
necesitar a un grupo amino, por ejemplo de una lisina en estado protonado
(-NH3+) o no (-NH2+), el pH modifica este estado y por tanto a la velocidad de
la reacción.
Efecto del pH
para la desnaturalización de la enzima: pH extremos pueden ocasionar la
desnaturalización de las enzimas, debido a que la estructura con estos cambios
es posible modificar las interacciones iónicas que intervienen en la
estabilidad de la enzima en su estado nativo:
Orden de una reacción:
En cinética química, el orden de reacción con respecto
a un reactivo, es definido como la potencia (exponencial) a la cual su término
de concentración en la ecuación de tasa es elevado.
Por ejemplo, dada una reacción química 2A + B — > C
con una ecuación de tasa
r = k [A]2 [B]1
El orden de reacción con respecto a A sería 2 y con
respecto a B sería 1, el orden de reacción total sería 2 + 1 = 3. No es
necesario que el orden de una reacción sea un número entero; cero y valores
fraccionarios de orden son posibles, pero ellos tienden a ser enteros. Ordenes
de reacción pueden ser determinados solamente por experimentos. Su conocimiento
conduce a conclusiones sobre el mecanismo de reacción.
Actividad práctica:
Utilizar dos pastilla efervescentes o en su defecto
azúcar y cualquier bebida gaseosa de la que se disponga. En caso de utilizar
las pastillas efervescentes, tome dos vasos cristalinos y coloque en ello agua
hasta la mitad, pulverice una de las pastillas, introduzca ambas pastilla al
mismo tiempo en cada uno de los recipientes con agua, es decir, en uno la
pastilla pulverizada y en otro la pastilla completa.
Espere y observe. Luego indique que concluye sobre los
factores que afectan la velocidad de una reacción.
En caso de no encontrar pastillas efervescentes, tome
dos vasos y llénalos hasta la mitad con una bebida gaseosa de su preferencia,
identificarlos como A y B, en el Ab agregue una cucharada de azúcar rasa
(llena), en el otro agregue sólo la mitad del azúcar e indique:
¿En cuál de los dos recipientes fue más rápida la
reacción y porque?
Respuesta:
Se realizó el experimento de las dos pastillas
efervescentes reaccionando dentro del agua, una se introdujo completa y la otra
dividida en pequeños trozos.
Se pudo observar que la velocidad de reacción de la
pastilla dividida fue mucho más rápida que la de la pastilla entera. La
velocidad fue afectada por el grado de subdivisión del material solido ya que
al estar dividió hay mas área de superficie expuesta y mayor son las
colisiones. Mientras que en la pastilla entera es menor.
Atendiendo al enunciado de la teoría de las colisiones, ¿Qué relación tienen la
energía cinética y calórica con respecto a la velocidad de reacción? Y ¿Qué
importancia tiene la energía de activación en el proceso? Razone su respuesta.
Según el enunciado de la teoría de las colisiones, la
energía cinética y la calórica se relacionan con respecto a la velocidad de
reacción porque a mayor temperatura se produce un incremento de la energía
cinética y por consecuencia mayor será la velocidad de reacción. Es decir las
moléculas se mueven más rápido incrementado las probabilidades de obtener
colisiones exitosas. Todo esto se favorece si la energía calórica se
incrementa.
La energía de activación es sumamente importante
porque es la que inicia todo el proceso de la reacción química, recordemos que
la Teoría de las Colisiones nos indica que la energía de activación es la
energía mínima que se necesita para poder iniciar el proceso. Un ejemplo lo
tenemos para el proceso de combustión, los reactivos no pueden iniciar el
proceso sin un primer aporte de energía.
De
acuerdo a lo consultado de la alternativa F, de la pregunta 2, señale dos ejemplos
de reacciones de orden 1 y de orden 2, explicando su razonamiento.
Ejemplo 1:
Por ejemplo, dada una reacción química 2A + B — > C
con una ecuación de tasa
r = k [A]2 [B]1
El orden de reacción con respecto a A sería 2 y con
respecto a B sería 1, el orden de reacción total sería 2 + 1 = 3
El orden se determina por el exponente de los
reactivos, para A=2 y para B=1
Ejemplo 2
Dada una reacción química A + B — > C con una
ecuación de tasa
r = k [A]1 [B]1
El orden de reacción con respecto a A sería 1 y con
respecto a B sería 1, el orden de reacción total sería 1 + 1 = 2
El orden se determina por el exponente de los
reactivos, para A=1 y para B=1
