Reacciones Quimicas

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.

• Según las moléculas se aproximan una a la otra empiezan a sentir la repulsión entre las nubes electrónicas y entonces la rapidez de movimiento disminuye, reduciendo la energía cinética y aumentando la energía potencial debido a la repulsión. Si las moléculas inicialmente no se están moviendo

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