Teoría De Las Colisiones

teoría de las colisiones

La teoría de las colisiones propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918, cualitativamente explica como reacciones químicas ocurren y porque las tasas de reacción difieren para diferentes reacciones.

Esta teoría está basada en la idea que partículas reactivas deben colisionar para que una reacción ocurra, pero solamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y causar transformaciones de los reactivos en productos. Esto es porque solamente una porción de las moléculas tiene energía suficiente y la orientación adecuada (o ángulo) en el momento del impacto para romper cualquier enlace existente y formar nuevas.

La cantidad mínima de energía necesaria para que esto suceda es conocida como energía de activación.

Partículas de diferentes elementos reaccionan con otras por presentar energía de activación con que aciertan las otras. Si los elementos reaccionan con otros, la colisión es llamada de suceso, pero si la concentración de al menos uno de los elementos es muy baja, habrá menos partículas para otros elementos reaccionar con aquellos y la reacción irá a suceder mucho más lentamente.

Con la temperatura aumentando, la energía cinética media y velocidad de las moléculas aumenta, pero esto es poco significativo en el aumento en el número de colisiones.

La tasa de reacción aumenta con la disminución de la temperatura porque una mayor fracción de las colisiones sobrepasa la energía de activación.

La teoría de las colisiones está íntimamente relacionada a la cinética química.

Los átomos de las moléculas de los reactivos están siempre en movimiento, generando muchas colisiones (choques). Parte de estas colisiones aumentan la velocidad de reacción química. Cuantos más choques con energía y geometría adecuada exista, mayor la velocidad de la reacción.

Hay dos tipos de colisiones:

• Horizontal – Colisión más lenta

• Vertical – Colisión más rápida, colisión efectiva

Veamos los dos modelos de colisiones para la formación de dos moléculas de HCl:

Colisión Horizontal:

Observemos que luego de la primer colisión existe formación de apenas una molécula de HCl. La segunda molécula se formará en la segunda colisión.

Colisión Vertical

Observe que la molécula de H2 se aproxima de la molécula de Cl2 con mucha velocidad. Enseguida, se chocan violentamente formando dos moléculas de HCl que se alejan enseguida.

La primera colisión forma el complejo activado (dos moléculas de HCl). Esta colisión sucede con mucha velocidad y por tanto más rápida y más efectiva. Torna la reacción química más rápida.

El estado intermedio de reacción, donde se forma el complejo activado es un estado de transición donde hay un alto valor de energía involucrado.

El complejo activado es la especie química con mayor valor energético en toda la reacción química que tiene vida muy corta.

LA VEOCIDAD D REACCION

La velocidad de las reacciones depende de las diferentes naturalezas de las sustancias que intervienen. Por ejemplo, el hierro se oxida por que entra en contacto con el aire muy lentamente, pero de manera más rápida que la del plomo. En cambio, el sodio metálico reacciona de manera violenta con el agua, y el calcio sin embargo, lo reacciona de manera bastante lenta. Como vemos cada sustancia tiene su particular comportamiento.

La velocidad de reacción depende también de las características químicas de las diferentes sustancias que participan del proceso de la reacción, así como también de su estado físico, concentración de reactivos, temperatura e incluso de la presencia o no de catalizadores.

• El estado físico: el estado físico de los reactivos condicionará la velocidad de las reacciones. Bastantes reacciones tienen lugar en estado gaseoso preferentemente, o también en disolución, pues así las moléculas poseen mayor libertad de movimiento y se ponen de manera más sencilla en contacto con otras. Por lo general, las reacciones químicas que tienen lugar en disolución donde participan iones, como por ejemplo, las reacciones de precipitaciones o las de neutralización entre ácidos y bases, suelen ser bastante más rápidas que las reacciones en las cuales debe romperse un enlace químico de tipo covalente. En las reacciones heterogéneas, la velocidad de reacción es dependiente de la superficie de contacto entre las dos fases, siendo mayor cuando mayor sea el estado de división. De esta manera, un fragmento compacto de madera o de otra sustancia, como el carbón, arderá de manera más lenta que si se encontrara pulverizado, así el contacto del oxígeno que se encuentra en el aire, con los combustibles será mucho mayor, pudiendo incluso el carbón hecho polvo, llegar a arder con una velocidad altamente explosiva. Así también, el cinc en polvo reacciona con ácidos, como el ácido clorhídrico de manera más rápida, que si éste estuviese en virutas.

• La velocidad de reacción química, puede también depender de la concentración de los reactivos. Se puede comprobar científicamente que la velocidad crece cuando lo hacen las concentraciones de las especies reaccionantes. Por lo general, en la mayoría

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