Energia De Activacion

1.2. Equilibrio, Cinética Química y Electroquímica

Obtención del factor pre-exponencial y la Energía de Activación del sistema en la expresión de Arrhenius.

1. Introducción

La teoría cinética de los gases permite explicar y predecir las propiedades macroscópicas de la materia a partir de las propiedades de sus constituyentes (átomos y moléculas). Hasta ahora hemos sido capaces de predecir las propiedades termodinámicas de sistemas tanto ideales como no ideales. Además hemos extendido la aplicación de la Termodinámica Estadística para estudiar sistemas fuera del equilibrio y predecir la velocidad a la que tenían lugar los fenómenos de transporte. Queda por abordar en este tema la situación de no equilibrio más importante en el campo de la Química: la velocidad de las transformaciones o reacciones químicas. El objetivo por tanto de este tema es ser capaces de, mediante la Termodinámica Estadística y la Teoría Cinética de Gases, explicar y predecir la velocidad de una reacción química. Para abordar este objetivo, supongamos en principio una reacción elemental (en un solo paso) bimolecular, directa y en fase gas.

Experimentalmente se encuentra que la velocidad de reacción (definida como la variación con el tiempo de la concentración de uno de los componentes de la ecuación química) es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos:

La constante de proporcionalidad se denomina constante de velocidad (expresada

habitualmente en unidades M^(-1) s^(-1), para una reacción de segundo orden, que no son del

Sistema Internacional) y se encuentra también experimentalmente que depende de la

temperatura a través de la ecuación de Arrhenius:

Donde A (factor pre exponencial) y Ea (energía de activación) son dos constantes propias de cada reacción. De acuerdo con esta ecuación, la representación de ln kr frente a 1/T debe proporcionar una línea recta de cuya pendiente puede determinarse la Ea.

Una ley de velocidad muestra la relación entre las velocidades y las concentraciones. Sin embargo, las velocidades también dependen de la temperatura. Con pocas excepciones la velocidad aumenta acentuadamente con el aumento de la temperatura. Van’t Hoff, químico holandes, observó empíricamente que a cada 10°C de elevación de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica:

Sin embargo, experimentalmente se observó que este cociente queda, en realidad, entre 2 y 4. Entonces en 1889, el químico sueco Syante Arrhenius propuso otra ecuación empírica que proporciona mejores resultados:

Ecuación de Arrhenius:

Donde:

K= Constante de Velocidad

Ea= Energía de Activación

R= Constante de los Gases

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