Teoría De Las Colisiones

La teoría de las colisiones es una teoría propuesta por Max Trautz1 y William en 1916 y 1918, que explica cualitativamente cómo ocurren las reacciones químicas y porqué las reacción difieren para diferentes reacciones. Para que una reacción ocurra las partículas reaccionantes deben colisionar. Solo una cierta fracción 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 existentes y formar nuevos enlaces, resultando en los productos de la reacción. El incrementar la concentración de los reactivos y aumentar la temperatura lleva a más colisiones y por tanto a más colisiones exitosas, incrementando la velocidad de la reacción.

Cuando un catalizador está involucrado en la colisión entre las moléculas reaccionantes, se requiere una menor energía para que tome lugar el cambio químico, y por lo tanto más colisiones tienen la energía suficiente para que ocurra la reacción. La velocidad de reacción por lo tanto también se incrementa.

La teoría de las colisiones está cercanamente relacionada con la cinética química.

La Teoría del Estado de Transición es una teoría que explica la velocidad de reacción de reacciones químicas elementales. La teoría asume la existencia de un tipo especial de equilibrio químico (cuasi-equilibrio) entre los reactivos y el complejo activado o estado de transición, una estructura intermedia inestable por su alta energía.1

Esta teoría se emplea fundamentalmente para comprender cómo se desarrollan las reacciones químicas pero no ha tenido mucho éxito en su objetivo inicial de calcular las constantes de velocidad para lo cual se requiere un conocimiento preciso de las superficies de energía potencial.2 Sí ha permitido calcular las entalpías estándar de activación (Δ‡Hº), las entropías estándar de activación (Δ‡Sº), las energías libres de activación (Δ‡Gº) de una determinada reacción si se ha determinado experimentalmente su constante de velocidad. (La notación ‡ se refiere a que el valor en cuestión está medido en el 'estado de transición'.)

Esta teoría se desarrolló simultáneamente en 1935 por Henry Eyring, en la universidad de Princeton, y por Meredith Gwynne Evans y Michael Polanyi de la Universidad de Mánchester. También se conoce esta teoría con el nombre de “teoría del complejo activado”, “teoría de velocidades absolutas”, y “teoría de las velocidades absolutas de reacción”.

Las ideas básicas de la teoría del estado de transición son las siguientes:

1. Las velocidades de las reacciones se conocen estudiando los complejos activados que se encuentran en la cima (punto superior) de una superficie de energía potencial. No son importantes los detalles de formación de estos complejos activados.

2. Los complejos activados están en un equilibrio especial (cuasi-equilibrio) con las moléculas de reactivo.

3. Los complejos activados pueden convertirse en productos lo cual permite a la teoría cinética calcular la velocidad de esa conversión.

Factores que afectan la rapidez de las reacciones catalizadoras

• Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.

• Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de los reactantes, la frecuencia de colisión también se incrementa.

• Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil,

...