TEMA 4.1: TEORÍAS QUE EXPLICAN LA RAPIDEZ DELAS REACCIONES QUÍMICAS

TEMA 4.1: TEORÍAS QUE EXPLICAN LA RAPIDEZ DELAS REACCIONES QUÍMICAS

La Rapidez de las Reacciones Químicas pueden ser explicadas por dos Teorías:

1)  La Teoría de las Velocidades absolutas en reacción (Propuesta por Henry Eyring), conocida también como Teoría del Estado de Transición.  y

2)  La Teoría de las colisiones (Propuesta por Gilbert Newton Lewis en 1920) .  Conocida también como Teoría de los Choques Moleculares

TEORÍA DE LAS COLISIONES

Esta Teoría supone que para producirse un cambio químico es necesario que las sustancias reaccionantes se encuentren en forma libre y choquen entre ellas de forma efectiva y así permitir la interacción química necesaria para la transformación.

Esta Teoría está basada en la Teoría Cinético-Molecular de la Materia, la cual dice que "Los átomos y las moléculas de las distintas sustancias se hayan en continuo movimiento, lo que ocasiona choques constantes entre las partículas"

Es decir, La Teoría de las Colisiones se basa en en el hecho de que las partículas están en constante movimiento, permitiendo que hayan interacciones o "choques" entre ellas que les permitan romper los enlaces establecidos entre las sustancias Reaccionantes para que luego ocurra un reordenamiento espacial de los átomos  y finalmente la formación de nuevos enlaces que generan a los Productos.

Para que ésto suceda, las moléculas y los átomos involucrados deben estar en contacto físico y es necesario que "interactúen"o "choquen" entre sí para poder generar el cambio.

Estas particularidades del "proceso de interacción" entre las sustancias químicas a nivel molecular, lo explica la Teoría de las Colisiones, estableciendo que: Para producirse un Cambio Químico, deben cumplirse las siguientes condiciones:

Primero:  Las moléculas tienen que colisionar o chocar para ponerse en contacto. 

 Estos choques son la "chispa" necesaria para que ocurra una Reacción Química.

                        ≈   ⃝   ≈   ⃝⃝  ≈   ⃝ ≈

                                                     ↗                       ↑                     ↖

                                  Molécula roja              Colisión         Molécula negra

                                        (en movimiento)         o Choque        (en movimiento)

Sin embargo, no todos los choques entre las Moléculas conducen a la formación de nuevas sustancias, pues hay choques que no son eficaces y por lo tanto no provocan la Reacción química, debido a que algunos choques son débiles y no logran romper los enlaces de las sustancias; por lo tanto, el segundo Requisito será:

Segundo:  Los choques moleculares deben ser efectivos.

pero... ¿Qué es un choque efectivo?  Pues como su palabra lo dice, un choque será efectivo si se logra romper los enlaces de las moléculas que colisionan.  Para que un choque sea efectivo debe reunir los siguientes requisitos:

     a) Las moléculas deben poseer la suficiente Energía para poder vencer las fuerzas de repulsión que actúan entre ellas y así romper los enlaces entre los átomos; de no ser así, dichas partículas se volverán a unir.  (imagínense dos carros chocando:  si ambos no poseen la suficiente energía o velocidad al chocar, no pasará nada... solo se golpearán suavemente y rebotan sin que se origine ningún cambio en sus estructuras.)

Les explico:  Cada Partícula posee una cantidad mínima de energía asociada a ella llamada Energía mínima o valor crítico.  Cuando ocurre el choque entre partículas, la Energía con la que se mueven las partículas debe ser mayor a esa Energía mínima que posee cada partícula para poder vencerla y pueda ocurrir un choque efectivo.  (imagínense ahora los dos carros chocando:  si ambos poseen  suficiente energía o alta velocidad al chocar, la colisión será terrible y . se origina ningún cambio en sus estructuras.)

Entonces podemos decir que las Partículas deben poseer una Energía superior a la Energía mínima, para que el choque sea efectivo:

Eparticula  > Emínima  → Choque Efectivo  →  Ocurre la Reacción

    Eparticula           Choque          Eparticula

( > Emínima )         efectivo        ( > Emínima ) 

≈   ⃝   →   ⃝⃝  ←   ⃝ ≈

            (venció la Emínima )   

                             ↓   

                           ⃝⃝

                          Producto

La Energía mínima que deben vencer los Reactivos para que ocurra la reacción se llama Energía de Activación (Ea)

La Energía de activación

Svante Arrhenius en 1888 llamó a éste valor mínimo de energía:  Energía de activación, la cual se representa por Ea y es característica para cada reacción.  Por consiguiente, los Reactivos no pasan directamente a Productos, sino que primero deben adquirir suficiente Energía para sobrepasar la barrera de la Energía de activación.

En el caso de que las 2 partículas, o por lo menos una de ellas posea suficiente energía antes de la colisión, permitirá vencer la fuerza repulsiva y se penetran mutuamente con una reorganización electrónica que produce una especie química nueva.

La Energía de activación (Ea ): Es la cantidad mínima de energía que deben vencer los reactivos para que ocurra un choque efectivo y lograr la ruptura y formación de enlaces que originen a los Productos.  Es característica de cada reacción química y depende de las clases de enlaces que se tengan que romper durante el proceso.   

La otra condición para que un Choque sea efectivo es:

     b) Que el choque se realice con la orientación espacial adecuada que permita una reorganización electrónica que produce una especie química nueva. Es decir, que la posición y dirección de las moléculas deben ser las correctas para permitir el nuevo enlace químico debido a las complejas estructuras electrónicas que poseen los átomos.

Las moléculas suelen tener una compleja estructura tridimensional alrededor de la cual se distribuyen las nubes electrónicas;  Cuando 2 partículas se acercan, sus nubes electrónicas tienden a un repulsión por encontrarse con la misma carga; por lo  tanto deberán tener la orientación espacial adecuada, en otras palabras, la posición y dirección correcta que les permita una reorganización de los electrones y así poder formar nuevas especies químicas.

Veamos la siguiente Reacción entre el Iodo molecular I2 y el Hidrógeno molecular H2 para formar Ácido Iodhídrico HI, de la siguiente forma:

                         I2   +   H2  -------->  2 HI

Aquí podemos observar como pueden haber dos tipos de choques: uno efectivo, es decir con la suficiente energía y con la orientación espacial adecuada, donde la colisión da como resultado la formación del producto: HI; y otro no eficaz donde los reactivos no logran  separarse, por lo tanto no se forma el Producto, sino que permanecen los reactivos.

Por último, la Teoría de las Colisiones también asocia la Velocidad de la Reacción con los choques intermoleculares en su tercer requisito:

Tercero:  A medida que aumentan los choques entre las moléculas, ocurrirán mas choques efectivos por unidad de tiempo entre las partículas de los Reactantes y por lo tanto mayor será la probabilidad de que ocurra una Reacción Química y por ende mayor será su Velocidad.

Es decir, la Velocidad de una reacción Química es directamente proporcional al número de choques efectivos por segundo que ocurren entre las moléculas de los reactivos.