Cinética química

¿Cómo se puede aumentar la velocidad de una reacción química? Una forma sencilla podría ser añadiendo más reactivos al sistema. Eso es exactamente lo que propusieron los químicos Peter Waage y Cato Guldberg en 1864, bajo el nombre de ley de acción de masas. Esta ley supuso el nacimiento del campo de la cinética —el estudio de la velocidad de reacción—.

¿Qué es la cinética química?

La ley de la acción de la masa afirma que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. Aunque esto suele ser cierto, ahora sabemos que hay muchos otros factores que también afectan a la rapidez con la que reaccionan las sustancias.

• Este artículo trata de la cinética química.
• En primer lugar, definiremos la velocidad de reacción.
• Después veremos las leyes de la cinética química, incluyendo la teoría de las colisiones y los factores que afectan a la velocidad de reacción.
• Luego, pasaremos a los gráficos cinéticos, como las distribuciones de Maxwell-Boltzmann y los diagramas de entalpía.
• También, veremos cómo se trazan las gráficas de velocidad de reacción. Podrás practicar el cálculo de la velocidad de reacción en un momento determinado.
• Después, te presentaremos brevemente las ecuaciones de velocidad y la ecuación de Arrhenius.
• Por último, veremos las aplicaciones de la cinética química.

La velocidad de reacción

Como hemos definido anteriormente, la cinética química es una rama de la química que se ocupa de la velocidad de las reacciones.

Algunas reacciones se producen con extrema rapidez. Los reactivos se agotan rápidamente y se forman muchos productos en un abrir y cerrar de ojos. Por esto, tienen una velocidad de reacción rápida. Sin embargo, otras reacciones son mucho más lentas.

Como el cambio en las concentraciones de reactivos y productos es gradual, decimos que este proceso tiene una velocidad de reacción lenta. La velocidad de reacción es, simplemente, una forma de medir la rapidez con la que una especie se convierte en otra.

Medir la velocidad de reacción

Puedes medir la velocidad de reacción de varias maneras. Cualquier método es válido, siempre que midas el cambio en las cantidades de reactivos o productos.

Por ejemplo, puedes:

• Medir el cambio de masa de una reacción con productos gaseosos.
• Medir el volumen de gas desprendido en una reacción con productos gaseosos.
• Medir el paso de la luz a través de la solución para una reacción que produce una suspensión turbia.
• Mide el cambio de pH de una solución.

Para medir la velocidad de reacción, hay que poner en marcha la reacción.

1. A intervalos regulares de tiempo, se realiza una medición (como cualquiera de las descritas anteriormente) y se registra tanto el tiempo como el valor de la medición en una tabla.
2. Una vez completada la reacción, se traza un gráfico —con el tiempo en el eje de las abscisas y la medida (ya sea el volumen de gas o la masa de reactivos) en el eje de las ordenadas—.
3. Luego, se une los puntos con una curva suave.

Para calcular la velocidad de reacción, hay que encontrar el gradiente de esta curva (no te preocupes, más adelante te mostraremos cómo hacerlo).

Unidades de la velocidad de reacción

Las unidades de la velocidad de reacción varían en función de lo que estés midiendo. Algunos ejemplos son: $\frac{mol·m^3}{s},\frac{mol·d{m}^3}{s},\frac{mol}{L·s}$.

Leyes de la cinética química

La cinética química y la velocidad de todas las reacciones se basan en una ley principal: el principio de la teoría de las colisiones. Es un concepto sencillo, pero de él podemos derivar muchos de los factores que afectan a la velocidad de reacción.

En primer lugar, definamos la teoría de las colisiones.

Teoría de las colisiones

Las reacciones solo pueden producirse si dos partículas colisionan. Sin embargo, esto por sí solo no es suficiente. La teoría de las colisiones dicta que, para reaccionar, las partículas deben tener también la orientación correcta y la energía suficiente. ¿Qué significa esto?

La orientación adecuada

Utilicemos como ejemplo la reacción entre el cloroetano y un ion hidróxido. Pueden reaccionar juntos para formar un alcohol. Este es un ejemplo de lo que llamamos Reacciones de Sustitución Nucleófila. Para que se produzca la reacción, el par de electrones solitarios del átomo de oxígeno deben colisionar con el átomo de carbono en el enlace C-Cl. No ocurrirá nada si, por ejemplo, el átomo de hidrógeno del ion hidróxido colisiona con el otro extremo de la cadena de etano. Las moléculas deben estar orientadas de la forma correcta para que se produzca la reacción.

Energía de activación

La orientación no es el único requisito. Incluso si el ion hidróxido y la molécula de cloroetano colisionan con la orientación correcta, puede que no reaccionen. También necesitan tener suficiente energía. Esta energía se conoce como energía de activación.

En resumen, para que se produzca una reacción, primero las dos partículas tienen que chocar entre sí con la orientación correcta y con suficiente energía. Si, y solo si, cumplen todos estos criterios, se producirá una reacción. Llamamos colisión efectiva a una colisión que da lugar a una reacción.

Factores que afectan a la velocidad de reacción

La teoría de las colisiones nos dice que las partículas deben colisionar con la orientación correcta y con suficiente energía para que se produzca una reacción. Por tanto, para aumentar la velocidad de reacción, debemos cambiar alguno de las tres factores siguientes:

• La orientación de las partículas.
• La energía de las partículas.
• La frecuencia de las colisiones de las partículas.

El aumento de la superficie de un sólido aumenta la velocidad de reacción. Esto se debe a que hay más partículas expuestas en la superficie del sólido. Las partículas líquidas, acuosas o gaseosas pueden chocar con estas partículas sólidas expuestas, lo que provoca potencialmente una reacción. Por tanto, al aumentar la superficie, aumenta la frecuencia de las colisiones.

Concentración

Al aumentar la concentración de una solución, aumenta la velocidad de reacción. Esto se debe a que hay un mayor número de partículas de soluto en un volumen determinado, lo que aumenta la frecuencia de las colisiones.

Presión

El aumento de la presión de un gas aumenta la velocidad de reacción. Al igual que el aumento de la concentración, aumenta el número de partículas en un volumen determinado y, por tanto, la frecuencia de las colisiones.

Temperatura

El incremento de la temperatura de una reacción aumenta la velocidad de reacción. Esto se debe a dos razones:

• El calentamiento de las partículas les proporciona más energía. Parte de esta se convierte en energía cinética, lo que resulta en que las partículas se muevan más rápidamente. Esto significa que chocan con más frecuencia. Pero lo más importante es que tener más energía significa que las partículas tienen más probabilidades de alcanzar la energía de activación cuando chocan.
• El calentamiento de una reacción no solo aumenta la frecuencia de las colisiones, sino también la frecuencia de las colisiones efectivas.

Catalizadores

Añadir un catalizador aumenta la velocidad de reacción. Esto se debe a que los catalizadores proporcionan una vía de reacción alternativa con una energía de activación menor. Aunque no cambian la frecuencia de las colisiones, los catalizadores aumentan la proporción de colisiones efectivas.

Diagramas de velocidad

Ahora que sabemos lo que es la cinética y hemos aprendido los factores que afectan a la velocidad de reacción, podemos centrar nuestra atención en los gráficos cinéticos. Hay varios tipos de gráficos que puedes encontrar en la cinética.

Vamos a ver tres, en particular:

• Diagramas de entalpía.
• Distribuciones de Maxwell-Boltzmann.
• Gráfico de velocidad de reacción.

Diagramas de entalpía

Fíjate en el siguiente gráfico: es un buen ejemplo de diagrama de entalpía para la formación de cloruro de sodio. En esta reacción, el sodio reacciona con el gas cloro para producir la sal cloruro de sodio.

El gráfico nos muestra algunas cosas importantes:

• Los productos tienen menos energía que los reactivos. Esto hace que la reacción sea una reacción exotérmica: en general, se libera energía.
• Hay un pico en la curva entre los reactantes y los productos. Esta es la energía de activación de la que hemos hablado antes. Para iniciar una reacción, las partículas deben chocar con la energía suficiente para superar esta barrera energética.

Observa lo siguiente:

• Los productos están más arriba en el gráfico que los reactantes. Esto significa que tienen más energía: en general, la reacción es endotérmica.
• Sigue habiendo un pico en la curva que representa la energía de activación.

Volvamos, ahora, a uno de los factores que afectan a la velocidad de reacción: la presencia de un catalizador. Los catalizadores reducen las necesidades de energía de activación de una reacción. ¿Cómo crees que cambian el diagrama de entalpía de la reacción?

Pues, generan que el pico sea más bajo. Recuerda que el pico representa la energía de activación. Por tanto, si la energía de activación es menor, la altura del pico también disminuirá. Puedes verlo en el siguiente gráfico:

Distribuciones de Maxwell-Boltzmann

Otro tipo de gráfico que se encuentra en la cinética es la distribución de Maxwell-Boltzmann.

Las distintas partículas de un gas tienen distintos niveles de energía: algunas tienen mucha energía, mientras que otras solo tienen un poco. La mayoría tiene una cantidad media de energía. Podemos representar estos niveles de energía en una distribución de Maxwell-Boltzmann, un gráfico que muestra en el eje y el número de partículas y en el eje x la energía.

Con esto, obtenemos algo parecido a lo siguiente. Observarás que se han marcado tres puntos: la energía más probable, la energía media y la energía de activación.

¿Qué nos indica esto?

• El área bajo el gráfico representa el número total de partículas del sistema.
• La probabilidad máxima es el valor máximo del eje y de nuestra curva; de trata del valor de energía particular que tiene el mayor número de partículas.
• La energía media es el valor energético medio. Exactamente, la mitad de las partículas tienen más energía que este y la otra mitad de las partículas tienen menos energía que este.
• El área bajo el gráfico a la derecha de la energía de activación representa el número de moléculas que alcanzan o superan la energía de activación. Cuanto mayor sea esta área, mayor será la proporción de colisiones efectivas.

Gráficos de velocidad de reacción

Anteriormente en el artículo, hemos explorado cómo se mide la velocidad de reacción. Lo haces midiendo cómo cambia la cantidad de reactivos o productos a lo largo del tiempo. Ahora vamos a centrarnos en la representación gráfica de esta información.

Volvamos a nuestro ejemplo del carbonato sódico y el ácido etanoico:

A continuación, podemos representar estos puntos en un gráfico con el tiempo en el eje x, mientras que el volumen esta en el eje y. Lo ideal es que los puntos de datos muestren una curva.

Observa lo siguiente:

• La curva comienza de forma pronunciada. Esto significa que se produce una gran cantidad de producto muy rápidamente, por lo que la velocidad de reacción es (inicialmente) rápida.
• La curva se nivela gradualmente. Esto significa que el producto se genera más lentamente y, por tanto, la velocidad de reacción es también más lenta.
• Finalmente, la curva se nivela por completo. En este punto, ya no se genera ningún producto: la reacción ha terminado. En este caso, eso ocurre a los 80 segundos.

Velocidad global de reacción

Recuerda que la velocidad de reacción es una medida de la rapidez con la que se consumen los reactivos o se forman los productos en una reacción química. Aquí hemos medido el volumen de un producto desprendido: CO₂. Para calcular la velocidad global de reacción, dividimos el cambio de volumen entre el tiempo que tarda la reacción en terminar. Aquí, la reacción se detiene a los 80 segundos, después de lo cual no se produce más.

Velocidad de reacción instantánea

A veces, puede que no quieras hallar la velocidad global de reacción, sino calcular la velocidad en un momento determinado. Para ello, dibuja una tangente a la curva en el momento deseado y calcula su gradiente.

Aquí tienes un diagrama del cálculo para ayudarte a entender el proceso.

Ecuaciones de cinética química

Ahora nos centraremos en las ecuaciones de la cinética química. Estas incluyen:

• Ecuaciones diferenciales.
• Ecuaciones de velocidad.
• La ecuación de Arrhenius.

Ecuaciones diferenciales y ecuaciones de velocidad

Tomemos el reactivo A. Podemos representar su concentración mediante [A]. En términos matemáticos, su cambio de concentración es la derivada de [A]: $\frac{d\left[A\right]}{dt}$. Pero, recordarás que la velocidad de reacción es solo el cambio en la cantidad de reactivos o productos. Por tanto, la derivada es simplemente una forma de representar la velocidad de reacción.

En cinética química, utilizamos ecuaciones diferenciales para demostrar la relación entre la velocidad de reacción,$\frac{d\left[A\right]}{dt}$ , y la concentración de A, [A], en un instante determinado. Un ejemplo de ecuación diferencial que debes conocer es la ecuación de velocidad.

Ya hemos explorado cómo la concentración afecta a la velocidad de una reacción. Sin embargo, no siempre es tan sencillo: a veces, cambiar la concentración de un producto concreto tiene un pequeño efecto en la velocidad de una reacción; otras veces tiene un gran efecto; y, en ocasiones, no tiene ni siquiera efecto. La ecuación de velocidad relaciona las concentraciones de los reactivos con la velocidad de reacción mediante potencias (llamadas órdenes) y una constante de velocidad, k.

Suele tener la siguiente forma:$velocidad=k·{\left[A\right]}^x{\left[B\right]}^y$

• Teniendo en cuenta lo siguiente:
  • k es la constante de velocidad, un valor que varía para cada reacción.
  • [A] representa la concentración de A.
  • x representa el orden de la reacción respecto a A.
  • x + y es igual al orden total de la reacción.

Unidades de constante de velocidad

Hemos visto que las unidades de la velocidad de reacción son$\frac{mol}{L·s}$. Si tenemos en cuenta la ecuación anterior, usaremos concentración; por lo tanto, las unidades de k dependerá del orden de la reacción. Por eso, podría ser (entre otros) $\frac{mol}{L·s};\frac{1}{s};\frac{L}{mol·s}$.

La ecuación de Arrhenius

Sabemos que cambiar la concentración de algunas de las especies que intervienen en una reacción puede modificar la velocidad de reacción. ¿Pero, qué hay de los otros factores que afectan a la velocidad de reacción, como la temperatura? Todos ellos se combinan inteligentemente en la constante de velocidad, k. Sin embargo, k solo es constante si mantienes la temperatura y el catalizador iguales.

Esto se muestra en la ecuación de Arrhenius, que relaciona k con varios otros factores.

Este es el aspecto de la ecuación de Arrhenius:$k=A·e^{\frac{-E_a}{RT}}$

• En esta ecuación:
  • k es la constante de velocidad.
  • A es el factor pre exponencial.
  • e es el número de Euler, 2,71828 pero aparece como e en las calculadoras
  • E_a es la energía de activación de la reacción que estás estudiando.
  • R es la constante de los gases, que también encontrarás en la ley de los gases ideales.
  • T es la temperatura.

En general, la expresión $e^{\frac{-E_a}{RT}}$proporciona una aproximación de cuántas partículas de un gas cumplen la energía de activación de la reacción a una temperatura determinada. Utilizando esta ecuación, podemos ver claramente cómo el cambio de algunas de las condiciones modifica la velocidad de reacción.

Por ejemplo, al aumentar la temperatura aumenta el valor de $e^{\frac{-E_a}{RT}}$, el número de partículas que alcanzan o superan la energía de activación de la reacción. Esto, a su vez, hace que k sea mayor. La velocidad de reacción depende de k, por lo que, en general, la velocidad de reacción aumenta.

Aplicaciones de la cinética química

Puedes imaginar que el control de la velocidad de una reacción tiene muchos usos diferentes. Por ejemplo, puedes querer ralentizar la descomposición de un producto o aumentar la velocidad de una reacción industrial. Por tanto, la cinética química tiene muchas aplicaciones.

Entre ellas están:

• Almacenamiento de medicamentos y productos farmacéuticos, para aumentar su vida útil.
• Añadir conservantes a los alimentos, para evitar que se estropeen.
• Elegir el mejor catalizador para los procesos industriales.
• Decidir la temperatura óptima para hornear galletas y pasteles.
• Datación por radiocarbono.