Piensa en las reacciones balanceadas: Una ecuación química balanceada indica a los químicos las sustancias que están presentes antes y después de una reacción. Sin embargo, no nos indica los pasos que tienen lugar a nivel molecular y que conducen a esa ecuación química equilibrada final.
Muchas reacciones químicas se producen en múltiples pasos elementales que, cuando se combinan, conducen a la formación de una ecuación química. Esto se denomina mecanismo de reacción.
En este artículo exploraremos el mecanismo de reacción.
- En primer lugar, veremos lo que es una reacción elemental; un concepto muy importante a para poder comprender el mecanismo de reacción.
- Posteriormente, estudiaremos la ecuación de Arrhenius, así como sus componentes.
- Luego, analizaremos la teoría de las colisiones, sus principios y su relación con la velocidad de reacción.
- Después, veremos qué es el estado de transición química.
- Para terminar, describiremos qué es la molecularidad, así como unos ejemplos.
¿Qué es un mecanismo de reacción?
Un mecanismo de reacción comprende una serie de dos o más reacciones elementales (o pasos elementales) que pueden sumarse para dar lugar a una reacción química global.
Reacción elemental
Como acabamos de ver, un mecanismo de reacción se compone de una serie de pasos, y cada paso se denomina reacción elemental (o paso elemental).
Las reacciones elementales son cada uno de los pasos o reacciones que componen la reacción química global.
Las reacciones elementales son aquellas que forman productos en un único paso, con un único estado de transición. Estos pasos elementales no pueden descomponerse más. La mayoría de las reacciones químicas se producen en varios pasos.
Las reacciones elementales pueden ser unimoleculares, bimoleculares o termoleculares:
- Las reacciones elementales unimoleculares tienen una única molécula reactiva implicada en ese paso.
- En las reacciones elementales bimoleculares intervienen dos moléculas reactivas.
- En las reacciones elementales termoleculares intervienen tres moléculasreactivas.
- Las reacciones elementales termoleculares son muy raras, porque para que se produzca la reacción, los tres reactivos tendrían que chocar y converger en el mismo espacio al mismo tiempo; la probabilidad de que eso ocurra es pequeña.
Ecuación de Arrhenius
La ecuación de Arrhenius es una fórmula matemática que relaciona la constante de velocidad de una reacción (k) con la energía de activación y la temperatura de dicha reacción.
Cuando pensamos en la velocidad, ya sea en el contexto de lo rápido que puede correr alguien o de lo rápido que llega al suelo un objeto que cae, sabemos que siempre hay al menos un par de factores que afectan la velocidad a la que suceden estas cosas. Las reacciones químicas no son diferentes.
A los químicos les gusta relacionar todos estos factores mediante fórmulas, como la ecuación de Arrhenius.
La ecuación de Arrhenius es la siguiente:
$$k=Ae^\frac{-E_{a}}{RT}$$
Donde:
- k: es la constante de velocidad.
- A: es la constante de Arrhenius, también conocida como factor preexponencial.
- e: es el número de Euler (2,71).
- Ea: es la energía de activación de la reacción.
- R: es la constante de los gases.
- T: es la temperatura.
Como puedes ver, hay muchas partes móviles en esta ecuación y, quizá, algunos símbolos con los que no estés familiarizado. No te preocupes si aún no entiendes del todo lo que ocurre con la ecuación: repasaremos cada parte para que sepas cómo utilizarla.
La constante de velocidad, k
La velocidad de reacción depende de la concentración de determinados productos. Escribimos esto como:
\(v=k\cdot [A]^{m}\cdot [B]^{n}\)
Donde, k es una constante de velocidad, que varía en función de la reacción.
Esa misma constante de velocidad (k) aparece en la ecuación de Arrhenius. Pero, ten en cuenta que cambia para reacciones diferentes a temperaturas diferentes.
La constante de Arrhenius, A
La letra A de la ecuación de Arrhenius representa la constante de Arrhenius. Está relacionada con el número de colisiones que se producen entre las moléculas que reaccionan. También se conoce como factor preexponencial, y sus unidades varían en función de la constante de velocidad. Tanto la constante de Arrhenius como la constante de velocidad toman siempre las mismas unidades.
El número de Euler, e
La siguiente parte que veremos de la ecuación es la letra e, que es el número de Euler. Se llama así por el matemático que descubrió por primera vez sus propiedades significativas. Equivale, aproximadamente, a 2,71828.
La energía de activación, Ea
Ea es la energía de activación de la reacción en cuestión. Al igual que k, la energía de activación depende de la reacción. Sin embargo, a diferencia de k, tiene unidades fijas: J·mol-1.
La constante de gases, R
La letra R en la ecuación de Arrhenius representa la constante de los gases. Es una constante que relaciona la presión, el volumen y la temperatura con el número de moles de un gas. Tiene un valor de 8,31 y toma las unidades J·K-1·mol-1.
Es posible que la hayas visto antes en la Ley de los gases ideales.
Temperatura, T
El último componente individual de la ecuación es la temperatura (T). Se mide en kelvins, K.
Teoría de colisiones
La teoría de las colisiones explica la velocidad de muchas reacciones. Propone dos ideas clave: las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y la energía suficiente para que se produzca una reacción.
La teoría de colisiones es la razón por la que podemos vivir en una atmósfera llena de moléculas de nitrógeno y oxígeno, sin preocuparnos por el peligro de los óxidos nitrosos. Nos ayuda a analizar la velocidad de las reacciones y a optimizar un proceso químico.
Principios de la teoría de colisiones
La teoría de las colisiones tiene dos principios subyacentes:
Vamos a verlos en profundidad:
Orientación
Para que se produzca una colisión, las moléculas deben encontrarse primero con la orientación correcta.
Fig. 1: Las moléculas deben chocar con la orientación correcta para reaccionar.
Tomemos como ejemplo la reacción entre el bromuro de hidrógeno (HBr) y el eteno, para formar el bromoetano:
En esta reacción, el átomo de hidrógeno se une al doble enlace C=C. Para ello, el extremo de hidrógeno del átomo de hidrógeno se une al doble enlace. También, el extremo de hidrógeno de la molécula de bromuro de hidrógeno debe acercarse y colisionar con el doble enlace del eteno.
Si el átomo de bromo choca con el doble enlace, o si el átomo de hidrógeno choca con uno de los átomos de carbono o con enlaces simples C-H (en lugar de con el doble enlace C=C), no ocurrirá nada: no se producirá la reacción.
Energía
Sin embargo, la orientación no es lo único importante para que se lleve a cabo la reacción. Para reaccionar, las moléculas que chocan también necesitan energía suficiente. Esto se debe a que todas las reacciones implican en primer lugar la ruptura de enlaces, que es un proceso endotérmico; es decir, que requiere energía. La cantidad de energía necesaria varía en función de las especies implicadas y de la reacción en sí, y se conoce como energía de activación.
La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para iniciar una reacción química. Adopta el símbolo Ea y suele medirse en kJ·mol-1.
La teoría de las colisiones nos dice que aunque las moléculas choquen con la orientación perfecta, solamente reaccionarán si alcanzan o superan la energía de activación. Si no tienen suficiente energía, simplemente rebotarán unas contra otras.
Podemos ver la energía de activación de una reacción utilizando diagramas de entalpía (también se conocen como perfiles energéticos). Aquí tienes un ejemplo:
Fig. 2: Un ejemplo de perfil energético para una reacción exotérmica.
Observa lo siguiente:
- El eje x muestra la amplitud de la reacción, mientras que el eje y muestra la energía de las especies implicadas.
- Para reaccionar, los reactivos necesitan ganar energía, como muestra el pico del gráfico: necesitan suficiente energía para romper los enlaces de los reactivos y alcanzar el estado de transición.
- Esta energía es la energía de activación y, a menudo, llamamos barrera de energía de activación al pico de la gráfica.
- A continuación, las moléculas pierden energía, al formar nuevos enlaces, y se convierten en los productos.
Como se trata de una reacción exotérmica, los productos tienen menos energía que los reactivos. En conjunto, la reacción libera energía. Por el contrario, en las reacciones endotérmicas, los productos tienen más energía que los reactivos y, en general, la reacción absorbe energía.
Sin embargo, en las reacciones endotérmicas seguimos encontrándonos con la barrera energética, como se muestra a continuación:
Fig. 3: Ejemplo de perfil energético para una reacción endotérmica.
Ahora, observa sus similitudes con una reacción exotérmica:
- El eje x sigue mostrando el alcance de la reacción y el eje y muestra la energía de las especies implicadas.
- Para reaccionar, los reactivos necesitan ganar energía y, así, superar la barrera de energía de activación.
- A continuación, las moléculas pierden energía al formar nuevos enlaces.
En el caso de una reacción endotérmica, la única diferencia es que los productos tienen un nivel de energía superior al de los reactivos. En general, la reacción absorbe energía. Sin embargo, seguimos necesitando energía de activación para que se inicie la reacción.
Teoría de colisiones y velocidad de reacción
Ahora sabemos que, para reaccionar, las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y la energía suficiente.
Llamamos colisiones exitosas, o colisiones efectivas, a todas las colisiones que dan lugar a una reacción. Cuantas más colisiones exitosas tengamos por segundo, más rápida será la velocidad de reacción.
Es importante recordar que únicamente una pequeña parte de las colisiones dan lugar a una reacción. La mayoría de las colisiones no son exitosas, ya sea porque están mal orientadas o porque no tienen suficiente energía.
¿Cómo podemos utilizar la teoría de colisiones para aumentar la velocidad de una reacción? Bueno, no podemos cambiar la orientación de las moléculas cuando chocan. Sin embargo, sí podemos influir en la frecuencia con la que chocan y en sus necesidades energéticas globales.
Podemos aumentar la temperatura de un sistema, lo que incrementa la energía cinética de todas las moléculas que lo componen. Así, las moléculas se mueven más deprisa, lo que provoca más colisiones y, por término medio, tienen mayor energía.
Esto significa que las moléculas tienen más probabilidades de cumplir los requisitos de energía de activación cuando colisionan:
- El aumento de la concentración de reactivos en un sistema y el aumento de la presión de un sistema gaseoso incrementan el número de colisiones por segundo.
- El aumento de la superficie de los reactivos sólidos incrementa el número de partículas expuestas que pueden reaccionar con un líquido o gas circundante. Esto también aumenta el número de colisiones.
Además, la adición de un catalizador reduce la energía de activación de la reacción. Esto significa que un mayor número de moléculas cumplen o superan los requisitos de energía de activación cuando colisionan.
Transición química
Empecemos viendo un gráfico de una reacción, para que nos sea más fácil entender lo que es la transición química, o estado de transición:
Fig. 4: Diagrama de una reacción con dos etapas.
La gráfica nos muestra cómo esta reacción implica dos pasos, ya que tiene dos picos. Los picos indican la formación de estados de transición:
Los estados de transición química son compuestos moleculares, de vida muy corta, que no pueden aislarse.
También puedes observar un valle entre los dos estados de transición, o los dos pasos, que denota la formación de especies intermedias (marcadas con una “I”). Las especies intermedias suelen tener menor energía que los estados de transición, ya que son estables. Su vida es relativamente larga, en comparación con el estado de transición, y pueden determinarse y aislarse experimentalmente.
El uso de diagramas de energía puede ser muy útil para diferentes reacciones, puesto que puede mostrar las energías de activación necesarias para cada reacción; así como la formación de especies intermedias, la participación de catalizadores (que reducen la energía de activación) y la inestabilidad de los estados de transición.
¿Qué es la molecularidad?
La molecularidad se define como la cantidad de moléculas que son reactivos en una reacción; es decir, el número de moléculas que reaccionan entre sí para dar lugar a productos.
Una reacción unimolecular, tendría la siguiente estructura general:
$$A\rightarrow B+C$$
Un ejemplo de reacción unimolecular sería la descomposición de ozono (O3) en un átomo de oxígeno (O) y oxígeno molecular (O2):
$$O_{3}\rightarrow O+O_{2}$$
Las reacciones bimoleculares tienen la siguiente estructura general:
$$A+B\rightarrow C$$
Un ejemplo de reacción bimolecular es la formación de yoduro de hidrógeno (HI) a partir de hidrógeno molecular (H2) y yodo molecular (I2):
$$H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI$$
Cómo ocurren las reacciones químicas - Puntos clave
- Un mecanismo de reacción comprende una serie de dos o más reacciones elementales (o pasos elementales) que pueden sumarse para dar lugar a una reacción química global.
- Las reacciones elementales son cada uno de los pasos o reacciones que componen la reacción química global.
- La ecuación de Arrhenius es una fórmula matemática que relaciona la constante de velocidad de una reacción (k) con la energía de activación y la temperatura de dicha reacción.
- La teoría de las colisiones explica la velocidad de muchas reacciones. Propone dos ideas clave: las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y con la energía suficiente para que se produzca una reacción.
- La teoría de la colisión tiene dos principios subyacentes:
- La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para iniciar una reacción química. Adopta el símbolo Ea y suele medirse en kJ·mol-1.
- Llamamos colisiones exitosas, o colisiones efectivas, a todas las colisiones que dan lugar a una reacción. Cuantas más colisiones exitosas tengamos por segundo, más rápida será la velocidad de reacción.
- Los estados de transición química son compuestos moleculares, de vida muy corta, que no pueden aislarse.
- La molecularidad se define como la cantidad de moléculas que son reactivos en una reacción; es decir, el número de moléculas que reaccionan entre sí para dar lugar a productos.
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