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Teoría de las colisiones

Teoría de las colisiones

¿Te has preguntado alguna vez a qué velocidad se mueven las moléculas de los gases? Depende de muchos factores, como su masa y la temperatura. Pero como ejemplo, los científicos estiman que las moléculas de oxígeno en el aire se desplazan a temperatura ambiente a más de 400 ms-1.

Ahora, piensa en cuántas moléculas de gas hay en el aire. A temperatura y presión ambiente, un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente 24 L. Es decir, 6,022 x 1023 moléculas en un área de solo 60 x 20 x 20 cm.

Si juntamos las dos cosas, obtenemos un gran número de moléculas que se mueven con extrema rapidez en un área relativamente pequeña. A partir de esto, podemos predecir que hay muchas colisiones entre las moléculas cada segundo.

Pero espera, el aire está lleno de moléculas de nitrógeno y oxígeno. Pueden reaccionar para formar los dañinos óxidos nitrosos. ¿Qué pasa si las moléculas chocan? ¿Reaccionarán? Si lo hacen, ¿por qué el aire que nos rodea no está lleno de óxidos nitrosos dañinos?

Antes de seguir pensando en ello, tenemos que analizar la teoría de las colisiones.

  • Este artículo trata de la teoría de colisiones en la química física.
  • Empezaremos explorando los principios básicos de la teoría de colisiones.
  • Luego veremos los diagramas de entalpía, también conocidos como perfiles de energía.

La teoría de colisiones en las reacciones químicas

La teoría de colisiones es una explicación de las velocidades de muchas reacciones. Propone dos idead 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 nos permite entender porqué 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 determinar la mejor manera de optimizar un proceso químico.

Factores de la teoría de colisiones

La teoría de las colisiones tiene dos principios subyacentes:

  • Orientación
  • Energía

En primer lugar, veamos la orientación.

Orientación

Para que se produzca una colisión, las moléculas deben encontrarse primero con la orientación correcta. Tomemos como ejemplo la reacción entre el bromuro de hidrógeno y el eteno. Así se forma el bromoetano. La reacción implica que el átomo de hidrógeno se una al doble enlace C=C. Para ello, 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 colisiona con el doble enlace C=C , o el átomo de hidrógeno choca con uno de los átomos de carbono o con los enlaces simples C-H en lugar de con el doble enlace C=C, no ocurrirá nada: no se producirá la reacción.

Energía de activación

Sin embargo, la orientación correcta no es el final de la historia. Para reaccionar, las moléculas que colisionan también necesitan la energía adecuada. 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 propia reacción, y se conoce como energía de activación.

La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para iniciar una reacción química. Se denota con el símbolo Ea y se suele medir en kJmol

La teoría de las colisiones nos dice que aunque las moléculas choquen con la orientación perfecta, solo 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 mediante los diagramas de entalpía. También se conocen como perfiles energéticos. Este es un ejemplo de perfil energético para una reacción exotérmica:

Observa lo siguiente:

  • El eje x muestra el tiempo 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 al pico de la gráfica la barrera de energía de activación.
  • A continuación, las moléculas pierden energía al formar nuevos enlaces, convirtiéndose en los productos.

Como se trata de una reacción exotérmica, los productos tienen menos energía que los reactantes. En general, la reacción libera energía. En cambio, en las reacciones endotérmicas, los productos tienen más energía que los reactantes y, en general, la reacción absorbe energía. Sin embargo, en las reacciones endotérmicas seguimos encontrando la barrera energética, como se muestra a continuación:

Observa sus similitudes con una reacción exotérmica:

  • El eje x sigue mostrando el tiempo transcurrido de la reacción, y el eje y muestra la energía de las especies implicadas.
  • Para reaccionar, los reactivos necesitan ganar energía para 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 más alto que los reactantes. En general, la reacción absorbe energía. Sin embargo, seguimos necesitando energía de activación para que la reacción se inicie.

Puedes profundizar en los perfiles energéticos, incluyendo los estados de transición, en "Cinética Química".

Tipos de choque

Por lo tanto, en la química, hay dos tipos de choque, el choque efectivo y el choque no efectivo. Para saber si es efectivo o no, podemos pensar en todo el proceso de colisión y reacción como un gran diagrama de flujo. Tomemos dos moléculas. En primer lugar, ¿colisionan? En segundo lugar, ¿se orientan correctamente? En tercer lugar, ¿tienen suficiente energía? Si la respuesta es "no" en cualquiera de las etapas, es un choque no efectivo, si la respuesta es "sí" a todos, es un choque efectivo.

Teoría del complejo activado

La teoría del complejo activado hipotetiza que se forma un complejo molecular, una sustancia inestable energéticamente excitada con la energía de activación tras un choque efectivo. En esta etapa de transición, se forman y se rompen los enlaces de forma simultánea.

Volvamos al problema del principio del artículo. Aunque puede haber muchas colisiones entre las moléculas de oxígeno y nitrógeno en el aire cada segundo, apenas hay reacciones entre ellas. La teoría de las colisiones nos da la razón. En este caso, casi ninguna de las moléculas tiene energía suficiente para reaccionar. Una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno requeriría en primer lugar romper los fuertes enlaces N≡N y O=O dentro de las moléculas. Por lo tanto, siguiendo la teoría del complejo activado, tendría que pasar por una etapa de transición formando una sustancia entremedia entre el nitrógeno y el oxígeno en el cual se va formando y rompiendo los enlaces simultáneamente, que requiere mucha energía. En la mayoría de los casos, las moléculas de nitrógeno y oxígeno no tienen suficiente energía para superar la barrera de energía de activación, por lo que no hay 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 para que sea un choque efectivo. Cuantas más colisiones efectivas tengamos por segundo, mayor será la velocidad de reacción.

Es importante recordar que solo una pequeña proporción de colisiones da lugar a una reacción. La mayoría de las colisiones son no efectivas, ya que están mal orientadas o 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, podemos influir en la frecuencia con la que chocan y en sus necesidades energéticas generales. Podemos hacerlo de las siguientes maneras.

  • Al aumentar la temperatura de un sistema, se incrementa la energía cinética de todas las moléculas que lo componen. Las moléculas se mueven más rápido, lo que da lugar a más colisiones y a un aumento de la energía promedio del sistema. Esto significa que las moléculas tienen más posibilidades de cumplir los requisitos de energía de activación cuando chocan.
  • El aumento de la concentración de los reactivos en un sistema y el aumento de la presión de un sistema gaseoso aumentan el número de colisiones por segundo.
  • Al aumentar la superficie de contacto de los reactivos sólidos, aumenta el número de partículas expuestas que pueden reaccionar con el líquido o el gas. Esto también aumenta el número de colisiones.
  • 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 chocan.

Si quieres saber más sobre cómo estos factores modifican la velocidad de reacción, consulta Factores que afectan a la velocidad de reacción.

La teoría de las colisiones y las enzimas

La teoría de las colisiones puede ayudar a explicar el funcionamiento de las enzimas. Las enzimas son catalizadores biológicos, lo que significa que aumentan la velocidad de reacción. Hay algunas hipótesis diferentes que explican cómo. Una de ellas es que simplemente podrían reducir la energía de activación de la reacción. La otra está relacionada con las formas específicas de las enzimas. La hipótesis de los científicos es que mantienen a los reactivos en la posición correcta, de modo que cuando dos reactivos chocan, hay una mayor probabilidad de que el par se oriente correctamente. Esto aumenta la posibilidad de que se produzca una reacción.

Teoría de las colisiones - Puntos Claves

  • La teoría de las colisiones explica la velocidad de muchas reacciones.
  • La teoría de las colisiones tiene dos ideas clave: las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y con la energía suficiente para que se produzca una reacción.
  • La cantidad mínima de energía necesaria para que se produzca una reacción se conoce como energía de activación.
  • Podemos mostrar la energía de activación mediante perfiles energéticos. La mayoría de las colisiones no tienen éxito porque tienen una orientación incorrecta o carecen de la energía suficiente para reaccionar.
  • La teoría de las colisiones nos indica cómo podemos aumentar la velocidad de una reacción.
  • Los factores que afectan a la velocidad de una reacción son la temperatura, la presión, la concentración, la superficie de contacto de las partículas y la presencia de un catalizador.

Preguntas frecuentes sobre Teoría de las colisiones


Un choque efectivo es aquel en el cual las moléculas colisionan con la orientación correcta y con la energía suficiente para que se produzca una reacción. 

La teoría de las colisiones y la teoría del complejo activado establecen que las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y con la energía suficiente para formar un complejo activo inestable en una etapa de transición para que se produzca una reacción. 

La teoría de colisiones es importante porque nos permite comprender cómo podemos influir en la velocidad de reacción: Cambiando la frecuencia de colisión de las moléculas y su energía media, podemos aumentar la velocidad de una reacción.

Los factores que afectan a la velocidad de una reacción son la temperatura, la presión, la concentración, la superficie de las partículas y la presencia de un catalizador.

Cuestionario final de Teoría de las colisiones

Pregunta

¿Qué es la teoría de colisiones?

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Answer

La teoría de colisiones es una explicación de las velocidades de muchas reacciones. Propone dos idead clave: las moléculas deben colisionar con la orientación correcta y con la energía suficiente para que se produzca una reacción.

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Pregunta

¿Qué es un choque efectivo?

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Answer

Un choque efectivo es aquel en el cual las moléculas colisionan con la orientación correcta y con la energía suficiente para que se produzca una reacción. 

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Pregunta

¿Qué es la energía de activación?

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Answer

La energía de activación es la cantidad mínima de energía necesaria para iniciar una reacción química. Se denota con el símbolo Ea.

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Pregunta

¿Qué afirma la teoría de colisiones respecto a la velocidad de reacción?


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Answer

Cuantas más colisiones efectivos tengamos por segundo, más rápida será la velocidad de reacción.

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Pregunta

¿Qué factores afectan la teoría de las colisiones?


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Answer

Los factores que afectan a la velocidad de una reacción son la temperatura, la presión, la concentración, la superficie de las partículas y la presencia de un catalizador.

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Pregunta

¿Cómo afecta la temperatura a la velocidad de reacción?

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Answer

Al aumentar la temperatura de un sistema, se incrementa la energía cinética de todas las moléculas que lo componen. Las moléculas se mueven más rápido, lo que da lugar a más colisiones y a un aumento de la energía promedio del sistema 


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Pregunta

¿Cómo afecta un catalizador a la velocidad de reacción?

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Answer

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 chocan.


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Pregunta

¿Cómo afecta la superficie de contacto a la velocidad de reacción?

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Answer

Al aumentar la superficie de contacto de los reactivos sólidos, aumenta el número de partículas expuestas que pueden reaccionar con el líquido o el gas. Esto también aumenta el número de colisiones.


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Pregunta

¿Cómo afecta la concentración a la velocidad de reacción?



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Answer

El aumento de la concentración de los reactivos en un sistema y el aumento de la presión de un sistema gaseoso aumentan el número de colisiones por segundo. 


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Pregunta

Las moléculas siempre reaccionan al chocar

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Answer

Falso

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Pregunta

¿Por qué no tienen éxito la mayoría de las colisiones?

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Answer

Porque tienen una orientación incorrecta o carecen de la energía suficiente para reaccionar. 

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Pregunta

Las reacciones endotérmicas son las únicas que requieren energía de activación

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Answer

Falso

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