¿Te has preguntado alguna vez a qué velocidad se mueven las moléculas de los gases? Pues, 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 puede haber 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. Entonces, ¿qué pasa si las moléculas chocan?, ¿reaccionarán? Y, 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 la colisión nos permite entender por qué que podemos vivir en una atmósfera llena de moléculas de nitrógeno y oxígeno, sin preocuparnos por el peligro de los óxidos nitrosos. También, 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

Empecemos por la orientación.

Orientación

Para que se produzca una colisión, las moléculas deben encontrarse primero con la orientación correcta.

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 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, que 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 y se convierten 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 que les permita 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.

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, se trata de un choque no efectivo; si la respuesta es "sí" a todos, estamos frente a un choque efectivo.

Teoría del complejo activado

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 intermedia entre el nitrógeno y el oxígeno en el cual se va formando y rompiendo los enlaces, simultáneamente; esto 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. Por eso, 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, 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 incrementan 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 incrementa 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.

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.