Velocidad, colisiones y activación
Un trozo de hierro a la intemperie tarda meses en oxidarse; la lana de acero (hierro en hilitos finos) puede arder en segundos sobre una llama. La reacción es la misma: lo que cambia es qué tan rápido ocurre. La cinética química estudia justamente eso: cuánto tarda una transformación y por qué.
Velocidad media y velocidad instantánea
Si ponés un trocito de magnesio en ácido muriático diluido, al principio salen burbujas con fuerza y varios minutos después casi no se ven. ¿Cómo se mide una rapidez que cambia a cada instante?
La curva de $[A]$ frente al tiempo no es una recta: al principio, con mucho reactivo, la velocidad es alta; a medida que A se consume, baja. La velocidad instantánea de desaparición es el opuesto de la pendiente de la tangente a la curva en ese instante; para obtener la velocidad de reacción se divide por el coeficiente de A (en el dibujo vale 1).
En un reactor cerrado de volumen constante a $300\,\text{K}$, se monitorea la descomposición en fase gaseosa del pentóxido de dinitrógeno según la reacción:…
En un reactor cerrado de volumen constante a $300\,\text{K}$, se monitorea la descomposición en fase gaseosa del pentóxido de dinitrógeno según la reacción:
$$2\,\mathrm{N_2O_5}\,(\mathrm{g}) \rightarrow 4\,\mathrm{NO_2}\,(\mathrm{g}) + \mathrm{O_2}\,(\mathrm{g})$$En un intervalo de $40\,\text{s}$, la concentración de $\mathrm{N_2O_5}$ disminuye desde $0{,}100\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ hasta $0{,}064\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$.
- a) Calculá la velocidad media de desaparición del $\mathrm{N_2O_5}$ en dicho intervalo de tiempo.
- b) Determiná la velocidad media general de la reacción normalizada por la estequiometría y la velocidad media de formación de $\mathrm{NO_2}$.
Se estudia cinéticamente la descomposición en solución acuosa del reactivo $\mathrm{A}$ según…
Se estudia cinéticamente la descomposición en solución acuosa del reactivo $\mathrm{A}$ según $\mathrm{A}\,(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{B}\,(\mathrm{aq}) + \mathrm{C}\,(\mathrm{aq})$ a $25\,^\circ\text{C}$. Se miden las concentraciones de $\mathrm{A}$ en función del tiempo, obteniéndose: a $t = 0\,\text{s}$, $[\mathrm{A}] = 0{,}80\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$; a $t = 10\,\text{s}$, $[\mathrm{A}] = 0{,}50\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$; a $t = 20\,\text{s}$, $[\mathrm{A}] = 0{,}32\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$; y a $t = 30\,\text{s}$, $[\mathrm{A}] = 0{,}22\,\text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$. La evolución temporal observada se ilustra a continuación.
- a) Calculá la velocidad media de desaparición de $\mathrm{A}$ en los tres intervalos sucesivos: $[0, 10]\,\text{s}$, $[10, 20]\,\text{s}$ y $[20, 30]\,\text{s}$.
- b) Compará numéricamente los tres valores y explicá, empleando la teoría de colisiones, la causa de la variación observada a medida que avanza la reacción.
Teoría de colisiones: choques eficaces
En un litro de gas a temperatura ambiente hay muchísimos choques entre moléculas por segundo (más de $10^{28}$), y sin embargo casi ninguna reacción ocurre al instante. ¿Por qué la mayoría de los choques no sirven?
De todos los choques por segundo, solo una fracción mínima cumple ambos requisitos. Por eso la mayoría de las reacciones no son instantáneas.
Considerá la reacción global en fase gaseosa entre el monóxido de carbono y el dióxido de nitrógeno: $$\mathrm{CO}\,(\mathrm{g}) + \mathrm{NO_2}\,(\mathrm{g})…
Considerá la reacción global en fase gaseosa entre el monóxido de carbono y el dióxido de nitrógeno:
$$\mathrm{CO}\,(\mathrm{g}) + \mathrm{NO_2}\,(\mathrm{g}) \rightarrow \mathrm{CO_2}\,(\mathrm{g}) + \mathrm{NO}\,(\mathrm{g})$$Utilizá un modelo simplificado de colisión con transferencia de un átomo de oxígeno entre estas moléculas, sin identificarlo necesariamente con el mecanismo real completo:
- a) Explicá razonadamente por qué no todas las colisiones entre moléculas de $\mathrm{CO}$ y $\mathrm{NO_2}$ dan lugar a la formación de productos, indicando los dos requisitos indispensables para que un choque sea eficaz.
- b) Justificá cuál de las dos orientaciones relativas favorece la reacción: el átomo de carbono del $\mathrm{CO}$ impactando contra un átomo de oxígeno del $\mathrm{NO_2}$, o el átomo de oxígeno del $\mathrm{CO}$ impactando contra el átomo de nitrógeno del $\mathrm{NO_2}$.
El perfil energético y la energía de activación
Probá con el widget: al subir $E_a$ la «montaña» es más alta y la reacción más lenta; $\Delta H$ solo mueve la altura de llegada respecto a la de salida (exotérmica o endotérmica) sin cambiar la cima.
La cinética y el equilibrio también son cosas distintas. En la síntesis del amoníaco, subir la temperatura aumenta la velocidad (más choques con energía suficiente), pero como la reacción es exotérmica el rendimiento en el equilibrio baja: por eso se trabaja a una temperatura de compromiso. Mayor velocidad no implica mayor cantidad final de producto.
En la síntesis industrial del amoníaco: $$\mathrm{N_2}\,(\mathrm{g}) + 3\,\mathrm{H_2}\,(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NH_3}\,(\mathrm{g}) \quad \Delta…
En la síntesis industrial del amoníaco:
$$\mathrm{N_2}\,(\mathrm{g}) + 3\,\mathrm{H_2}\,(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NH_3}\,(\mathrm{g}) \quad \Delta H^\circ = -92{,}2\,\text{kJ}$$- a) Diferenciá conceptualmente entre la velocidad de una reacción química y su grado de extensión o rendimiento de equilibrio.
- b) Si se incrementa la temperatura de trabajo de $300\,^\circ\text{C}$ a $500\,^\circ\text{C}$, justificá qué parámetro cinético aumenta y qué ocurre con la constante termodinámica de equilibrio $K_p$, razonando por qué mayor velocidad no implica una mayor cantidad final de producto.
Vuelta al principio: la lana de acero arde en segundos porque, al estar dividida en hilos finos, expone una superficie enorme al oxígeno: hay muchos más choques por segundo y, entonces, más choques eficaces que superan la energía de activación. El hierro macizo tiene muy poca superficie expuesta y se oxida muy despacio.