Transformaciones químicas · Velocidad y mecanismos
Velocidad, colisiones y activación
Una lámina de techo de hierro a la intemperie tarda meses en oxidarse; la lana de acero (hierro en hilitos finos) que usan en la cocina para limpiar ollas puede arder en segundos sobre la llama de la estufa. 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 pones 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).
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.
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Considera la reacción global en fase gaseosa entre el monóxido de carbono y el dióxido de nitrógeno: $$\mathrm{CO}\,(\mathrm{g}) + \mathrm{NO_2}\,(\mathrm{g})…
Considera la reacción global en fase gaseosa entre el monóxido de carbono y el dióxido de nitrógeno:
Utiliza un modelo simplificado de colisión con transferencia de un átomo de oxígeno entre estas moléculas, sin identificarlo necesariamente con el mecanismo real completo:
a) Explica razonadamente por qué no todas las colisiones entre moléculas de $\mathrm{CO}$ y $\mathrm{NO_2}$ dan lugar a la formación de productos, indicando los dos requisitos indispensables para que un choque sea eficaz.
b) Justifica cuál de las dos orientaciones relativas favorece la reacción: el átomo de carbono del $\mathrm{CO}$ impactando contra un átomo de oxígeno del $\mathrm{NO_2}$, o el átomo de oxígeno del $\mathrm{CO}$ impactando contra el átomo de nitrógeno del $\mathrm{NO_2}$.
Prueba con el widget: al subir $E_a$ la «montaña» es más alta y la reacción más lenta; $\Delta H$ solo mueve la altura de llegada respecto a la de salida (exotérmica o endotérmica) sin cambiar la cima.
La cinética y el equilibrio también son cosas distintas. En la síntesis del amoníaco, subir la temperatura aumenta la velocidad (más choques con energía suficiente), pero como la reacción es exotérmica el rendimiento en el equilibrio baja: por eso se trabaja a una temperatura de compromiso. Mayor velocidad no implica mayor cantidad final de producto.
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En la síntesis industrial del amoníaco: $$\mathrm{N_2}\,(\mathrm{g}) + 3\,\mathrm{H_2}\,(\mathrm{g}) \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NH_3}\,(\mathrm{g}) \quad \Delta…
a) Diferencia 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 $500\,^\circ\text{C}$, justifica 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 del aire: hay muchos más choques por segundo y, entonces, más choques eficaces que superan la energía de activación. La lámina de hierro tiene mucha menos superficie expuesta por cada gramo y se oxida muy despacio.
Resumen
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