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Cinética química

Contenido del artículo
¿Porqué se producen las reacciones?
Las moléculas se mueven
Mecanismo de reacción
Entremos a la reacción química
Cambios de energía en las reacciones químicas
Energía de activación
Influencia de la temperatura
Influencia de la concentración
Determinación de los órdenes
Catálisis



La palabra cinética proviene del griego y significa "movimiento" y se ha hecho muy utilizada en diferentes escenarios en los que se quiere referir al modo en que cambia o se mueve algún objetivo y la química no es excepción. La física "ve" universalmente el concepto de cinética como el estudio del movimiento de los cuerpos sin tener en cuenta las causas que lo producen, es el movimiento puro, si se tienen en cuenta las causas que lo producen entonces se llama dinámica. Los químicos no se han puesto de acuerdo de manera universal, algunos ven la cinética química como el estudio de los cambios que se producen en la rapidez de desarrollo de una reacción química (como cambia la "velocidad" de reacción con el tiempo) he incluyen ahí no solo como se "mueve" la reacción si no también su explicación partiendo del movimiento de las partículas elementales (sus causas). Otros sin embargo, se apegan más al concepto físico y llaman cinética química al estudio puramente experimental del cambio de la velocidad de las reacciones y los factores externos que influyen en esa velocidad, el "movimiento" puro, en franca coincidencia con la física y dinámica química a la parte que explica los cambios en relación con la interacción de las partículas elementales. Mientras los químicos se pone  de acuerdo, en este artículo utilizaremos el concepto más global de cinética química.

¿Porqué se producen las reacciones?

Para la explicación que desarrollaremos asumimos que usted sabe lo que son moléculas, átomos y los enlaces entre ellos para mantener la integridad física de la sustancia, sin esas "herramientas" previas le resultará difícil entender a cabalidad lo que sigue a continuación.

Para iniciar utilicemos la reacción de combustión del metano (CH4) en una atmósfera de oxígeno (O2) de acuerdo a la reacción 1 para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).

CH4  +  2O2  ------------>   CO2  +  2H2O        (Reacción 1)

Molecularmente sería:



De acuerdo a esta reacción balanceada una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para formar una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. Después de realizada la reacción los cuatro átomos de hidrógeno que estaban enlazados covalentemente con un átomo de carbono en la molécula de metano aparecen enlazados a sendos oxígenos en el agua formada, del mismo modo el átomo de carbono se ha unido a dos átomos de oxígeno en el dióxido de carbono. Para que este nuevo patrón de organización atómica se produzca necesariamente se produjo primero la rotura de los enlaces C-H y O=O en los reaccionantes y luego la formación de enlaces nuevos en los productos, cosa que sucede en la gran mayoría de las reacciones químicas.

Sabemos que para romper enlaces químicos hay que utilizar energía ¿de dónde sale la energía en este caso? Veamos.

Las moléculas se mueven


Todas las moléculas en una sustancia se mueven, especialmente si son gases como en este caso, y en los gases esos movimientos son a alta velocidad y en todas direcciones al azar de modo que las partículas (moléculas) contienen una cantidad de energía debida al movimiento. En su constante "vagar" sucede que ellas chocan entre si y de la colisión puede que las moléculas reciban la suficiente cantidad de energía como para romper los enlaces y liberar los átomos independientes, los que a su vez, dada la afinidad química se pueden organizar en enlaces que siguen un patrón diferente dando lugar a los productos. Sin embargo, la posibilidad de que durante los choques la energía de las partículas sea suficiente para que las moléculas resulten totalmente "desmembradas" en átomos y todos de una vez estén disponibles para los nuevos enlaces es poco probable. Usando esta posibilidad en la reacción 1 se debe producir el choque de dos moléculas de oxígeno con una de metano de forma simultánea y con suficiente energía para que resulten separadas todas en átomos y se reorganicen como agua y dióxido de carbono. Esta posibilidad, aunque existe, es muy baja, lo mas probable es que choquen una a una las moléculas de ambos reaccionantes y con la energía suficiente para romper solo uno, o unos pocos enlaces, de modo que la probabilidad mayor de desarrollarse la reacción es a través de etapas con productos intermedios. La secuencia de las etapas en las que las moléculas sufren los cambios que conllevan desde los reaccionantes a los productos se le llama mecanismo de la reacción.

Para la reacción que nos ocupa, y de acuerdo a como se rompieron los enlaces durante las colisiones, pudo haberse producido compuestos tales como CO (monóxido de carbono), CH2O (formaldehído), CH3OH (metanol) y otros, de forma permanente o como compuestos intermedios que luego en una segunda etapa de choques condujeron a los productos finales mayoritarios dióxido de carbono y agua , pero en este caso nadie lo sabe a ciencia cierta, la reacción es demasiado rápida como para determinarlo.

Mecanismo de reacción

Desafortunadamente la reacción entre el metano y el oxígeno es casi instantánea (ha sido causa de muchas explosiones por fuga de gas natural en tuberías que contiene metano) y por ello el estudio del mecanismo de esta reacción es literalmente imposible, otras en cambio son demasiado lentas como para poderse estudiar, por ejemplo, el proceso de destrucción de una roca que puede suceder en cientos, miles e incluso en millones de años. No obstante, un buen número de reacciones se producen en un tiempo razonable como para poder hacerlo. El estudio de los mecanismos de las reacciones es un tema muy importante, y de hecho, muchas personas se han dedicado y dedican a ello a fin de tener la "lupa" que permita mirar dentro del proceso y saber que hacer para acelerarlo o hacerlo mas lento de acuerdo a la conveniencia, así como lograr mayores rendimientos en los productos deseados en detrimento de la cantidad de los sub-productos no deseados.

Evidentemente no  podemos ver los átomos ni las moléculas, son demasiado pequeñas, de modo que el estudio de los mecanismos de las reacciones se hacen de modo indirecto, viendo la influencia en la velocidad de reacción cuando cambian dos factores principales, la temperatura a la que se produce la reacción y la concentración de las sustancias involucradas.

Entremos a la reacción química.

Para saber y comprender el mecanismo de los cambios químicos que se producen durante una reacción debemos primero saber si se producen cambios de energía durante el tiempo en el que la reacción tiene lugar.

Cambios de energía en las reacciones químicas

Muchas reacciones químicas cuando se producen incluyen un cambio neto de energía, es decir, la energía combinada de los reaccionantes es diferente a la energía combinada de los productos. En los casos en los que la energía contenida en los productos es mayor que la de los reaccionantes, necesariamente la reacción debió recibir energía del medio circundante durante su desarrollo, y a este tipo de reacciones se les conoce como reacciones endotérmicas. En caso contrario si la energía contenida de los reaccionantes es mayor que la de los productos entonces se libera energía durante la realización de la reacción y estas se conocen como reacciones exotérmicas. El tercer caso se refiere a aquellas reacciones donde la energía contenida en los reaccionantes y los productos es la misma y por tanto ni se libera ni se absorbe energía durante la reacción y por eso se les llama reacciones neutrales en energía.

Ahora saltan unas preguntas lógicas, ¿porqué se puede producir un cambio del contenido neto de energía en una reacción?, ¿de donde sale la energía liberada en una reacción exotérmica?, ¿donde se almacena la energía absorbida por la reacción endotérmica? la respuesta a todas las preguntas la podemos encontrar si nos enfocamos en los enlaces, partiendo del hecho de que cuando se rompe un enlace siempre y sin excepciones se consume energía, y cuando se forman siempre y sin excepciones se libera energía.
Entonces contestemos las preguntas:
  1. ¿porqué se puede producir un cambio del contenido neto de energía en una reacción?: porque la energía contenida en los enlaces de los productos puede ser diferente que la contenida en los enlaces de los reaccionantes y el exceso, por supuesto, se libera al medo circundante, y el defecto se absorbe del medio, ambos generalmente en forma de calor o luz.
  2. ¿de donde sale la energía liberada en una reacción exotérmica?: de los enlaces, y se da cuando la energía contenida en los enlaces de los reaccionantes que se rompen es mayor que la contenida en los enlaces que se forman en los productos y el exceso se libera.
  3. ¿donde se almacena la energía absorbida por la reacción endotérmica?: en los enlaces de los productos cuando estos contienen más energía que los enlaces rotos de los reaccionantes.
La combustión del metano presentada arriba es una reacción fuertemente exotérmica de modo que la energía contenida en los enlaces después de la reacción es menor que la que contenían los enlaces antes de la reacción y esto gráficamente se puede representar como sigue en la figura 1.
A primera impresión se puede suponer que cuando una reacción es exotérmica debe producirse de manera mas rápida que cuando necesita energía del exterior, sin embargo no es así, hay reacciones endotérmicas que son verdaderamente rápidas ¿Y eso como se explica? la respuesta es simple, la ganancia o pérdida de energía durante una reacción no es determinante en la rapidez de ella, hay otro concepto envuelto en ello y se llama energía de activación.

Energía de activación

En general para que se produzca una reacción química donde ciertos reaccionantes se convierten en productos, como ya se sabe implica romper enlaces y siempre cuando se rompen enlaces hay que suministrar energía, y por ello muchas reacciones, aunque después sean exotérmicas, necesitan un "empujón" energético inicial para que la reacción comience y luego continúe de manera espontánea. Esto se debe a que bajo determinadas condiciones la velocidad de las partículas elementales que chocan no tienen suficiente energía como para romper los enlaces al producirse el choque, de modo que chocan y rebotan sin producir cambios. Pero si la energía de las partículas alcanza determinado valor más alto, su choque puede romper los enlaces y comenzar a producirse los cambios, la reacción empieza a desarrollarse; a este nivel de energía donde los choques pueden ser efectivos se le llama energía de activación (Ea) de la reacción. En otras palabras, la energía de activación es aquella que tienen que tener las moléculas de los reaccionantes para que puedan convertirse en productos.
figura 1

Figura 1


Es fácil comprender que mientras los reaccionantes no poseen la energía de activación existe una barrera energética entre ellos y los productos, y que esta barrera debe ser superada para que comience la reacción a través del suministro externo de energía. Gráficamente se podría representar como aparece en la figura 2 a la derecha para una reacción exotérmica (observe que la energía neta de los productos es menor que la de los reaccionantes).

Cada reacción tiene su propia energía de activación, en algunas la barrera energética es enorme mientras en otras se tienen barreras muy pequeñas. En la punta del gráfico de la figura 2, la cima de la barrera, las moléculas de los reaccionantes están en un estado especial que se conoce como estado de transición en el cual el proceso de transformación se inicia. Ahí las moléculas han alcanzado la energía de activación y puede empezar a producirse la rotura de los enlaces en los reaccionantes, y, simultáneamente, se comienzan a producir los nuevos enlaces que están presentes en los productos. Pero no todos los enlaces pueden resultar rotos al mismo tiempo, durante el estado de transición, que ocurre justo en la cima de la barrera energética, los reaccionantes están en vías de convertirse en los productos.

De todo este razonamiento se desprende que para que una reacción química ocurra, las moléculas de los reaccionantes deben absorber la cantidad suficiente de energía (Ea) como para alcanzar la cima de la barrera energética y llegar al estado de transición, de modo que es la magnitud de la barrera la que determina la rapidez de la reacción, lo que a su vez constituye uno de los mas importantes conceptos en química.

Mientras mas alta es la barrera de la energía de activación mas lenta será la reacción.

O lo que es lo mismo:

Una mayor Ea conduce a reacciones mas lentas.
Una menor
Ea conduce a reacciones mas rápidas.
Cinética química

Figura 2. Energía de activación



Influencia de la temperatura

Cada reacción química tiene su propia energía de activación, y esta energía depende en gran medida de la cantidad y fuerza de los enlaces que resultan rotos y formados durante el estado de transición. Si se rompen muchos enlaces fuertes y se forman unos pocos enlaces débiles la energía de activación es alta y la reacción tomará lugar muy lentamente necesitando constantemente absorber energía del medio para que las moléculas de los reaccionantes alcancen la cima de la barrera.

¿Como podemos manipular el proceso para acelerar la reacción? una respuesta salta a la vista, suministrando abundante energía externa, es decir aumentando la temperatura de la reacción.

La temperatura es una medida del promedio de velocidad con que se mueve el conjunto de las partículas elementales (moléculas o átomos) y como ya hemos visto la energía debido al movimiento de estas partículas es la que produce choques con suficiente energía como para romper los enlaces, esto es, ellas alcanzan la energía de activación.

En un líquido o una gas las moléculas se mueven a diferentes velocidades, alguna muy rápidas y otras mas lentas debido a la interacción entre ellas y donde en todo momento se producen choques que pueden frenar a algunas y acelerar a otras en dependencia de las direcciones y forma de los choques. Esto implica que a cualquier temperatura siempre puede haber algunas moléculas que alcancen la energía de activación y con ello exista de manera esporádica algunos choques con suficiente energía que alcancen el estado de transición con la consecuente baja velocidad de transformación reaccionantes-productos.

Si aumentamos la temperatura, la velocidad media de las partículas crece y con ello crece también el número de ellas capaces de chocar con suficiente energía para reaccionar, de modo que a mayor temperatura el choque de partículas con suficiente energía se hace mas frecuente. Esto explica el porqué cuando se incrementa la temperatura siempre aumenta la velocidad de la reacción.

Pero no solo la velocidad de las partículas es decisiva para alcanzar el estado de transición, también es muy influyente la geometría del choque, los experimentos han demostrado que en muchas ocasiones, aunque las partículas hayan alcanzado la energía de activación, su choque no produce resultados y por ello se ha concluido que la cosa no es solo chocar con suficiente energía, si no, hacerlo de la forma adecuada. Esta influencia se resume en el concepto de choque efectivo que tiene que ver con la orientación de las moléculas al momento que se produce el choque y que se incluye en el llamado factor de orientación.

Hasta ahora hemos supuesto de manera simplificada que todos los choques que se produzcan con suficiente energía llevan los reaccionantes al estado de transición, sin embargo, como ya hemos apuntado esto no es cierto, solo una fracción de los choques con suficiente energía son efectivos en la formación de productos de manera que matemáticamente se podía expresar como:

Cantidad de choques efectivos = (numero fraccionario) x (cantidad de choques con Ea o mayor)    (Expresión 1)

El número fraccionario se llama factor de orientación el que llamaremos fo y tiene valores entre 0 y 1.

De modo que:

Cantidad de choques efectivos = (fo) x (cantidad de choques con Ea o mayor)     (Expresión 2)

Como los choques efectivos por unidad de tiempo son los que rinden productos, estos equivalen a la velocidad de reacción, que llamaremos VR:

VR = (fo) x (cantidad de choques con Ea o mayor por unidad de tiempo)      (Expresión 3)

Al igual que con la energía de activación, cada reacción tiene su factor de orientación propio. No entraremos en detalles en cuanto al factor de orientación, basta para el interés de este artículo saber de su existencia y de su significado práctico.



Influencia de la concentración

Ahora tratemos otro factor importante que puede influir en la rapidez de una reacción química y este es la concentración de los reaccionantes. Empecemos por la "verdad" que es lo que dice la experimentación, y la verdad es que en la mayoría de las reacciones el aumento de la concentración de los reaccionantes conlleva a un aumento de la velocidad de reacción.

La concentración, aunque no haya leído el artículo Solubilidad, es un concepto bastante intuitivo y todos tenemos idea de lo que significa, una situación de mayor concentración es aquella en lo que "algo" está en mayor cantidad por unidad de volumen, de modo que todos sabemos que si exprimimos dos limones en un vaso de agua tenemos una solución menos concentrada que cuando exprimimos cuatro en el mismo vaso de agua. Pues bien, llevando eso al micro-mundo significa que hay mas "moléculas" de jugo de limón en la segunda limonada que en la primera por unidad de volumen (el vaso). Pero en lugar de usar jugo de limón utilicemos un gas para explicar  "la verdad" que queremos explicar.


Supongamos que introducimos una cantidad de gases reaccionantes en una caja cerrada a una temperatura fija y que solamente el 1% de las moléculas a esa temperatura conlleven a la formación de productos debido a los factores de energía de activación y del factor de orientación. Digamos que con esa cantidad de gas hay 10 000 moléculas dentro de la caja de las que el 1% chocan eventualmente y forman productos. Ahora pongamos mas gases reaccionantes a la caja, pensemos en el doble del gas, con ello se han duplicado las moléculas y ahora tenemos 20 000 de ellas, hemos duplicado la concentración. ¿No le parece absolutamente razonable que en la nueva situación los choques sean mas frecuentes? y que con ello se aumente la formación de productos, claro que sí, no hay duda, el aumento de la concentración acelera la reacción. ¿Pero el aumento de la  productividad de la reacción se duplica al duplicar la cantidad de reaccionantes? Seguramente no, por varias razones entre las que están:
  1. No solo ha aumentado al doble la cantidad de moléculas, lo que puede inducir a pensar que los choques se duplican, también ha disminuido la distancia entre ellas de forma que la probabilidad de que se encuentren y choquen crece también.
  2. Solamente en el primer instante de la reacción la concentración es doble, a medida que la reacción se desarrolla y se forman productos la concentración de los reaccionantes baja produciendo una desaceleración de la reacción.
  3. Si el producto es un gas también ocupa espacio dentro de la caja y participa en los choques intermoleculares.
  4. Muchas reacciones son endotérmicas o exotérmicas de modo que el mantenimiento de la temperatura constante es solo una aproximación teórica.
La interacción de estos factores como usted se habrá podido dar cuenta es muy compleja de modo que predecir exactamente lo que sucederá a lo largo de la reacción es literalmente imposible y la única forma de "pisar terreno firme" en este campo es a través de determinaciones experimentales. De todas formas podemos enunciar una regla general inequívoca:

A mayor concentración de reaccionantes, mayor es el número de choques por segundo y por tanto mayor la tasa de formación de productos.

De todas formas los químicos se las han ingeniado para darle una forma manejable a asunto tan complejo. Primero habíamos llegado a la conclusión cuando se trató la influencia de la temperatura que la velocidad de la reacción se puede expresar:

VR = (fox  (cantidad de choques con Ea o mayor por unidad de tiempo)      (Expresión 3)

La cantidad de choques con energía igual o superior a la energía de activación por unidad de tiempo no son todos los choques, como ya sabemos solo una fracción del total de choques cumplen con la condición de tener la Ea o mayor, de modo que podía expresarse como:.

Cantidad de choques con Ea o mayor = (fracción) x (número total de choques)   (Expresión 4)

Sustituyendo en la expresión 3 nos queda finalmente que:

VR = (fo) x (fracción) x (número total de choques por unidad de tiempo)     (Expresión 5)

El componente fo es constante y depende solo de la naturaleza de los reaccionantes, la parte "(fracción)"  es un número entre 0 y 1 y por supuesto también es constante para una misma temperatura, ya que esta es la que cambia la energía que poseen las moléculas como se vio arriba y hemos establecido la temperatura constante a fin de estudiar solo la influencia de la concentración. Los químicos han llamado k a la suma de ambas constantes y nombrado como constante de velocidad de reacción. Por lo que finalmente se tiene:

VR = (k) x (número total de choques por unidad de tiempo)     (Expresión 6)

Cada reacción en particular tiene su propio valor de k, y no es difícil darse cuenta que a medida que k crece la reacción es más rápida de forma que podemos establecer una nueva regla:

A medida que la constante de la velocidad de reacción (k) es mayor, mayor será la velocidad de reacción y vice versa para una temperatura fija.

Parece ahora como que es muy fácil calcular la velocidad de reacción, solo necesitamos saber la constante k de la reacción y multiplicarla por la cantidad de choques por unidad de tiempo, pero... ¿y como contamos la cantidad de choques?, menudo problema, las moléculas no se ven, y aunque las pudiera ver ¿como contar millones de millones de choques que se producen cada segundo? Pero nosotros sabemos que la cantidad de choques depende de la concentración y la concentración sí la podemos medir. La práctica ha demostrado que la cantidad de choques que se producen cuando reaccionan dos sustancias A y B es proporcional al producto de las concentraciones de cada componente, elevadas a un cierto exponente, es decir:

Número total de choques entre A y B por unidad de tiempo   [A]x[B]y           (Expresión 7)

Donde el uso de corchetes indica concentración de manera que:

[A]: es la concentración de A.
[B]: es la concentraciones de B.
: significa proporcional a...
x e y: son los exponentes y se les llama órdenes.

Aunque parezca complicado no hay tal complicación, la cuestión básica es que el aumento de la concentración aumenta en número de choques y el uso de órdenes solo significa una afinación del concepto.
Sustituyendo la expresión 7 en la expresión 6 llegamos al resultado mas importante:

VR = k[A]x[B]y

Conocida como ecuación cinética o ley de la velocidad de reacción.

Determinación de los órdenes.

Todo hasta aquí va "viento en popa" pero ¿como se relacionan los órdenes con la concentración? ¿de donde salen esos exponentes?

Digamos que tenemos la reacción:

n1R1  +  n2R2  +  n3R3  --------------------> P

Donde:
n1, n2 y n3: son los coeficientes de balanceo de la reacción.
R1, R2 y R3: son tres reaccionantes diferentes.
P: es el producto.

Aquí la ecuación cinética es:

VR = k[R1]x[R2]y[R3]z

Para responder las preguntas empezaremos por decir de donde NO salen los exponentes. Los exponentes NO salen de los coeficientes de balanceo de la ecuación n1, n2 y n3. La vía correcta para encontrar el valor de los órdenes es realizando experimentos de cinética química.
Los experimentos cinéticos se hacen variando la concentración de uno de los reaccionantes manteniendo la concentración del resto fija y observando como cambia la velocidad de la reacción. Veamos.

Digamos que hacemos reaccionar dos sustancias que llamaremos A y B para dar el producto P y que ambas son gases, la reacción se puede representar por la ecuación:

A  +  B --------------->  P

La reacción la vamos a desarrollar en un volumen de un litro, lo que facilita los cálculos, debido a que la concentración se puede expresar como molaridad (M). Supongamos que ponemos 0.1 mol de moléculas de cada uno de los gases lo que implica que comenzaremos con una concentración de 0.1 M. Después de un tiempo breve de reacción (recuerde que la concentración de los reaccionantes baja a medida que avanza la reacción), digamos 1 minuto, medimos la cantidad de producto formado y detectamos que se ha formado 0.1 mol. Con este resultado podemos calcular la velocidad de reacción, partiendo que al inicio se tenía 0.0 M de producto y al minuto 0.1 M (como el volumen es un litro su concentración también se puede expresar como molaridad) le modo que la velocidad de reacción es de 0.1 M/min.

Luego hacemos otro experimento pero ahora duplicando la cantidad del reaccionante A, es decir ponemos 0.2 mol en el litro de volumen  (concentración igual a 0.2 M) y observamos que al cabo del minuto se ha formado 0.2 M de producto, la velocidad de reacción se ha duplicado, ahora tenemos el doble de producto en el mismo tiempo. Para este caso donde la velocidad de reacción se duplica cuando se duplica la concentración del reaccionante se le asigna el valor de 1 al orden de esa sustancia. Suena como que hay una proporción de 1:1 entre velocidad de reacción y la concentración del reaccionante. De esta parte del experimento podemos enunciar que:

El orden 1 de un reaccionante significa que hay una correspondencia 1:1 entre la concentración del reaccionante y la velocidad de reacción.

Modifiquemos de nuevo el experimento para ver como se comporta B, para ello duplicamos su concentración manteniendo la de A fija, esto es, ponemos 0.2 mol de B en el recipiente de un litro (concentración 0.2 M). El estudio de la reacción muestra ahora que al cabo del minuto se ha formado 0.4 M de producto, la cosa ha cambiado sustancialmente, cuando hemos duplicado la concentración de B, la velocidad de reacción se ha cuadruplicado. Esto nos indica que la velocidad de reacción crece de forma cuadrática con respecto a la concentración de B, observe que hemos multiplicado por 2 la concentración y la velocidad de reacción resulta multiplicada por 4 que corresponde a 22. A este reaccionante se le asigna entonces el orden 2 de modo que:

El orden 2 para un reaccionante significa que la velocidad de reacción se cuadruplica cuando se duplica la concentración del reaccionante.

Finalmente la velocidad de reacción del experimento es:

VR = k[A]1[B]2 = k[A][B]2  (normalmente cuando el exponente es 1 no se escribe)

Como el reaccionante A tiene orden 1 y el B orden 2 se dice que la reacción es de primer orden con respecto a A y de segundo orden con respecto a B.

En la práctica, en reacciones reales, se pueden encontrar órdenes entre 1 y 2 e incluso orden 0 que significa que el aumento de la concentración no acelera la reacción.

Ahora vamos a incluir algo importante, las reacciones reales mas comúnmente no se desarrollan en una sola etapa, ya habíamos visto arriba que es muy poco probable que choquen simultáneamente mas de dos moléculas, que resulten rotos todos los enlace, y que se formen al mismo tiempo todos los enlaces nuevos del producto, esta posibilidad tan remota los químicos la desechan y piensan en las reacciones siempre como choque entre solo dos moléculas que van formando productos intermedios durante el estado de transición, aunque estos productos intermedios no resulten físicamente presentes en el resultado final de la reacción, de todas maneras representen etapas diferentes del proceso global, y los químicos se empeñan constantemente en detectarlos durante las reacciones para poder entender a cabalidad el mecanismo de la reacción, y de ello se ha demostrado que:

Los exponentes (órdenes) especificados en la velocidad de reacción pueden ser equivalentes a los coeficientes de balanceo de la reacción pero solo cuando se trate de una de las etapas primarias del mecanismo de reacción.

Catálisis

Como se mostró arriba cuando una reacción tiene un gran valor de energía de activación es una reacción lenta y que podíamos acelerarla aumentando la temperatura. Pero esta no es la única vía para aumentar la velocidad de reacción, y en algunos casos no es ni siquiera apropiada, debido, primero, a que para aumentar la temperatura se necesita utilizar energía lo que puede encarecer la reacción, y segundo, que con el aumento de la temperatura se puede producir la descomposición de alguno de los reaccionantes dando lugar a sub-productos indeseados. La otra vía para acelerar la reacción es con el uso de catalizadores que son sustancias o elementos puros que aceleran (o retrasan según el caso) la reacción y que agregados a esta como parte de los reaccionantes, generalmente en pequeñas cantidades, no están presentes en los productos terminados.

El mecanismo de acción de los catalizadores es muy diverso pero en general su efectividad radica en que toman parte en las etapas intermedias de la reacción bajando la energía de activación de alguna de ellas (muy comúnmente la más lenta) lo que resulta en un incremento de la velocidad de la reacción global.

Por ejemplo, usted puede tener hidrógeno y oxígeno conviviendo perfectamente en un recipiente por largo tiempo en condiciones normales y su reacción para formar agua es tan lenta que la producción sea despreciable, no obstante, si introduce en el recipiente una pequeña cantidad de polvo de platino sobrevienen una explosión. El hecho se atribuye a que el platino absorbe el hidrógeno en forma atómica, es decir, rompe el fuerte enlace covalente H-H que es una de las barreras de la reacción de modo que la unión hidrógeno-oxigeno se produce muy rápidamente.

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