martes, 30 de noviembre de 2010

Rapidez de una reacción

Las reacciones químicas ocurren a diferentes velocidades, así tenemos reacciones que duran en fracciones de segundo, otras en cambio en minutos y otras años, en realizar.

El ejemplo de una reacción química lenta es la combustión del papel, necesita años, es una reacción espontánea, debido a que su Δ G<0.

(C6H12O6)n (s) + O2(g) → CO2(g) + H2O (l)

En cambio un ejemplo de reacción que se lleva a cabo en cuestión de segundos sería la neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de sodio.

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O (l)

Parte de la química que se estudia la rapidez de una reacción (velocidad de una reacción) y los factores que afectan dicha velocidad se conoce como Cinética química.

La velocidad de una reacción se define como el cambio en la concentración de un reactivo o un producto con respecto al tiempo.
v = [concentración]/ tiempo = moles / litro x segundo

Si consideramos una reacción hipotética general: A → B

En donde las moléculas de A se transforman en moléculas de B.

La velocidad de reacción es una medida de la rapidez con que se consume el reactivo A o se genera B.

En un intervalo de tiempo dado Δt, la velocidad de la reacción se puede expresar como un aumento de la concentración de B a lo largo de ese intervalo.

Velocidad = cambio de la concentración de B intervalo de tiempo
Velocidad = Δ[B] / Δt
Donde Δ[B] = concentración B en el tiempo final –la concentración de B en el tiempo inicial.
Como la concentración de B aumenta conforme avanza la reacción, Δ[B]es un número positivo.

También se puede calcular la velocidad de la reacción en términos del cambio de concentración de A.

Velocidad = Δ[A] / Δt
Donde Δ[A] = concentración A en el tiempo final –la concentración de A en el tiempo inicial.
Como la concentración de A disminuye conforme el tiempo avanza, Δ[A] es un número negativo. Pero como la velocidad de reacción es una cantidad positiva, es necesario adicionar un signo negativo en la expresión para que dicho valor sea positivo.
Velocidad = -Δ[A] / Δt

Teoría de las colisiones

Para que una reacción se lleve a cabo las partículas reaccionantes deben chocar (colisión) que permite un rea reglo de los átomos, electrones, enlaces químicos que originan la formación de nuevas especies llamado complejo activado.

El número de colisiones es directamente proporcional al número de partículas presentes en una reacción.

VαN°de colisiones/ segundo

Energía de activación

Llamado también energía del umbral, es un término introducido en 1889 por S. Arrheniusy se define como la energía que se debe superar para que una reacción química ocurra. Es decir, la energía de activación se le conoce también como la energía mínima necesaria para que una reacción química específica ocurra.

La energía de activación hace posible que las partículas se acerquen lo suficiente para que los electrones de su capa externa interactúen. Cuando chocan dos moléculas de reactivos, la colisión puede producir una ruptura de enlaces químicos y por consiguiente se forman nuevos enlaces dando lugar a las moléculas de los productos.

Factores que afectan la velocidad de reacción

  • La naturaleza de los reactivos
  • La concentración de los reactivos
  • La temperatura
  • La superficie de contacto
  • La presencia de catalizadores