Entender la teoría de las colisiones y su relevancia en la química

¿Alguna vez has cuestionado la rapidez con la que se desplazan las moléculas gaseosas? Esta velocidad varía según varios factores, incluyendo su masa y la temperatura. Una aproximación de los científicos señala que, a temperatura ambiente, las moléculas de oxígeno en el aire se mueven a más de 400 ms-1.

El papel de la teoría de colisiones en las transformaciones químicas

Explorando la teoría de colisiones para comprender las reacciones químicas

Al estudiar las numerosas reacciones que ocurren en la naturaleza, la teoría de colisiones es una de las explicaciones más relevantes. En su esencia, esta teoría plantea que existen dos factores críticos: la orientación adecuada y la energía suficiente de las moléculas involucradas para que ocurra una reacción química.

Moléculas en acción: el papel de la colisión en las reacciones químicas

Esta teoría no solo nos permite entender por qué podemos vivir en una atmósfera rica en moléculas de nitrógeno y oxígeno sin preocuparnos por la presencia de óxidos nitrosos, sino que también nos ayuda a analizar la velocidad de las reacciones y determinar la mejor forma de optimizar un proceso químico.

La relación entre colisiones y enzimología

La teoría de las colisiones puede ser útil para comprender el funcionamiento de las enzimas, ya que estas son catalizadores biológicos que aceleran las reacciones químicas. Varias hipótesis han sido propuestas para explicar cómo lo hacen:

• Una de ellas es que las enzimas aumentan la probabilidad de colisión entre las moléculas del sustrato y el sitio activo de la enzima, facilitando así la reacción química.
• Otra hipótesis sugiere que las enzimas cambian la orientación de las moléculas del sustrato para que estén en la posición ideal para la reacción.
• También se ha propuesto que las enzimas aportan energía adicional para que la reacción pueda tener lugar a una velocidad mayor.

Principios Fundamentales de la Teoría de las Colisiones

Un choque eficaz tiene lugar cuando las moléculas se encuentran en la postura adecuada y con la cantidad necesaria de energía para provocar una reacción.

Tanto la teoría de las colisiones como la del complejo activado establecen que las moléculas deben chocar en la posición correcta y con la energía adecuada para formar un complejo activado inestable en una fase de transición, dando lugar a una reacción.

La importancia de la teoría de las colisiones radica en que nos permite entender cómo podemos influir en la velocidad de una reacción. Al modificar la frecuencia y la energía media de los choques entre moléculas, podemos aumentar la rapidez con la que tiene lugar una reacción.

Teoría de Colisiones

El papel de las partículas en las reacciones químicas

La velocidad de una reacción química está determinada por el comportamiento de átomos, moléculas e iones que forman los reactivos. Según la teoría de colisiones, estas partículas pueden generar productos al chocar entre sí, siempre y cuando la colisión cuente con suficiente energía cinética y una orientación adecuada.

Por otro lado, si las partículas no poseen la energía cinética necesaria, podrán chocar pero sin provocar cambios en su estructura. A continuación, se muestra una figura que ilustra esta diferencia. En la primera colisión, las partículas simplemente rebotan entre sí y no se reordenan los átomos.

Causas del principio de choque

Even so, finding the right direction is not the end of the story. In order to react, colliding molecules also need the right amount of energy. This is because all reactions involve (firstly) the breaking of bonds, which is an endothermic process - meaning, it requires energy. The amount of energy needed varies depending on the species involved and the reaction itself, and it is known as activation energy.

The collision theory tells us that, even if molecules collide with perfect orientation, they will only react if they reach or exceed the activation energy. If they do not have enough energy, they will simply bounce off each other. We can visualize the activation energy of a reaction through enthalpy diagrams, also known as energy profiles. Here's an example of an energy profile for an exothermic reaction:

As this is an exothermic reaction, the products have less energy than the reactants. Overall, the reaction releases energy. However, in endothermic reactions, the products have more energy than the reactants and, in general, the reaction absorbs energy. Nevertheless, in endothermic reactions we still see the energy barrier, as shown below:

Colisiones y Ritmo de Reacción Una Exploración Teórica

Ahora comprendemos que, para que ocurra una reacción, las moléculas deben chocar con la orientación adecuada y la energía adecuada para que sea un choque exitoso. Mientras más choques efectivos tengamos por segundo, mayor será la velocidad de la reacción. Es importante tener en cuenta que solo una pequeña cantidad de choques resulta en una reacción, lo que significa que la mayoría de ellos son inefectivos debido a una mala orientación o falta de energía suficiente.

¿Cómo podemos aprovechar la teoría de colisiones para acelerar la velocidad de una reacción? Aunque no podemos alterar la orientación de las moléculas durante el choque, sí podemos influir en la frecuencia y necesidades energéticas de los choques de la siguiente manera:

• Alterando la concentración de las moléculas reaccionantes: al aumentar la cantidad de moléculas en una misma cantidad de espacio, aumenta la probabilidad de choques efectivos.
• Ajustando la temperatura: incrementar la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas, lo que resulta en choques más enérgicos.
• Utilizando catalizadores: estas sustancias reducen la energía requerida para la reacción, aumentando así la cantidad de choques efectivos.

Entonces, aunque no podemos modificar la orientación de las moléculas en el momento del choque, sí podemos manipular factores que influyen en su frecuencia y energía, y así aumentar la probabilidad de choques efectivos y, por ende, acelerar la velocidad de la reacción.

Contenido del Vídeo

En el año 1920, Gilbert N. Lewis y otros investigadores analizaron los diferentes factores que podían afectar a la velocidad de una reacción química. Como resultado, desarrollaron lo que se conoce como la Teoría de Colisiones, la cual se encarga de explicar cómo ocurren las reacciones a nivel molecular. De acuerdo con esta teoría, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que las moléculas de los reactivos choquen entre sí en el momento y de la manera adecuada, es decir, no todas las colisiones son efectivas y llevan a la formación de productos.

Para ilustrar esto, imaginemos un recipiente que contiene dos gases, como Cl2 y H2, que van a reaccionar para producir cloruro de hidrógeno (HCl). En tan solo un segundo, pueden tener lugar alrededor de 1030 colisiones entre estas moléculas. Sin embargo, solo algunas de estas colisiones darán lugar a la formación de HCl. Si esto no sucediera, la reacción se completaría en una fracción de segundo, lo cual no es el caso en la realidad. ¿Por qué?

Porque, además de las colisiones, hay otro factor clave que influye en la velocidad de una reacción: la orientación de las moléculas. Al observar un modelo molecular de la reacción entre H2 y Cl2 para formar HCl, vemos que es necesario que las moléculas se encuentren en una posición específica para que se produzca la reacción.

Teoría del complejo activado

La Teoría del Complejo Activado plantea que, en una colisión efectiva, se produce un complejo molecular inestable con energía excitada, conocido como etapa de transición. En esta etapa, los enlaces se forman y se rompen al mismo tiempo. Esto nos lleva al problema abordado al comienzo del artículo: a pesar de la gran cantidad de colisiones entre moléculas de oxígeno y nitrógeno en el aire, rara vez hay reacciones entre ellas. La Teoría de las Colisiones nos proporciona una explicación al respecto: en este caso, la mayoría de las moléculas carece de la energía necesaria para reaccionar. Además, para que ocurra una reacción entre el nitrógeno y el oxígeno, primero se deben romper los enlaces N≡N y O=O en las moléculas. Por lo tanto, según la Teoría del Complejo Activado, esta reacción debería pasar por una etapa de transición, formando una sustancia intermedia entre el nitrógeno y el oxígeno.

Evaluación conclusiva de la Teoría de Colisiones

La teoría de colisiones es una explicación de la velocidad de muchas reacciones químicas. Según esta teoría, para que una reacción ocurra, dos condiciones deben cumplirse:

• Las moléculas deben colisionar con la orientación correcta.
• Las moléculas deben colisionar con la energía suficiente.

Es decir, un choque efectivo se da cuando las moléculas colisionan de manera correcta y con la energía adecuada.

Existen varios factores que pueden afectar a la velocidad de una reacción química, algunos de ellos son:

1. La temperatura.
2. La presión.
3. La concentración de las sustancias involucradas.
4. La superficie de las partículas.
5. La presencia de un catalizador.

Tipos de choque

En el ámbito de la química se pueden distinguir dos tipos de choque: el efectivo y el no efectivo. Para determinar su efectividad, es posible visualizar el proceso de colisión y reacción como un diagrama de flujo.

Tomemos como ejemplo dos moléculas. Si en alguna de las etapas no se logra una reacción, se considera un choque no efectivo. Sin embargo, si todas las respuestas son afirmativas, entonces estaremos frente a un choque efectivo.

Resumen

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